RELATÓRIO - EXP 3 (1)

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
CENTRO DE CIÊNCIAS, TECNOLOGIA E SAÚDE - CCTS
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL
Disciplina: Química Experimental
Professor (a): Ana Paula Araújo Almeida
ESTUDO DE TERMOQUÍMICA: PROCESSOS EXOTÉRMICOS E ENDOTÉRMICOS
Elisângela Lima dos Santos - 172670250
Maria Luíza do Nascimento Cruz - 172670381
Pedro Victor Targino Macedo - 172670241
Ygor Kalenieves dos Santos Silva - 172670160
ARARUNA – PB
2018
OBJETIVOS
Obter uma noção sobre efeitos térmicos que acompanham processos químicos por meio de reações exotérmicas e endotérmicas.
INTRODUÇÃO
Várias reações químicas no nosso cotidiano ocorrem com perda e ganho de energia na forma de calor, pois a formação e a ruptura das ligações envolvem interação da energia com a matéria., diversas reações químicas e mudanças de estado físico envolvem trocas de energia na forma de calor, como por exemplo na queima de carvão que ocorre uma reação química de combustão com liberação de energia na forma de calor, a fotossíntese também é uma reação química onde a energia solar é absorvida para transformar gás carbônico e a água em glicose e oxigênio.
A termoquímica ou termodinâmica é a subdivisão da química que estuda as trocas de calor presente nas reações, tal calor pode ser entendido como uma forma de energia em transito, onde pode ocorrer dois tipos de processos, o endotérmico ou exotérmico. Os processos endotérmicos e exotérmicos estão presentes tanto em reações químicas quanto em mudanças de estados físicos.
Reações endotérmicas são aquelas em que ocorre a absorção de calor, nesses processos a entalpia (H) dos reagentes é menor que a entalpia dos produtos, onde a variação da entalpia (ΔH) terá sempre um valor positivo, o que confirma a absorção de energia.
Reações exotérmicas são aquelas em que o calor é liberado, a entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos produtos e a ΔH será sempre negativa, consequência da liberação de energia.
ΔH = Hprodutos – Hreagentes
MATERIAS UTILIZADOS
- Tubos de ensaio
- Pipetas
- Béquer
- Vidro de relógio
- Bastão de vidro
- Espátula
- Estantes para tubos de ensaio
- Balança analítica
- Termômetro
- Cronômetro
- Pêra
REAGENTES
- Água
- Tiossulfato de Sódio penta hidratado (Na2S2O3.5H2O)
- Carbonato de Sódio (Na2CO3)
- Hidróxido de Sódio (NaOH)
- Alumínio metálico
- Ácido Sulfúrico (H2SO4)
- Ácido Clorídrico (HCl)
- Ácido Nítrico (HNO3)
DESENVOLVIMENTO 
Os processos endotérmicos são aqueles em que ocorre a absorção de calor, o prefixo endo significa “para dentro”. Observa-se que nesses processos a entalpia (energia global simbolizada por H) dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes, a variação da entalpia (ΔH) ou o calor envolvido nos processos endotérmicos terá sempre um valor positivo. Logo, as equações químicas que simbolizam essas reações são representadas genericamente da seguinte forma:
Reagentes + calor → Produtos → (Produtos ΔH > 0)
Podemos representar o esquema de um diagrama de variação de entalpia de reações endotérmicas.
Para exemplificar uma reação endotérmica pode-se citar o cozimento de alimentos, no qual é necessário o fornecimento de energia. Já uma transformação de estado físico endotérmica é a mudança da água do estado liquido para o sólido.
Os processos exotérmicos são aqueles em que ocorre a liberação de calor, o prefixo exo significa “para fora”. Nesse caso, como se libera calor, a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes, por isso a variação de entalpia dos processos exotérmicos sempre será negativa. Logo, as equações químicas que simbolizam essas reações são representadas genericamente da seguinte forma:
Reagentes → Produtos + calor → (Produtos ΔH < 0)
Podemos representar o esquema de um diagrama de variação de entalpia de reações exotérmicas.
 
Uma reação comum de combustão é a queima da madeira. Sabe-se que esse processo ocorre com liberação de energia na forma de calor e também de luz. Uma mudança de estado físico de agregação, é a formação da neve.
Então pode-se afirmar que nos processos exotérmicos, o sistema perde calor e o ambiente é aquecido, já nos processos endotérmicos, o sistema ganha calor e o ambiente resfria-se.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Parte 1: Entalpia de Solubilização ou Hidratação de Substâncias Sólidas
Foram calculadas a variação de temperatura (ΔT) na reação de solubilização de dois sais previamente indicados pelo professor(a), os quais são o Na2CO3 e o Na2S2O3.5H2O.
Com o auxílio da pipeta foi adicionado 3,0 ml de água em um tubo de ensaio e com o termômetro foi medida a temperatura inicial da água (Ti). Com um vidro de relógio, um pedaço de papel e auxílio de uma espátula para não perder nenhuma grama do sólido pesou-se a massa dos sais, indicado pelo professor, e logo a pós adicionou-se ambos aos tubos de ensaio presentes nas estantes para não ocorrer contato com as mãos, pois o calor do corpo humano em contato com os tubos poderia afetar o resultado da reação, assim, após adicionar-se foram misturados rapidamente com o bastão de vidro verificando assim sua temperatura máxima atingida durante a reação (Tf). Tal procedimento foi realizado para ambos os sais. 
Obs.: Lembrando que o termômetro foi higienizado em cada um dos procedimentos para não haver contaminação.
Dados
ΔT = Tf – Ti
	Ti
	Sal
	Massa
	Tf
	ΔT
	25ºC
	Na2CO3
	1,06 g
	34ºC
	9ºC
	25ºC
	Na2S2O3.5H2O
	2,48 g
	13ºC
	-12ºC
Então, de acordo com a tabela indicada acima o sal Na2CO3 ao ser adicionado a água desencadeia uma reação exotérmica aumentando a temperatura com a liberação de energia no sistema, partindo da temperatura inicial de 25°C para a final de 34°C. Já o sal Na2S2O3.5H2O ao ser adicionado a água desencadeia uma reação endotérmica, absorvendo energia do sistema, partindo assim da temperatura inicial de 25°C para a final de 13°C.
Parte 2: Entalpia de Reações Heterogêneas: reação do Alumínio com a base NaOH
	Efetuou-se a verificação das temperaturas durante a reação de NaOH 10% com Alumínio.
	Com o auxílio de uma pipeta mediu-se 5 ml de NaOH 10%, logo após adicionou-se o mesmo em um tubo de ensaio, assim com o termômetro verificou-se a temperatura inicial da base (Ti). Com um pedaço de folha de alumínio amassada formou-se uma pequena esfera de 0,15g que foi adicionada no tubo de ensaio para ocorre a reação. Assim, a cada intervalo de um minuto foi registrada a temperatura da reação que durou 10 minutos ao todo, até quando a temperatura começou a diminuir
Dados
	2Al + 2NaOH + 2H2O --- 2NaAlO2 + 3H2(g)
	Ti 
do NaOH
	T1
	T2
	T3
	T4
	T5
	T6
	T7
	T8
	T9
	T10
	25ºC
	26ºC
	28ºC
	29ºC
	31ºC
	33ºC
	37ºC
	43ºC
	55ºC
	56ºC
	68ºC
De acordo com a tabela acima pode-se perceber que a reação entre o NaOH e a esfera de alumínio foi uma reação exotérmica que liberou energia no sistema, assim, variando de uma temperatura inicial de 25°C até uma final de 68°C.
Parte 3: Entalpia de reações químicas: reações de neutralização (HCl, H2SO4 e HNO3 com NaOH).
Efetuou-se os cálculos das variações de temperaturas na reação de neutralização dos ácidos HCl, H2SO4 e HNO3 com a base NaOH.
Com o auxílio da pipeta foram adicionados 2,5 ml de ácido em um tubo de ensaio presente na estante para não ocorrer contato com as mãos e com o termômetro verificou-se a temperatura inicial do ácido (Ti). Com outra pipeta foram adicionados 2,5 ml de NaOH no tubo de ensaio, após a mistura verificou-se a temperatura final da reação (Tf).
Este procedimento foi realizado e repetido do mesmo modo para cada um dos três ácidos. 
Dados
	Ácido
	Ti
	Tf
	ΔT
	H2SO4
	26ºC
	31ºC
	5ºC
	HCl
	26ºC
	30ºC
	4ºC
	HNO3
	26ºC
	30ºC
	4ºC
 
De acordo com a tabela é possível observa-se que em ambas as três reações entre os ácidos HCl, H2SO4, HNO3 e a base NaOH acorreram processos exotérmicos com liberação de energiano sistema.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Na parte 1, a reação entre o Na2CO3 e água apresentou um aumento da temperatura, com a consequência da liberação de calor para o sistema, caracterizando assim uma reação exotérmica, fenômeno também apresentado na parte 2 e 3 do experimento onde a temperatura do sistema aumentou. Já a reação entre o Na2S2O3.5H2O e água, da parte 1, apresentou uma diminuição da temperatura pela absorção de calor do sistema, que caracteriza assim uma reação endotérmica que resfriou o sistema.
CONCLUSÃO
Portanto, através desses experimentos foi possível observar-se os efeitos térmicos que acompanham os processos químicos e caracterizar uma reação em exotérmica, ou seja, as reações que liberaram energia no sistema ou endotérmica, as reações que absorveram energia assim resfriando o sistema, por meio dessas variações de temperaturas que ocorreram durante a reação, assim atingindo o objetivo inicial de demonstração desses processos.
ATIVIDADE
Nos processos exotérmicos ocorre a transferência de calor para vizinhança e aumenta a temperatura, nos processos endotérmicos ocorre à absorção de calor da vizinhança e reduz a temperatura. Variação de temperatura nos cloretos: NaCl, KCl e KNO3 e NH4Cl, nos três experimentos da série cloreto, observou-se que ocorre o processo endotérmico. Variação de temperatura nos nitratos: NaNO3 e KNO3, ocorre o processo endotérmico. Variação de temperatura nos sulfatos: Na2SO4, K2SO4 e Na2S2O3, o processo que ocorre nesses sulfatos analisados é endotérmico.
Na+ < K+ < NH4+
No sal anidro não há presença de água. Hidratar um sólido anidro significa introduzir na rede cristalina moléculas de água. Após a hidratação do sólido, permanecendo sólido, encontra-se em sua estrutura cristalina moléculas de água entre as moléculas ou os íons da substância sólida incialmente anidra. Durante a hidratação de um sólido, quando ele absorve moléculas de água, novas interações atrativas se formam entre as moléculas ou os íons da substância sólida anidra e a água, enquanto algumas das interações íon-íon já existentes tornam-se mais fracas, pois entre alguns pares de íons encontram-se moléculas de água. De uma forma geral, o processo de hidratação pode levar à liberação ou à absorção do calor de hidratação.
Esse tipo de reação é sempre exotérmico, pois parte da energia dos íons é utilizada para formar as ligações que formam as moléculas de água e a energia restante é liberada. Desse modo, o valor da entalpia de neutralização será sempre negativo.
H+(aq) + Cℓ-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → Na+(aq) + Cℓ-(aq) + H2O(ℓ)
2H+(aq) + SO42−​(aq) + 2Na+(aq) + 2OH−(aq) → 2H2​O(ℓ) + 2Na+(aq) + SO42−​(aq)
H+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → Na+(aq) + NO3-(aq) + H2O(ℓ)
2Al + 2NaOH + 2H2O --- 2NaAlO2 + 3H2(g)
ANEXOS
FOTOS
 
Na2S2O3.5H2O com água NaOH com alumínio 
 
 
 Na Água com 2CO3 Verificação da temperatura
 
 
 
 Massa Na2S2O3.5H2O e Massa Na2CO3
 
REFERÊNCIAS
https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/processos-endotermicos-exotermicos.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/processos-endotermicos-exotermicos.htm
https://guiadoestudante.abril.com.br/estudo/resumo-de-quimica-reacoes-endotermicas-e-exotermicas/
https://www.trabalhosgratuitos.com/Exatas/Quimica/Estudo-de-Termoqu%C3%ADmica-1073549.html
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/entalpia-neutralizacao.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equacoes-ionicas.htm
https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-reactions-stoichiome/types-of-chemical-reactions/a/complete-ionic-and-net-ionic-equations