Resumo

O estudo da variação de temperatura que ocorre em reações químicas e,

consequentemente, da energia liberada ou cosumida na reação ou processo químico foi

estudado através da analise da variação de entalpia na mistura de dois líquidos,

principalmente compostos orgânicos (acetona, éter dietílico, metanol, etanol, glicerina) com

água ou entre si, onde se verificou que as reações com água são em sua maioria exotérmicas,

da variação em casos de solubilização (ou hidratação) de substâncias sólidas, sais, dentre os

quais apenas o Na2SO4 apresentou caráter exotérmico devido à estrutura da ligação formada; e

na reação de neutralização do ácido clorídrico (HCl) pelo hidróxido de sódio (NaOH), que

como toda reação de neutralização é exotérmica; com o auxílio de um calorímetro construído

previamente com materiais alternativos para os dois últimos casos, logo um olhar mais

cauteloso sobre os dados foi lançado visto que calorímetro apresentou-se pouco eficiente

sofrendo interferências do meio.

Introdução

A propriedade fundamental da termodinâmica é o trabalho, ou movimento contra uma

força, a capacidade total de um sistema realizar trabalho é chamada de energia interna, U. Não

pode-se medir a energia total de um sistema apenas as variações da mesma. Se um sistema

realiza um trabalho de 15 J, ele consumiu uma parte de sua energia armazenada e diz-se que

sua energia interna diminuiu 15 J, para representar essa variação ∆ U=−15 J . Em

termodinâmica o símbolo ∆ X significa um diferença na propriedade X :

∆ X=X final−X inicial

Um valor negativo de ∆ X significa que X diminuiu e um valor positivo de ∆ X que X

aumentou. Ao realizar trabalho a energia interna do sistema varia.

Intrinsecamente esta energia esta armazenada como energia cinética – translacional

rotacional e vibracional - e potencial nas moléculas, onde o efeito desta última só é relevante

para sólidos e líquidos, visto que para um gás ideal, a energia interna independe do volume. O

efeito macroscópico desta energia pode ser percebido pela temperatura ou variação da mesma,

visto que esta é justamente a medida do grau de agitação das moléculas, justamente o que se

faz no presente trabalho.

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Como dito a energia interna de um sistema pode ser alterada com a transferência de energia

de um corpo para outro ou para a vizinhança sob a forma de calor, que nada mais é do que a

energia transferida como resultado de uma diferença de temperatura entre dois sistemas o

processo é chamado de calor sensível.

     Nesse caso, pode-se associar à substância que constitui o corpo as propriedades que, por

razões históricas, são chamadas de calor específico e capacidade térmica molar.

     Sendo Q a quantidade de energia que flui da vizinhança para o corpo de massa m e ∆ T , a

correspondente variação de temperatura do corpo, define-se o calor específico pela expressão:

c=Q /m∆ T

O calor específico representa a quantidade de energia necessária para elevar de 1 0C a

temperatura de 1 g da substância considerada.

     O calor específico depende da temperatura ao redor da qual a variação ∆ T é medida.

Abaixo segue o valor desta constante para algumas substâncias mais comuns:

TABELA 1. Calor especifico de algumas substâncias comuns.

Substância Kcal/kg°C

Água (líquida) 1,000

Água (vapor) 0,374

Alumina 0,200

Alumínio

(polido)

0,220

Chumbo 0,030

Cobre 0,095

A energia flui como calor de uma região de temperatura alta para uma de temperatura baixa,

esta é a razão da variação de temperatura que ocorre nas reações. Conforme sua energia varia

essa diferença é mensurável com o auxilio de um termômetro, tal qual realizado.

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A energia que se tem disponível como calor a uma pressão constante é denominada

entalpia (H), cuja unidade no sistema internacional é o Joule (J). A entalpia pode ser definida

pela função de estado introduzida por Josiah Willard Gibbs:

H=U + PV

Onde U é a energia interna do sistema e PV é o produto da pressão pelo volume do sistema.

A variação de entalpia ∆ H é representada por uma proporção com um número fixo de

mols. Esta propriedade permite classificar as reações químicas como de dois tipos:

Endotérmicas (∆ H>0): o valor da entalpia aumenta, pois a reação ira absorver calor

do meio para se completar.

Exotérmicas (∆ H<0): é o oposto da anterior, o valor da entalpia irá diminuir durante

a reação, visto que ela irá liberar parte desta energia para se completar.

Vários fatores influem na variação da entalpia:

Quantidade de reagentes e produtos: o valor do ∆ H de uma reação varia em função da

concentração de cada um de seus participantes. O aumento da concentração provoca

um aumento proporcional da variação de entalpia.

Os estados físicos dos reagentes e produtos: substâncias no estado sólido provocam

variações de entalpia maiores do que no estado líquido; e estas maiores do que no

estado gasoso.

Estado alotrópico de reagentes e produtos: cada estado alotrópico tem um valor de

entalpia distinto.

Teoricamente, só é possível calcular o valor do ∆ H se forem conhecidas às entalpias

absolutas dos reagentes (H R) e dos produtos (H P): (∆ H=HP−HR). Tais valores, entretanto,

são impossíveis de serem obtidos na prática. Experimentalmente com o uso do calorímetro,

instrumento usado para a medida da quantidade de calor e do calor específico. Os quais

dividem-se em duas grandes categorias: aqueles nos quais são essenciais as medidas de

temperatura e aqueles cujo funcionamento se baseia sobre o conhecimento do calor latente em

jogo de uma determinada mudança de estado, só é possível obter valores de ∆ H , já que

representam o calor perdido ou recebido pelo sistema durante a transformação, técnica esta

utilizada para se estimar os valores de ∆ H na reação de neutralização do ácido clorídrico

(HCl) pelo hidróxido de sódio (NaOH) e na dissolução do hidróxido de sódio (NaOH) em

meio aquoso .

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Convencionou-se que toda substância simples no estado padrão (ou seja, no estado físico e

alotrópico mais estável a 25°C e 1 atm), tem entalpia igual a zero (0). A partir daí,

determinaram-se as entalpias de formação e combustão das substâncias.

Em 1840, um físico chamado Germain Henry Hess, com base em seus estudos sobre

calores de reação, descobriu que, de um modo geral, quando uma reação se dá em etapas, a

soma dos calores de reação correspondentes aos diversos estágios é igual ao calor de reação

obtido quando a reação é realizada completamente em uma só etapa.

Então, enunciou sua lei: "Quando uma reação química apresenta etapas

intermediárias, a variação de entalpia da reação geral equivale à soma das variações de

entalpia de cada uma das etapas intermediárias", ou seja, a variação de entalpia em uma

reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação, a reação principal

independe das reações intermediárias.

Logo se esperou que todos os dados obtidos condizem-se o máximo com estas leis

fundamentais da termodinâmica.

Objetivos

O presente trabalho tem por objetivos estudar a variação de temperatura de alguns

processos e associar isso a energia liberada ou consumida na reação/processo químico. Bem

como investigar a geração ou absorção de calor durante uma reação química através do uso de

um calorímetro, buscando padrões consistentes com as leis fundamentais da termodinâmica e

a Lei de Hess.

Materiais

Abaixo se encontram os materiais usados nas duas partes da experimentação:

Vidrarias/ Equipamentos:

Tubos de ensaio;Estante para tubos de ensaio;Termômetro (escala de -10°C – 100°C);Pipetas graduadas de 5 mL e de 10 mL;Espátula;

Vidro de relógio;Calorímetro (previamente construído e calibrado);Erlenmeyer de 125 mL;Becker de 25 mL;Proveta de 100 mL e 25 mL;Bastão de vidro;

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Balança semi-analítica.

Solventes:

Água destilada (H2O)Etanol (C2H6O)Metanol (CH3OH)Acetona (C3H6O)Glicerina (C3H8O3)Éter etílico (C4H10O)

Soluções:

Solução de 0,5 Mol/l de Hidróxido de sódio (NaOH);Solução de 0,25 Mol/l de Ácido clorídrico (HCl);Solução de 0,5 Mol/l de Ácido clorídrico (HCl).

Sais:

Cloreto de potássio (KCl);Nitrato de sódio (NaNO3);Nitrato de potássio (KNO3);Sulfato de sódio (Na2SO4);Hidróxido de sódio sólido (NaOH).

Metodologia

Parte 1

Entalpia de mistura de líquidos

Em um tubo de ensaio, com o auxílio de uma pipeta de 10 mL foi adicionado 2,5

mL de um dos solventes indicados na coluna A, com o auxilio de um termômetro

determinou-se a temperatura inicial deste solvente, a ele adicionou-se mais 2,5 mL de

outro, da coluna B. Agitou-se e com o termômetro a temperatura determinada entrou

no cálculo do ∆ H da reação visando determinar se a mesma era exotérmica ou

endotérmica.

Entalpia de solubilização (ou hidratação) de substâncias sólidas

Com 3 tubos de ensaio, devidamente identificados e o auxílio de uma pipeta foram

inseridos 3,0 mL de água destilada em cada um, com o termômetro mediu-se a

temperatura da água. Um de cada vez; 0,5 g de cada sal listado acima foi dissolvido

rapidamente. Durante 1 minuto, com um termômetro analisou-se a temperatura.

Entalpia de reações químicas: reação de neutralização

Com uma pipeta 2,5 mL de uma solução de ácido clorídrico (HCl) foram

adicionadas a um tubo de ensaio. Mediu-se a temperatura. Adicionou-se então 2,0 mL

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de hidróxido de sódio (NaOH). Agitou-se. Observou-se a temperatura final do sistema

e se realizou o cálculo desta variação.

Parte 2

Antes do inicio dos experimentos propriamente ditos construiu-se um

calorímetro segundo a metodologia de M. H. M. T. Assumpção; L. D. Wolf; V. G.

Bonifácio; O. Fatibello-Filho. Construção de um calorímetro de baixo custo para a

determinação de entalpia de neutralização. Eclet. Quím. vol.35 no.2 São

Paulo  2010. Primeiramente calibrou-se o calorímetro, visando determinar sua

constante térmica através da fórmula:

C=MaCa( Tced−TeqTeq−Tamb )

Na qual:

C = Contante térmica do calorímetro (cal/°C)

Ma = Massa da água (g);

Ca = Calor específico da água (cal/g°C);

Tamb = temperatura da água antes de qualquer aquecimento (°C);

Tced = temperatura cedida a água após seu aquecimento (°C);

Teq = temperatura de equilíbrio da água no calorímetro (°C).

Com o valor desta constante determinada é possível se determinar a quantidade de

calor liberada ou absorvida pelo sistema, através da fórmula:

Q=C . ∆ t

Onde:

Q = quantidade de calor (cal);

C = constante térmica do calorímetro (cal/°C)

ΔT = variação da temperatura (°C)

Devidamente calibrado o calorímetro deu-se início aos experimentos:

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Experimento 1

Em uma proveta colocou-se 100 mL de água destilada, transferiu-a para o calorímetro

e aferiu-se a temperatura. Com um vidro de relógio, em uma balança semi-analítica aferiu-se

0,5 g de KCl. Com um bastão de vidro o sal foi dissolvido na água dentro do calorímetro.

Após a mistura entrar em equilíbrio químico a temperatura final do sistema foi determinada e

com o valor encontrado e os devidos cálculos classificou-o como endotérmico ou exotérmico.

Experimento 2

Com o calorímetro limpo novamente adicionou-se 50 mL de solução de ácido

clorídrico (HCl) e aferiu-se sua temperatura. Depois a esta foram adicionados 50 mL de

solução de hidróxido de sódio (NaOH). Atingido o equilíbrio térmico a temperatura final da

reação foi medida e os devidos cálculos necessários para a classificação da reação foram

realizados.

Resultados e Discussão

A tabela abaixo (TABELA 2) relata os valores obtidos no experimento da variação de

entalpia na mistura de líquidos:

TABELA 2. Valores de Tdeterminados e o tipo de reação ocorrida

A B T inicial(°C) T final(° C) ∆ T (° C) Tipo

Metanol Água 22,5 31 8,5 Exotérmica

Etanol Água 23 29 6 Exotérmica

Acetona Água 22,3 27,5 5,2 Exotérmica

Glicerina Água 23 26,3 3,3 Exotérmica

Metanol Etanol 23,3 24 0,7 Exotérmica

Metanol Acetona 23,2 20 -3,2 Endotérmica

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Metanol Éter dietílico 19,5 20,2 0,7 Exotérmica

Éter dietílico Água 22 25 3 Exotérmica

Éter dietílico Acetona 22 20,2 -1,8 Endotérmica

Éter dietílico Metanol 22 21 -1 Endotérmica

A reação da água com diversas substâncias orgânicas, como se pode observar na tabela

acima é exotérmica, a razão deste efeito é que dentro da molécula de água (H2O) existe um

átomo de hidrogênio unido a um de oxigênio, formando o grupo OH. Nesse par, o H possui

uma carga elétrica positiva e o O uma negativa. Quando a água é misturada com um dos

compostos, o hidrogênio de uma molécula de um deles se junta ao oxigênio da molécula do

outro e vice-versa, visto que são todos compostos oxigenados, assim as cargas opostas se

atraem, por haver uma ligação tão perfeita entre as moléculas, a ligação química entre elas é

muito estável: não precisam de muita energia para se manterem unidas, pontes de hidrogênio.

Quando as substâncias estão separadas, a ligação entre elas não é tão estável e suas moléculas

necessitam de uma quantidade maior de energia para ficarem juntas. Como a energia

indispensável para que as moléculas da mistura se unam é, comparativamente, bem maior que

a necessária para manter a união das moléculas de cada uma das substâncias separadas, a

energia que sobra é liberada em forma de calor.

A dissolução dos sais em água pode ser expressa pelas seguintes equações

químicas presentes na TABELA 3:

TABELA 3. Reações de dissolução dos sais em H2O

Sal Reação

KCl KCl (s )+H 2 O ( l )+calor → K+¿ (aq )+C l−¿(aq) ¿¿

NaNO3 NaN O3 ( s)+H 2 O ( l )+calor → N a+¿ (aq )+N O3−¿( aq)¿ ¿

KNO3 KN O3 ( s )+H 2 O ( l )+calor → K+¿ (aq )+N O3−¿( aq)¿ ¿

Na2SO4 N a2 S O4 (s )+H2O (l )→2N a+¿ ( aq)+S O42−¿ ( aq )+calor ¿ ¿

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A tabela que segue (TABELA 4) relaciona a variação de temperatura ocorrida

durante a dissolução dos sais utilizados:

TABELA 4. Temperaturas mensuradas da dissolução dos sais em água

destilada.

Sal T inicialá gua(°C) T final(° C) ∆ T (° C) Tipo

KCl 23 17 -6 Endotérmica

NaNO3 23 17,5 -5,5 Endotérmica

KNO3 23 17 -6 Endotérmica

Na2SO4 23 23,5 0,5 Exotérmica

Observa-se que a única reação de dissolução exotérmica é a do sulfato de sódio

(Na2SO4), isto ocorre quando a energia absorvida para separar as partículas do soluto

(dissociação) é menor que a energia liberada na sua solvatação. Neste caso acontece liberação

de energia para o meio externo e este é aquecido. O inverso ocorre nas reações que são

endotérmicas.

A reação de neutralização, expressa pela equação química:

HC l(aq)+NaO H (aq)→N a(aq)+¿ +C l(aq)

−¿ +H3 O+¿+ calor¿¿¿

é considerada exotérmica, pois libera calor durante seu processamento, visto que a energia

necessária para se completar é menor do que a disponível, como resultado disso essa energia

extra não se perde, ela é liberada para o ambiente sob a forma de calor. Intrinsecamente o que

ocorre é uma variação do nível excitado dos elétrons, saindo de um nível de maior energia

para um de menor energia, além disso, três outros fatores justificam o caráter exotérmico da

reação: há um aumento da estabilidade das espécies ligantes com a formação de novas

ligações, um aumento de entropia devido a diminuição da camada de solvatação e a formação

de um sal ao final do processo.

Para comprovação foram obtidos os seguintes dados experimentais, destacados na

TABELA 5:

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TABELA 5. Valores experimentais obtidos na reação de neutralização do HCl por NaOH.

Solução Temperatura (°C)

HCl 22

HCl+NaOH 23

∆ T 1

Para a realização da segunda parte do experimento fez-se uso de um calorímetro,

visando mensurar a quantidade de calor (Q) utilizada durante a reação, para tanto se

determinou a capacidade térmica do mesmo, através da equação:

C=MaCaTced−TeqTeq−Tamb

=98,555 ×1 ×(76−55)

(55−23,2)≅ 65,05 cal

O experimento 1 é uma análise da parte 3, dos experimentos anteriores, sob o

ponto de vista de um calorímetro, permitindo assim que se calcule a quantidade de

calor gasta no processo. Segue abaixo o cálculo da quantidade de calor da reação:

T inicial=24,5 °CT final=27,5 ° CQ=C . ∆ t=65,05 ×3=195,15 cal

∆ T=3 ° C

O segundo experimento foi a dissolução de hidróxido de sódio, sólido, em água

destilada, segundo as equações:

 NaO H ( s )→H 2 O N a(aq)

+¿ +O H (aq)−¿ ¿¿ DH1

H (aq)+¿ +O H (aq)

−¿ → H 2 O¿¿ DH2

NaO H (s)+H (aq)+¿ →H 2 O Na(aq)

+¿ +H 2O(l)¿¿ DH3

De acordo com a lei de Hess:

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DH3 = DH1 + DH2

Abaixo se encontram os dados referentes a este experimento e o cálculo da quantidade

de calor no sistema:

mNaOH=5,060 g

T inicial=23,5 °C

T final=31,2 °C

Q=C . ∆ t=65,05 ×7,7≅ 500,89 cal

∆ T=7,7 ° C

Conclusões

Pela metodologia empregada pode-se perceber claramente que as situações de variação

da energia em sistemas químicos obedecem às leis fundamentais da termodinâmica. O

objetivo pretendido desde o inicio foi alcançado, obtendo-se assim uma comprovação prática

de toda a teoria abordada.

O primeiro experimento comprovou que as reações da água com compostos orgânicos

oxigenados, considerando os estudados (alcoóis, éter e cetonas), é exotérmica, devido à

ligação de baixa energia (ponte de hidrogênio) que surge, fazendo com que o excesso de

energia seja dissipado para o meio.

O segundo experimento analisou a variação de energia observada na dissolução de sais

em água, e neste caso o que determina o tipo de reação – exotérmica ou endotérmica – é a

relação entre a energia de dissociação e solvatação envolvidas.

Na segunda parte dos experimentos em que se empregou um calorímetro, construído

com materiais alternativos, os resultados obtidos não condizem com o valor real, visto que o

mesmo apresentava falhas que permitiam uma perda ou entrada de calor elevada do ambiente,

isso devido principalmente a um fraco isolamento térmico do meio, possivelmente aplicando

um papel laminado no mesmo houvesse uma considerável melhora na capacidade térmica do

mesmo, visto que dessa forma estaria se evitando interferências externas devidas a radiação.

Assim analisou-se a reação de neutralização entre NaOH e o H2SO4, servindo de

exemplificação para as demais reações de neutralização, visto que elas são exotérmicas

principalmente devido a formação de ligações de baixa energia e estáveis. E por fim a

dissolução, também exotérmica, do NaOH em água que recai no mesmo caso da dissolução

dos sais dita acima.

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Referências Bibliográficas

A água e os eletrólitos disponível em

http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/eletrolitos.html . Acesso em 2 de setembro

de 2010.

ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a Vida

Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Tradução de Ricardo Bicca de Alencastro. Porto Alegre:

Bookman Companhia Editora/Artmed Editora S. A., 2005.

Calor Específico Médio de Algumas Substâncias disponível em http://www.aalborg-

industries.com.br/downloads/calor-especifico-medio.pdf . Acesso em 26 de agosto de 2010.

Calorímetro disponível em http://pae.com.br/arquivos/calorimetroa1a1.pdf?

id_livro=84 . Acesso em 28 de agosto de 2010.

Dissociação Exotérmica disponível em

http://www.mundovestibular.com.br/articles/3719/1/DISSOLUCAO-DE-UM-SOLUTO-EM-

UM-SOLVENTE/Paacutegina1.html . Acesso em 2 de setembro de 2010.

Por que a mistura de água e álcool libera calor? Disponível em

http://super.abril.com.br/superarquivo/1992/conteudo_113004.shtml Acesso em 29 de agosto

de 2010

Teoria Cinética disponível em http://www.ufsm.br/gef/TeoCinetica09.htm. Acesso em

26 de agosto de 2010.

Termoquímica disponível em

http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/experimental2/termoquimica.htm. Acesso em 26 de

agosto de 2010.

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