Why is polystyrene used to construct a calorimeter?

Polystyrene is an excellent insulator that minimizes heat exchange between the calorimeter's interior and external environment. This property ensures that the heat measured during reactions comes primarily from the chemical reaction itself rather than from heat loss to surroundings, making temperature measurements more accurate and reliable for calculating enthalpy changes.

What is the purpose of calibrating a calorimeter before measuring reaction heat?

Calorimeter calibration determines how much heat the calorimeter itself absorbs during temperature changes. By adding hot water to cold water and measuring the temperature change, you calculate the calorimeter's heat capacity. This value is then used to account for heat absorbed by the calorimeter during chemical reactions, ensuring accurate enthalpy measurements.

How does polishing magnesium ribbon affect the reaction with hydrochloric acid?

Polishing removes the outer layer of magnesium oxide that forms when magnesium metal is exposed to air. This reveals fresh, reactive magnesium metal underneath, ensuring the reaction proceeds efficiently and completely. Without polishing, the oxide layer would slow or inhibit contact between the magnesium and hydrochloric acid.

Why is stirring important during calorimetry experiments?

Stirring ensures uniform mixing of reactants and products throughout the solution, allowing the temperature probe to accurately measure the true temperature of the entire mixture. Vigorous stirring also helps dissolve reactants completely and distributes heat evenly, preventing localized hot or cold spots that would compromise temperature readings and enthalpy calculations.

What assumptions allow enthalpy change to equal internal energy change in these experiments?

The experiments assume constant pressure, negligible volume change as the solution heats, and no energy transfer between the solution and surroundings. Under these conditions, the enthalpy change equals the heat released or absorbed, which approximately equals the change in internal energy. These assumptions simplify calculations and make the measured temperature changes directly proportional to reaction enthalpy.

How do you calculate the enthalpy of formation of magnesium oxide from two separate reactions?

You measure the enthalpy of the magnesium-hydrochloric acid reaction and the magnesium oxide-hydrochloric acid reaction separately. Then you reverse the second reaction and combine it with the first reaction and the known enthalpy of formation of water using Hess's Law. This combination yields the enthalpy of formation of magnesium oxide, which you compare to literature values to determine percent error.

Why must magnesium oxide and hydrochloric acid reaction data be collected after the magnesium metal reaction?

The second reaction is performed after the first to allow time for data processing and to ensure the calorimeter is thoroughly cleaned and dried between experiments. Additionally, the experimental design uses both reactions together with Hess's Law to calculate the enthalpy of formation of magnesium oxide, requiring both datasets to be complete before final calculations can be performed.

Entalpia de Reação

Concepts Instructor Prep Student Protocol

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A termodinâmica é o estudo do calor e sua relação com a energia e o trabalho. Uma das propriedades termodinâmicas mais importantes é a entalpia, que indica a energia térmica transferida por um processo a pressão constante. A entalpia é usada para descrever reações químicas, onde a mudança de entalpia, ΔH, nos diz quanto calor é absorvido ou liberado durante uma reação química.

A entalpia é uma função de estado, o que significa que a mudança é independente do caminho e leva em consideração apenas o estado inicial e final. Assim, o ΔH de uma reação é calculado subtraindo a soma das entalpias dos reagentes da soma das entalpias dos produtos.

Se ΔH for positivo, a reação é endotérmica e absorve o calor do ambiente. Se ΔH for negativo, a reação é exotérmica e libera calor para o ambiente.

Podemos medir a mudança de entalpia de uma reação usando um sistema isolado como um calorímetro. Um calorímetro simplificado, como o que temos aqui, consiste em uma célula de amostra isolada com um agitador e um termômetro. À medida que a reação prossegue dentro da célula isolada, a temperatura muda e somos capazes de medir ΔT.

Podemos supor que nenhuma energia é transferida para dentro ou para fora da célula de amostra porque ela é isolada. Então, podemos então supor que a mudança de temperatura é devido à mudança de calor na reação.

Então, como usamos ΔT para calcular ΔH? A pressão constante, ΔH é igual ao fluxo de calor, Q. Q é igual à massa da substância vezes sua capacidade térmica específica e a mudança de temperatura. A capacidade térmica específica, c_s, é uma medida de quanto calor é necessário para aumentar a temperatura de 1 g de um material em 1 °C.

Um material com maior capacidade térmica específica requer mais energia para aumentar sua temperatura e vice-versa. Valores de capacidade térmica específica para substâncias comuns podem ser encontrados na literatura. Assim, podemos usar a capacidade térmica específica, juntamente com a massa da substância e a mudança de temperatura, para calcular ΔH para a reação.

Em seu experimento, mediremos a mudança na entalpia para a formação de óxido de magnésio a partir de magnésio e oxigênio. O uso de nosso calorímetro simples exige que meçamos o calor da reação indiretamente com uma série de etapas de reação separadas. Portanto, executaremos cada reação separadamente e mediremos ΔT e, por extensão, ΔH para cada reação. Então, de acordo com a Lei de Hess, a entalpia da reação geral é igual à soma de cada uma das entalpias da reação para cada etapa da reação.

Neste laboratório, você construirá um calorímetro simples usando copos de poliestireno e, em seguida, determinará experimentalmente a entalpia de formação de óxido de magnésio.

Print Procedure Steps

$$\rightleftharpoonup{xx}$$ $$\longleftharp{xx}$$, $$\longrightharp{xx}$$,

Fonte: Smaa Koraym na Universidade Johns Hopkins, MD, EUA

Coletando dados para calcular a capacidade de calor de um calorímetro

Este experimento usará um calorímetro de pressão constante feito de dois copos de poliestireno empilhados, uma tampa de papelão e uma sonda medindo a temperatura de uma solução em tempo real. O poliestireno é um bom isolante, então você pode presumir que nenhum calor é trocado entre o interior e o exterior dos copos. O próprio calorímetro absorverá um pouco de calor, que você contabilizará calculando sua capacidade de calor.

Na primeira parte deste experimento, você adicionará água quente à água fria no calorímetro e medirá o aumento da temperatura. Após o experimento, você calculará quanto calor a água quente perdeu para o calorímetro, em vez de para a água fria.

Coloque um jaleco, óculos ou óculos de segurança resistentes a respingos e luvas descartáveis. Certifique-se de que sua hotte esteja limpa e pronta para uso e que sua coifa esteja limpa e sem danos.
Para iniciar o laboratório, empilhe dois copos de poliestireno para formar o recipiente calorímetro isolado. Coloque uma barra de agitação magnética no calorímetro.

Meça a massa combinada dos copos vazios e da barra de agitação em uma balança de carregamento superior zerada. Registre isso em seu caderno de laboratório como a massa vazia do calorímetro e retorne à sua capela.

Tabela 1: Calibração do calorímetro

_{Calorímetro de massa vazia}(g)
_{Calorímetro de massa + água fria} (g)
_{Água fria} em massa (g)
T_{frio inicial} (ºC)
T_{inicial quente}(ºC)
_{Calorímetro de massa + mistura de água fria e quente}(g)
Água_quente em massa (g)
T_final(ºC)
ΔT_quente (K)
ΔT_frio (K)
Capacidade calorífica específica da água (J/g·K)	4.184
Capacidade calorífica do calorímetro (J/K)

Clique aqui para baixar a Tabela 1

Meça 50 mL de água fria da torneira e despeje no calorímetro. Meça a massa combinada, registre-a em seu caderno de laboratório e traga o calorímetro de volta para sua estação de trabalho.
Calcule a massa da água fria, ou m_fria, subtraindo a massa do calorímetro vazio da massa do calorímetro com água fria.
Meça 50 mL de água deionizada e despeje em um béquer de 150 mL. Coloque o copo em uma placa de aquecimento sob uma pinça de termômetro e fixe um termômetro digital na água.
Coloque o calorímetro no centro de uma pequena placa de agitação sob outro grampo de termômetro e cubra-o com uma tampa de papelão com um orifício no centro.
Ligue seu dispositivo de gravação de dados e configure-o para registrar a temperatura ao longo do tempo. Defina a taxa de gravação de dados para duas leituras por segundo e a duração da gravação para 600 s.
Insira a sonda de temperatura através do orifício na tampa do calorímetro e prenda-a no lugar. A sonda deve sempre ser fixada alta o suficiente para que você possa levantar a tampa.
Ligue o motor de agitação e aumente a velocidade de rotação até que a barra de agitação esteja mexendo continuamente no calorímetro.
Assim que a temperatura mostrada no dispositivo de aquisição de dados se estabilizar dentro de mais ou menos 0.1 °C, registre-a em seu caderno de laboratório como T_cold-initial.
Em seguida, ligue a placa de aquecimento e monitore a temperatura da água com o termômetro digital. Enquanto espera, leve algumas toalhas de papel para o exaustor.
Quando a água atingir 60 °C, desligue a placa de aquecimento. Remova a sonda de temperatura da água fria, limpe-a e segure-a ou prenda-a na água quente. Certifique-se de que a sonda não toque na parte inferior do béquer enquanto a leitura da temperatura se estabiliza.
Registre a temperatura em seu caderno de laboratório como T_hot-initial. Em seguida, remova a sonda da água quente, limpe-a e coloque-a de volta no calorímetro.
Assim que a leitura da temperatura se estabilizar, inicie a coleta de dados e aguarde até que o dispositivo registre alguns segundos de dados.
Em seguida, despeje cuidadosamente a água quente no calorímetro. Monitore a leitura da temperatura à medida que a água quente e fria se misturam.
Quando a temperatura atingir o máximo, o que significa que a temperatura não está mais aumentando, continue coletando dados por 5 a 6 minutos para garantir que você registre uma temperatura de equilíbrio.
Em seguida, interrompa a coleta de dados e nomeie os dados como 'calibração'. Remova a sonda e a tampa do calorímetro e reserve.
Meça a massa do calorímetro cheio de água na balança de carregamento superior.
Registre a massa em seu caderno de laboratório e traga o calorímetro de volta para a capela
.
Calcule a massa da água quente, ou m_quente, subtraindo a massa do calorímetro contendo água fria da massa do calorímetro contendo água quente e fria misturada.
Remova a barra de agitação magnética do calorímetro e despeje a água na pia.
Seque bem o calorímetro e a barra de agitação e retorne a barra de agitação ao calorímetro antes de prosseguir.

Mg_(s)+ 2 HCl_(aq) → MgCl_2(aq)+ H₂_(g)

Esta é a primeira reação que você realizará no calorímetro. Aqui, o magnésio metálico é oxidado a magnésio 2+ e o H+ é reduzido a gás hidrogênio. Você continuará trabalhando em uma hotte devido aos perigos associados aos reagentes e produtos dessa reação. A fita de metal de magnésio é reativa à água e inflamável. O ácido clorídrico é corrosivo e tóxico, e o gás hidrogênio também é inflamável.

Crie uma nova execução de coleta de dados com as mesmas configurações de antes.
Rotule um béquer de 600 mL para resíduos aquosos de magnésio, que devem ser descartados separadamente no final do laboratório.
Obtenha a fita de magnésio, que é fornecida em tiras pré-cortadas de 0,45 a 0,55 g. Coloque um pedaço de fita em um barco de pesagem e traga-o de volta ao capô.
Em seguida, use uma toalha de papel e lixa para polir a fita de magnésio, revelando um material brilhante e prateado. O polimento remove a camada externa de óxido de magnésio que se forma quando o magnésio metálico é exposto ao ar.
Corte a fita de magnésio polido em pedaços de 0,5 a 1 cm de comprimento no barco de pesagem.

Use uma balança analítica e um segundo barco de pesagem para medir a massa precisa do seu magnésio. Registre a massa em seu caderno de laboratório. Em seguida, descarte o recipiente de pesagem extra e traga os pedaços de magnésio de volta para a hotte.

Tabela 2: Primeira reação Mg + 2 HCl

Massa_Mg (g)
Volume_HCL _adicionado (mL)
_{T inicial} (°C)
T_final (°C)
ΔT_{Mg + HCl} (K)
Densidade_HCl (g/mL)	1.039
_HCl maciço (g)
Solução demassa (g)
Capacidade calorífica específica de 2 M HCl (J/g·K)	3.98
ΔU_{Mg + 2H}+≈ ΔH_{Mg + 2H}+ (kJ)
Reagente limitante (mol)
Rendimento teórico (mol)
ΔH_{Mg + 2H}+ (kJ/mol)

Clique aqui para baixar a Tabela 2

Agora, traga um copo de 150 mL e um vidro de relógio para a capela de exaustão para dispensar HCl e despeje cuidadosamente cerca de 110 mL de HCl 2,0 M no copo. Cubra o copo e transporte-o de volta para o capô.
Use um cilindro graduado de 50 mL para adicionar 100 mL de HCl 2 M ao calorímetro seco. Registre o volume total de HCl adicionado e neutralize quaisquer gotas de ácido derramado.
Em seguida, coloque o calorímetro na placa de agitação, cubra o calorímetro e prenda a sonda de temperatura no lugar.
Ajuste o motor de agitação para uma velocidade média-alta e comece a registrar os dados de temperatura. Aguarde a coleta de 30 s de dados para obter uma temperatura inicial precisa.
Em seguida, levante a tampa de papelão e adicione os pedaços de magnésio ao calorímetro de uma só vez.
Ajuste a velocidade de agitação para que as peças mexam rapidamente. nota: É importante mexer bem a mistura para dissolver o máximo possível de magnésio no ácido.
Agora, feche o calorímetro e monitore a leitura dos dados à medida que a temperatura aumenta. Quando a temperatura atingir o máximo, permita que a coleta de dados continue por mais cinco minutos. Em seguida, pare a coleta de dados e desligue o motor de agitação.
Para evitar a contaminação cruzada em seu próximo experimento, enxágue bem a sonda de temperatura com água deionizada e colete o enxágue no copo de resíduos.
Em seguida, remova o calorímetro da placa de agitação e recupere a barra de agitação com uma pinça. Limpe a barra de agitação e a pinça da mesma maneira.
Despeje o conteúdo do calorímetro no lixo e lave bem o calorímetro com água deionizada. Seque o calorímetro com papel toalha.
Alterne a ordem de empilhamento dos copos de poliestireno para fornecer uma superfície interna limpa para a próxima reação. Seque a pinça, a barra de agitação e a sonda de temperatura e retorne a barra de agitação ao calorímetro.

MgO_(s)+ 2 HCl_(aq) → MgCl_2(aq)+ H₂O_(l)

Aqui está a segunda reação que você realizará no calorímetro. Esta é uma reação ácido-base na qual o óxido de magnésio neutraliza o HCl. Como antes, o cloreto de magnésio permanecerá em solução como íons solvatados. O óxido de magnésio é um irritante respiratório, portanto, tenha cuidado ao medi-lo.

Crie uma nova execução de coleta de dados com as mesmas configurações de antes para continuar com o laboratório.

Meça aproximadamente 1 g de óxido de magnésio em uma balança analítica e registre a massa precisa em seu caderno de laboratório.

Tabela 3: Segunda reação MgO + HCl

_{Massa MgO} (g)
Volume_{HCL adicionado} (mL)
_{T inicial}(ºC)
T_final (ºC)
ΔT_{MgO + HCl}(K)
Densidade_HCl (g/mL)	1.039
_HCl maciço (g)
_Solução de massa (g)
Capacidade calorífica específica de 2 M HCl (J/g·K)	3.98
ΔU_{MgO + 2H}+ ≈ ΔH_{MgO + 2H}+(kJ)
Reagente limitante (mol)
Rendimento teórico (mol)
ΔH_{MgO + 2H}+ (kJ/mol)

Clique aqui para baixar a Tabela 3

Use seu béquer de 150 mL para transportar cerca de 110 mL de HCl 2 M para sua capela de exaustão. Despeje 100 mL de HCl no calorímetro e registre o volume de HCl em seu caderno de laboratório.
Configure o calorímetro na placa de agitação da mesma forma que no último experimento. Comece a mexer em alta velocidade e comece a coletar dados de temperatura. Aguarde 30 s para estabelecer uma leitura precisa da temperatura inicial.
Em seguida, levante a tampa do calorímetro e despeje o óxido de magnésio no calorímetro de uma só vez. Certifique-se de que a mistura esteja mexendo vigorosamente antes de recolocar a tampa. Monitore a leitura da temperatura à medida que aumenta.
Quando a temperatura atingir o máximo, colete mais 5 minutos de dados. Em seguida, pare a coleta de dados e desligue o motor de agitação.
Salve seus dados e transfira o arquivo para um computador ou unidade flash, para que você possa processá-lo mais tarde.
Agora, limpe e seque a sonda, mexa a barra e a pinça da mesma forma que antes. Despeje a mistura de reação no copo de resíduos e enxágue o interior do calorímetro antes de descartar os copos.
Neutralize os resíduos ácidos de magnésio com bicarbonato de sódio, confirme se o pH é aceitável com papel de pH e despeje-o em um recipiente designado para resíduos aquosos de magnésio.
Enxágue bem o béquer com água deionizada e despeje o enxágue no lixo. Feche o recipiente de resíduos quando terminar.
Em seguida, guarde o equipamento de laboratório e lave os vidros de acordo com os procedimentos padrão do laboratório.
Neutralize qualquer resíduo ácido aquoso que não contenha magnésio com bicarbonato de sódio antes de jogá-lo no ralo.
Descarte os barcos de pesagem, lixa e copos adequadamente para o seu laboratório, limpe os materiais derramados em sua capela e jogue fora toalhas de papel usadas e outros tipos de lixo.

Results
- Primeiro, plote seus três conjuntos de dados com temperatura no eixo y e tempo no eixo x.
- Encontre as mudanças de temperatura necessárias para seus cálculos, começando com seus dados de calibração. Você mediu as temperaturas quentes e frias iniciais diretamente, então você só precisa encontrar T_final, que é o pico de temperatura estável após a mistura da água. Preencha os valores inicial e final e resolva ΔT_quente e ΔT_frio.
- Em seguida, observe os dados de suas reações. Tal como acontece com os dados de calibração, Tfinal para cada reação é a temperatura de pico. T_inicial é a temperatura estável antes do início de cada reação. Preencha esses valores e resolva para obter ΔT para cada reação. Como ΔT é uma diferença de temperatura e os graus Celsius e Kelvin têm o mesmo intervalo, você pode simplesmente alterar as unidades para Kelvin.
- Agora, calcule a capacidade térmica do seu calorímetro e as mudanças na energia interna das reações. Para esses cálculos, suponha que a pressão fosse constante, o volume da solução quase não mudava à medida que aquecia e que não havia transferência de energia entre a solução e seus arredores. Sob essas suposições, a mudança de entalpia é igual ao calor, que por sua vez é aproximadamente igual à mudança na energia interna.
- Primeiro, calcule a capacidade térmica do seu calorímetro. Comece preenchendo as massas das porções quente e fria de água da primeira parte do laboratório. Preencha os valores_{ΔT quente} e ΔT_frio que você calculou a partir de seus dados de calibração. Use a capacidade térmica específica da água à pressão ambiente e resolva a capacidade térmica do seu calorímetro.
- Em seguida, calcule a energia interna da primeira reação. Determine a massa de sua solução somando as massas de seus reagentes. ΔT vem do seu gráfico. Você conhece a capacidade térmica do seu calorímetro e a capacidade térmica específica de 2 M HCl é de cerca de 3,98 J/K⋅g. Preencha esses valores e resolva para encontrar a energia interna e, portanto, a entalpia aproximada dessa reação. Use o mesmo processo para estimar a entalpia da segunda reação.
- Para cada reação, identifique o reagente limitante e calcule o rendimento teórico em moles. Com base nisso, dimensione as entalpias para obter um rendimento de 1 mol.
- Agora, calcule a entalpia de formação de óxido de magnésio usando esses valores e a entalpia conhecida de formação de H₂O. Observe que sua segunda reação deve ser revertida para que essas três reações se somem à formação de óxido de magnésio, então você usará a entropia negativa da reação direta.
  Tabela 4: Cálculo da entalpia de formação de MgO
  
  ΔH_{Mg + 2H}+ (kJ/mol)
  -ΔH_{MgO + 2H}+ (kJ/mol)
  ΔH_fH₂O (kJ/mol)
  ΔH_MgO (valor calculado; kJ/mol)
  ΔH_MgO (valor da literatura; kJ/mol)
  Erro percentual
  Clique aqui para baixar a Tabela 4
- Por fim, calcule o erro percentual entre o valor calculado e a formação de entalpia conhecida do óxido de magnésio.

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ΔH_{Mg + 2H}+ (kJ/mol)
-ΔH_{MgO + 2H}+ (kJ/mol)
ΔH_fH₂O (kJ/mol)
ΔH_MgO (valor calculado; kJ/mol)
ΔH_MgO (valor da literatura; kJ/mol)
Erro percentual

Entalpia de Reação

Tabela 1: Calibração do calorímetro

Tabela 2: Primeira reação Mg + 2 HCl

Tabela 3: Segunda reação MgO + HCl

Tabela 4: Cálculo da entalpia de formação de MgO

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