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, cs, 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.
Fonte: Smaa Koraym na Universidade Johns Hopkins, MD, EUA
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.
| Calorímetro de massa vazia (g) | |
| Calorímetro de massa + água fria (g) | |
| Água fria em massa (g) | |
| Tfrio inicial (ºC) | |
| Tinicial quente (ºC) | |
| Calorímetro de massa + mistura de água fria e quente (g) | |
| Águaquente em massa (g) | |
| Tfinal (ºC) | |
| ΔTquente (K) | |
| ΔTfrio (K) | |
| Capacidade calorífica específica da água (J/g·K) | 4.184 |
| Capacidade calorífica do calorímetro (J/K) |
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.
| MassaMg (g) | |
| VolumeHCL adicionado (mL) | |
| T inicial (°C) | |
| Tfinal (°C) | |
| ΔTMg + HCl (K) | |
| DensidadeHCl (g/mL) | 1.039 |
| HCl maciço (g) | |
| Solução de massa (g) | |
| Capacidade calorífica específica de 2 M HCl (J/g·K) | 3.98 |
| ΔUMg + 2H+ ≈ ΔHMg + 2H+ (kJ) | |
| Reagente limitante (mol) | |
| Rendimento teórico (mol) | |
| ΔHMg + 2H+ (kJ/mol) |
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.
| Massa MgO (g) | |
| VolumeHCL adicionado (mL) | |
| T inicial (ºC) | |
| Tfinal (ºC) | |
| ΔTMgO + HCl (K) | |
| DensidadeHCl (g/mL) | 1.039 |
| HCl maciço (g) | |
| Solução de massa (g) | |
| Capacidade calorífica específica de 2 M HCl (J/g·K) | 3.98 |
| ΔUMgO + 2H+ ≈ ΔHMgO + 2H+ (kJ) | |
| Reagente limitante (mol) | |
| Rendimento teórico (mol) | |
| ΔHMgO + 2H+ (kJ/mol) |
| ΔHMg + 2H+ (kJ/mol) | |
| -ΔHMgO + 2H+ (kJ/mol) | |
| ΔHfH2O (kJ/mol) | |
| ΔHMgO (valor calculado; kJ/mol) | |
| ΔHMgO (valor da literatura; kJ/mol) | |
| Erro percentual |
Videos from this collection:
Now Playing
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
Chemistry
0 Views
See More