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P ARTE D: D ETERMINAÇÃO DO C ALOR I NTEGRAL DE D ILUIÇÃO (*)

No documento QuimFisicaM [Manual Fundamentos].pdf (páginas 31-38)

1. Retire 50 mL da solução do interior do calorímetro e deixe esfriar até a temperatura inicial (ambiente). Descarte o restante da solução do calorímetro e lave-o cuidadosamente.

2. Devolva os 50 mL de solução para o calorímetro. Leia a temperatura de um em um minuto e anote a temperatura de equilíbrio.

3. Adicione 50 mL de água destilada à solução contida no calorímetro. A temperatura deve ser igual à da solução do interior do calorímetro.

4. Leia a temperatura a cada minuto e anote a temperatura de equilíbrio.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Utilize as equações (1) a (4) e os valores de temperaturas obtidos na parte A para calcular a capacidade calorífica do sistema calorimétrico. A densidade e o calor específico da água a ~80 °C são, respectivamente, 0,971 g/cm3 e ~1 cal/g°C.

2. Com os valores de temperatura obtidos na parte B e a capacidade calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor de neutralização (em J/mol) a partir da relação: ∆H = -Ccal∆Tcal/n, onde n é o número de mols neutralizados.

3. Com os valores de temperatura obtidos na parte C e a capacidade calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor integral de dissolução do sal (NaNO3 ou KNO3).

4. Com os valores de temperatura obtidos na parte D e a capacidade calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor integral de diluição do sal.

5. Compare seus resultados com os da literatura. 6. Calcule o erro relativo em cada caso e discuta.

Q

UESTÕES PARA O

R

ELATÓRIO

1. Se a quantidade de massa de cada composto fosse reduzida à metade, o calor de dissolução também seria reduzido à metade?

2. Explique o que aconteceria, em relação ao calor de dissolução, se a quantidade de solvente fosse o dobro da que foi usada no experimento. 3. Os valores obtidos são satisfatórios?

4. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos.

B

IBLIOGRAFIA

1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.

PRÁTICA N° 7:

DETERMINAÇÃO DA ENTROPIA DE UM PROCESSO IRREVERSÍVEL

O

BJETIVO

Calcular a variação de entropia para um processo irreversível.

I

NTRODUÇÃO

A variação da entropia é definida por

dSdqrev

T , (1)

em que a igualdade vale para processos reversíveis e a desigualdade para processos irreversíveis. Para uma transformação finita, a variação de entropia é dada pela integral:

Δ S =

1 2 dq

rev

T , (2)

que é a soma das variações de entropia para cada uma das etapas infinitesimais que compõem o processo irreversível. Sob pressão constante, o calor desenvolvido em cada etapa infinitesimal é:

dqrev = CpdT , (3)

onde dqrev é o calor trocado sob pressão constante, dT a variação de temperatura e Cp a capacidade calorífica a pressão constante. Substituindo (3) em (2) tem-se:

Δ S =

1 2 C pdT T = Cpln

(

T2 T1

)

, (4)

que fornece a variação da entropia do processo.

O processo em estudo é a mistura de duas amostras de água a diferentes temperaturas em um calorímetro adiabático: em uma etapa procede-se o resfriamento de uma amostra de água quente, com aquecimento do conjunto calorimétrico; em uma segunda etapa promove-se o aquecimento de uma amostra de água fria, com resfriamento do conjunto calorimétrico. O calor absorvido ou cedido pelo calorímetro é dado por:

qcal = C ΔT , (5)

onde C é a capacidade calorífica do sistema calorimétrico (equivalente d’água do calorímetro) e ΔT é a variação de temperatura. Devido à Primeira Lei:

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 02 Béqueres de 200 mL;

02 Provetas de 50 mL; 02 Provetas de 100 mL;

01 Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro); 01 Frasco de Dewar (Garrafa Térmica/Calorímetro) de 500 mL; 02 Termômetros (0-100 °C±0,5 °C).

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: CALIBRAÇÃO DO CALORÍMETRO

1. Meça com uma proveta 100 mL de água destilada e a transfira para o calorímetro. Com um termômetro leia a temperatura da água no calorímetro a cada minuto até que esta estabilize.

2. Em um béquer de 200 mL aqueça ~100 mL de água destilada a ~90 °C. Encha uma proveta de 50 mL com a água quente e, em seguida, devolva-a para o béquer. Repita esta operação mais duas ou três vezes até que a temperatura da água na proveta atinja ~80 °C. Anote a temperatura e, em seguida, transfira os 50 mL da proveta para o calorímetro.

3. Tampe o calorímetro com uma tampa contendo um termômetro e meça a temperatura do sistema (calorímetro+água quente) a cada minuto até que esta estabilize.

PARTE B: COLETA DE DADOS

1. Esvazie o calorímetro. Novamente, meça com uma proveta 100 mL de água destilada e a transfira para o calorímetro. Com um termômetro leia a temperatura da água no calorímetro a cada minuto até que esta estabilize. 2. Em um béquer de 200 mL resfrie ~100 mL de água destilada a ~0 °C. Encha uma proveta de 50 mL com a água gelada e, em seguida, devolva-a para o béquer. Repita esta operação mais duas ou três vezes até que a temperatura da água na proveta atinja ~5 °C. Anote a temperatura e, em seguida, transfira os 50 mL da proveta para o calorímetro.

3. Tampe o calorímetro com uma tampa contendo um termômetro e meça a temperatura do sistema (calorímetro+água gelada) a cada minuto até que esta estabilize.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Procure no manual de constantes físicas e químicas a densidade e o calor específico da água a pressão constante na temperatura em que você trabalhou. A partir destes dados e da utilização da equação (6), determine a capacidade calorífica do calorímetro.

2. A partir da equação (4), encontre ∆S para o aquecimento da água fria, para o resfriamento da água quente e o ∆S total para o conjunto calorimétrico nas etapas de calibração e de coleta de dados (partes A e B do procedimento). Apresente seus resultados em unidades SI.

Q

UESTÕES PARA O

R

ELATÓRIO

1. Os processos de mistura (partes A e B) são espontâneos? Justifique. 2. Os valores obtidos são satisfatórios?

3. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos.

B

IBLIOGRAFIA

1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.

PARTE 3

PRÁTICA N° 2:

DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO PELO MÉTODO DAS VELOCIDADES INICIAIS

O

BJETIVO

Determinar a ordem da reação de oxidação do iodeto de potássio pelo persulfato de potássio através do método das velocidades iniciais.

I

NTRODUÇÃO

Neste experimento será estudada a reação do iodeto de potássio (KI) com o persulfato de potássio (K2S2O8):

2 KI(aq) + K2S2O8(aq) I→ 2(aq) + 2 K2SO4(aq). (1) A velocidade inicial da reação pode ser medida trabalhando-se com uma concentração baixa e conhecida de íons tiossulfato (S2O32–), com formação de íons tetrationato (S4O62–):

2 S2O32–(aq) + I2(aq) 2I→ –(aq) + S4O62–(aq). (2) Esta reação é muito mais rápida que a primeira, que prossegue consumindo o iodo gerado na reação (1) até que todo tiossulfato tenha sido convertido em tetrationato. Quando isto ocorre, a mínima quantidade de iodo adicional, gerada pela reação (1), na presença do iodeto que ainda não reagiu, leva à formação de I3–, que pode ser revelado através do indicador amido. O intervalo de tempo decorrido entre o início da reação e a mudança na coloração da solução é uma medida da velocidade inicial da reação.

A lei de velocidade desta reação, à temperatura e força iônica constantes, pode ser escrita como:

v = −d[ S2O8 2– ] dt = k [S2O8 2– ]m[I-]n , (3)

onde m e n são as ordens de reação em relação ao persulfato (S2O82–) e ao iodeto (I–), respectivamente. Nesta prática, utilizaremos o método da velocidade inicial para encontrar m e n. Este método consiste na medição da velocidade de reação após um período de tempo curto o bastante para que a reação não tenha ocorrido apreciavelmente, mas longo o suficiente para que a velocidade não seja afetada pelo tempo de mistura dos reagentes. Para um dado conjunto de condições iniciais, mede-se o intervalo de tempo (Δt) entre o início da reação e o aparecimento de uma coloração azul característica, correspondente à formação de uma quantidade fixa de iodo (Δ[I2]) pela reação (1), que é determinada pela quantidade de tiossulfato utilizada na reação (2). A taxa de formação do iodo é igual à taxa de consumo do perssulfato e, portanto, à velocidade da reação.

Assumindo que a quantidade de tiossulfato utilizada satisfaz às condições necessárias à medida da velocidade inicial, tem-se:

v0 = −

(

d[S2O8 2–] dt

)

0 = +

(

d[I2] dt

)

0 + Δ [I2] Δ t . (4)

Uma vez que são feitas várias medidas em condições iniciais diferentes, porém se mantendo a quantidade de tiossulfato em um valor fixo, tem-se que Δ[I2] é o mesmo em cada uma das medidas, o que resulta em:

v0 = −

(

d[S2O8 2–] dt

)

0 = +

(

d[I2] dt

)

0 Const Δ t . (5)

Substituindo a equação (5) na lei de velocidade (3) e tirando o logaritmo neperiano de ambos os membros da equação resultante, obtém-se (confirme este resultado):

ln(1/ Δ t) = ln k + mln[S2O82–

] + n ln[I-] − C , (6)

em que C = ln(Const) = ln[Na2S2O3]. Logo, se fizermos um gráfico de ln(1/Δt)

versus ln[S2O82–], para [I–] constante, obteremos uma reta de inclinação igual a

m, e se fizermos um gráfico de ln(1/Δt) versus ln[I], para [S

2O82–] constante, obteremos uma reta de inclinação igual a n.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 01 Balão de 250 mL; 03 Balões de 500 mL; 14 Béqueres de 50 mL; 03 Buretas de 25 mL; 01 Pipeta volumétrica de 5 mL; 01 Pêra; 01 Termômetro (0-100 °C±0,5 °C); 14 Béqueres (de 50 ou 100 mL).

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: PREPARAÇÃO DAS SOLUÇÕES

No documento QuimFisicaM [Manual Fundamentos].pdf (páginas 31-38)

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