RELATÓRIO: EXPERIMENTO DE CALORIMETRIA
Elaborado por Anderson Dias Viana I Revisado por Paulo Correia
PARTE 1: Cálculo do calor liberado pela reação de decomposição do peróxido de hidrogênio 1) Organize os dados experimentais coletados na forma de uma tabela (essa será a Tabela 1 do relatório). Identifique as grandezas que foram consideradas nesse experimento e suas respectivas unidades. Inclua os valores de todas as replicatas que o grupo realizou no laboratório.
Tabela 1 - Dados obtidos da decomposição do peróxido de hidrogênio
Replicata Massa de H2O2(aq) [g] Temperatura Inicial [◦C] Temperatura Final [◦C]
1 40,00 25,0 40,0
2 42,00 26,0 41,0
3 45,00 25,0 42,0
2) Calcule o calor liberado para cada replicata, considerando que: 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡, 𝑜𝑛𝑑𝑒 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 Demonstre os cálculos. Replicata 1: 𝑚 = 40,00 𝑔 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 40,0°𝐶 – 25,0 °𝐶 = 15,0°𝐶 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡 𝑞 = 40,00 𝑔 . 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 . 15,0°𝐶 𝑞 = 2508,0 𝐽 Replicata 2: 𝑚 = 42,00 𝑔 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 41,0°𝐶 – 26,0 °𝐶 = 15,0°𝐶 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡 𝑞 = 42,00 𝑔 . 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 . 15,0°𝐶 𝑞 = 2633,4 𝐽 Replicata 3: 𝑚 = 45,00 𝑔 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 42,0°𝐶 – 25,0 °𝐶 = 17,0°𝐶 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡 𝑞 = 45,00 𝑔 . 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 . 17,0°𝐶 𝑞 = 3197,7 𝐽
3) Calcule o valor de ΔH para essa reação química, considerando a quantidade de H2O2 que foi
utilizada em cada replicata. Para isso, considere que:
𝐻2𝑂2 10 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑠 = 3%(𝑚/𝑣) = 0,88 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑑 = 1 𝑔 𝑚𝐿−1
Por último, calcule o valor médio para o ΔH considerando as três replicatas. Indique o desvio-padrão associado a esse valor médio.
Replicata 1: 1𝑔 1𝑚𝐿 40,00𝑔 𝑥 𝑥 = 40,00 𝑚𝐿 1000 𝑚𝐿 0,88 𝑚𝑜𝑙 40,00 𝑚𝐿 𝑥 𝑥 = 40,00 𝑚𝐿 . 0,88 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿 = 0,035 𝑚𝑜𝑙 0,035 𝑚𝑜𝑙 −2508,0 𝐽 1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝑥 = 1 𝑚𝑜𝑙 . −2508,0 𝐽 0,035 𝑚𝑜𝑙 = −71657,1 𝐽 ∆𝐻 = −71657,1 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 𝑜𝑢 − 71,7 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 Replicata 2: 1𝑔 1𝑚𝐿 42,00𝑔 𝑥 𝑥 = 42,00 𝑚𝐿 1000 𝑚𝐿 0,88 𝑚𝑜𝑙 42,00 𝑚𝐿 𝑥 𝑥 = 42,00 𝑚𝐿 . 0,88 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿 = 0,037 𝑚𝑜𝑙 0,037 𝑚𝑜𝑙 −2633,4 𝐽 1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝑥 = 1 𝑚𝑜𝑙 . −2633,4 𝐽 0,037 𝑚𝑜𝑙 = −71173,0 𝐽 ∆𝐻 = −71173,0 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 𝑜𝑢 − 71,2 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 Replicata 3: 1𝑔 1𝑚𝐿 45,00𝑔 𝑥 𝑥 = 45,0 𝑚𝐿 1000 𝑚𝐿 0,88 𝑚𝑜𝑙 0,040 𝑚𝑜𝑙 −3197,7 𝐽 1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝑥 = 1 𝑚𝑜𝑙 . −3197,7 𝐽 0,040 𝑚𝑜𝑙 = −79942,5 𝐽
Média ∆𝐻 ̅̅̅̅ = ∆𝐻1+ ∆𝐻2 + ∆𝐻3 3 = −71,7 + (−71,2) + (−79,9) 3 = −74,3 Desvio-padrão 𝑠2= (71,7 − 74,3)2+ (71,2 − 74,3)2+ (79,9 − 74,3)2 3 − 1 𝑠2= (−2,6)2+ (−3,1)2+ (5,6)2 2 = 6,76 + 9,61 + 31,36 2 𝑠2= 47,73 2 = 23,87 𝑠 = √23,87 = 4,9 A entalpia média será de ∆𝐻 = −(74,3 ± 4,9)𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1
4) O valor de ΔH pode ser calculado a partir de informações tabeladas. Nesse caso, obtemos o seguinte valor para a reação química de interesse:
𝐻2𝑂2(𝑎𝑞)→ 𝐻2𝑂(𝑙) + ½ 𝑂2(𝑔) 𝛥𝐻 = − 94,50 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1
Como explicar a diferença entre o valor experimental e o valor obtido por meio de cálculos? Utilize até 10 linhas (ou 300 palavras) para apresentar sua explicação.
A diferença entre o valor experimental tabelado e aquele obtido através de cálculos é que o segundo apresenta um valor (em módulo) menor do que o primeiro. Esse valor menor ocorre por causa da utilização do calorímetro que influencia no processo podendo absorver energia liberada pela reação ou permitindo que esta energia se dissipe para a vizinhança. A primeira influência pode ser detectada no laboratório pelo aquecimento do béquer que continha as substâncias.
PARTE 2: Cálculo da constante calorimétrica
5) Organize os dados experimentais coletados na forma de uma tabela (essa será a Tabela 2 do relatório). Identifique as grandezas que foram consideradas nesse experimento e suas respectivas unidades. Inclua os valores de todas as replicatas que o grupo realizou no laboratório.
Tabela 2 - Dados obtidos da mistura de água quente com água fria
Replicata Água Quente Água Fria Mistura
Volume [mL] Temperatura [°𝐶] Volume [mL] Temperatura [°𝐶] Temperatura [°𝐶]
1 25,0 60,0 24,0 20,0 36,0
2 24,0 65,0 26,0 17,0 38,0
6) O calor liberado pela água quente foi transferido para a água fria e para o calorímetro. Calcule o calor liberado pela água quente em cada replicata, considerando que:
𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡, 𝑜𝑛𝑑𝑒 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 Demonstre os cálculos.
Considerado que a 𝑑 = 1 𝑔 𝑚𝐿−1, podemos inferir que 𝑚 = 𝑉 Replicata 1: 𝑚 = 25,0 𝑔 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 36,0°𝐶 – 60,0 °𝐶 = −24,0°𝐶 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡 𝑞 = 25,0 𝑔 . 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 . −24,0°𝐶 𝑞 = −2508,0 𝐽 Replicata 2: 𝑚 = 24,0 𝑔 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 38,0°𝐶 – 65,0 °𝐶 = −27,0°𝐶 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡 𝑞 = 24,0 𝑔 . 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 . −27,0°𝐶 𝑞 = −2708,6 𝐽 Replicata 3: 𝑚 = 23,0 𝑔 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 40,0°𝐶 – 70,0 °𝐶 = −30,0°𝐶 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡 𝑞 = 23,0 𝑔 . 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 . −30,0°𝐶 𝑞 = −2884,2 𝐽
7) Calcule o calor absorvido pela água fria em cada replicata, considerando que: 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡, 𝑜𝑛𝑑𝑒 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1
Demonstre os cálculos.
Considerado que a 𝑑 = 1 𝑔 𝑚𝐿−1, podemos inferir que 𝑚 = 𝑉 Replicata 1: 𝑚 = 24,0 𝑔 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 36,0°𝐶 – 20,0 °𝐶 = 16,0°𝐶 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡 𝑞 = 24,0 𝑔 . 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 . 16,0°𝐶 𝑞 = 1605,1 𝐽
Replicata 2: 𝑚 = 26,0 𝑔 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 38,0°𝐶 – 17,0 °𝐶 = 21,0°𝐶 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡 𝑞 = 26,0 𝑔 . 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 . 21,0°𝐶 𝑞 = 2282,3 𝐽 Replicata 3: 𝑚 = 25,0 𝑔 𝐶 = 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 40,0°𝐶 – 15,0 °𝐶 = 25,0°𝐶 𝑞 = 𝑚 . 𝐶 . 𝛥𝑡 𝑞 = 25,0 𝑔 . 4,18 𝐽 𝑔−1 °𝐶−1 . 25,0°𝐶 𝑞 = 2612,5 𝐽
8) Calcule o calor absorvido pelo calorímetro, a partir da diferença entre o calor liberado pela água quente e o calor absorvido pela água fria em cada replicata. Demonstre os cálculos.
|𝑞𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒| = |𝑞𝑓𝑟𝑖𝑎|
Considerando que parte do calor da água quente é absorvida pelo calorímetro: |𝑞𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒| = |𝑞𝑓𝑟𝑖𝑎| + |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = |𝑞𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒| − |𝑞𝑓𝑟𝑖𝑎| Replicata 1: |𝑞𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒| = 2508,0 𝐽 |𝑞𝑓𝑟𝑖𝑎| = 1605,1 𝐽 |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = |𝑞𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒| − |𝑞𝑓𝑟𝑖𝑎| |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = 2508,0 𝐽 − 1605,1 𝐽 = 902,9𝐽 Replicata 2: |𝑞𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒| = 2708,6 𝐽 |𝑞𝑓𝑟𝑖𝑎| = 2282,3 𝐽 |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = |𝑞𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒| − |𝑞𝑓𝑟𝑖𝑎| |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = 2708,6 𝐽 − 2282,3 𝐽 = 426,3𝐽 Replicata 3: |𝑞𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒| = 2884,2 𝐽 |𝑞𝑓𝑟𝑖𝑎| = 2612,5 𝐽 |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = |𝑞𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒| − |𝑞𝑓𝑟𝑖𝑎| |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = 2884,2 𝐽 − 2612,5 𝐽 = 271,7𝐽
9) Calcule a constante calorimétrica dividindo o calor absorvido pelo calorímetro pela variação de temperatura que ele sofreu (igual a variação de temperatuta da água fria) em cada replicata, considerando que:
𝐶 = 𝑞 / ∆𝑡
Por último, calcule o valor médio para a constante calorimétrica (C) considerando as replicatas. Indique o desvio-padrão associado a esse valor médio.
Replicata 1: |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = 902,9𝐽 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 36,0°𝐶 – 20,0 °𝐶 = 16,0°𝐶 𝐶 = 𝑞 / ∆𝑡 𝐶 = 902,9𝐽 16,0°𝐶= 56,4 𝐽 °𝐶 Replicata 2: |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = 426,3𝐽 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 38,0°𝐶 – 17,0 °𝐶 = 21,0°𝐶 𝐶 = 𝑞 / ∆𝑡 𝐶 = 426,3𝐽 21,0°𝐶= 20,3 𝐽 °𝐶 Replicata 3: |𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = 271,7𝐽 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 40,0°𝐶 – 15,0 °𝐶 = 25,0°𝐶 𝐶 = 𝑞 / ∆𝑡 𝐶 = 271,7𝐽 25,0°𝐶= 10,9 𝐽 °𝐶 Média 𝐶̅ = 𝐶1+ 𝐶2+ 𝐶3 3 𝐶̅ = 56,4 + 20,3 + 10,9 3 = 29,2 Desvio-padrão 𝑠2= (56,4 − 29,2)2+ (20,3 − 29,2)2+ (10,9 − 29,2)2 3 − 1 𝑠2= (27,2)2+ (−8,9)2+ (−18,3)2 2 = 739,8 + 79,2 + 334,9 2 𝑠2= 1153,9 2 = 577,0 𝑠 = √577,0 = 24,0
10) Explique porque é possível calcular a constante calorimétrica a partir da mistura de duas porções de água em temperaturas diferentes. Utilize até 10 linhas (ou 300 palavras) para apresentar sua explicação.
Podemos calcular a constante pois sabemos que a transferência de energia não é perfeita e parte do calor será absorvido pelo calorímetro em vez de ser absorvido pela água fria. Esse calor absorvido pode ser quantificado uma vez que são conhecidas as condições iniciais do sistema, como temperatura e massa/volume. A diferença da temperatura da mistura obtida experimentalmente com o valor de temperatura da mistura calculado teórico corresponde a energia absorvida pelo calorímetro.
PARTE 3: Recálculo do calor liberado pela reação de decomposição do peróxido de hidrogênio
11) Verificar os cálculos já realizados no item 2, lembrando que o calor liberado pela reação provocou o aumento da temperatura do sistema. Calcule o calor absorvido pelo calorímetro em cada replicata, considerando que:
𝑞 = 𝐶. ∆𝑡, 𝑜𝑛𝑑𝑒 𝐶 = 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜 𝑛𝑜 𝑖𝑡𝑒𝑚 9 𝑒𝑚 𝐽 °𝐶−1 Demonstre os cálculos. Replicata 1: 𝐶 = 29,2 𝐽 °𝐶 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 40,0°𝐶 – 25,0 °𝐶 = 15,0°𝐶 𝑞 = 𝐶. ∆𝑡𝑞 𝑞 = 29,2 𝐽 °𝐶. 15,0°𝐶 𝑞 = 438,0 𝐽 Replicata 2: 𝐶 = 29,2 𝐽 °𝐶 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 41,0°𝐶 – 26,0 °𝐶 = 15,0°𝐶 𝑞 = 𝐶. ∆𝑡𝑞 𝑞 = 29,2 𝐽 °𝐶. 15,0°𝐶 𝑞 = 438,0 𝐽 Replicata 3: 𝐶 = 29,2 𝐽 °𝐶 𝛥𝑡 = 𝑡𝑓 – 𝑡𝑖 = 42,0°𝐶 – 25,0 °𝐶 = 17,0°𝐶 𝑞 = 𝐶. ∆𝑡𝑞 𝑞 = 29,2 𝐽 °𝐶. 17,0°𝐶 𝑞 = 506,6 𝐽
12) Calcule o calor total liberado pela reação através da soma do calor absorvido pelo sistema (item 2) e do calor absorvido pelo calorímetro (item 11) para cada replicata. Por último, calcule o valor médio para o calor liberado pela reação química considerando as replicatas. Indique o desvio-padrão associado a esse valor médio.
|𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| = |𝑄𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎| + |𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| Replicata 1: |𝑄𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎| = 2508,0 𝐽 |𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = 438,0 𝐽 |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| = |𝑄𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎| + |𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| = 2508,0 𝐽 + 438,0 𝐽 = 2946,0 𝐽 Replicata 2: |𝑄𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎| = 2633,4 𝐽 |𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = 438,0 𝐽 |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| = |𝑄𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎| + |𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| = 2633,4 𝐽 + 438,0 𝐽 = 3071,4 𝐽 Replicata 3: |𝑄𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎| = 3197,7 𝐽 |𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| = 506,6 |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| = |𝑄𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎| + |𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜| |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| = 3197,7 𝐽 + 506,6𝐽 = 3704,3 𝐽 Média |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| ̅̅̅̅̅̅̅̅̅̅ = |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙|1+ |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙|2+ |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙|3 3 |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| ̅̅̅̅̅̅̅̅̅̅ = 2946,0 + 3071,4 + 3704,33 = 3240,6 Desvio-padrão 𝑠2= (2946,0 − 3240,6)2+ (3071,4 − 3240,6)2+ (3704,3 − 3240,6)2 3 − 1 𝑠2= (−294,6)2+ (−169,2)2+ (463,7)2 2 = 86789,2 + 28628,6 + 215017,7 2 𝑠2 = 330435,5 2 = 165217,8 𝑠 = √165217,8 = 406,5 O calor total médio será de |𝑄𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙| = (3240,6 ± 406,5) 𝐽
13) Recalcule o valor de ΔH a partir dos valores obtidos no item 12 para cada situação experimental, utilizando as informações apresentadas no item 3. Por último, calcule o valor médio para o ΔH considerando as três replicatas. Indique o desvio-padrão associado a esse valor médio. Ex: ΔH = (54,3 ± 2,0) KJ mol-1. Demonstre os cálculos.
Replicata 1: 𝑛 = 0,035 𝑚𝑜𝑙 0,035 𝑚𝑜𝑙 −2946,0 𝐽 1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝑥 = 1 𝑚𝑜𝑙 . −2946,0 𝐽 0,035 𝑚𝑜𝑙 = −84171,4 𝐽 ∆𝐻 = −84171,4 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 𝑜𝑢 − 84,2 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 Replicata 2: 𝑛 = 0,037 𝑚𝑜𝑙 0,037 𝑚𝑜𝑙 −3071,4 𝐽 1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝑥 = 1 𝑚𝑜𝑙 . −3071,4 𝐽 0,037 𝑚𝑜𝑙 = −83010,8 𝐽 ∆𝐻 = −83010,8 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 𝑜𝑢 − 83,0 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 Replicata 3: 𝑛 = 0,040 𝑚𝑜𝑙 0,040 𝑚𝑜𝑙 −3704,3 𝐽 1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝑥 = 1 𝑚𝑜𝑙 . −3704,3 𝐽 0,040 𝑚𝑜𝑙 = −92607,5 𝐽 ∆𝐻 = −92607,5 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 𝑜𝑢 − 92,6 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 Média ∆𝐻 ̅̅̅̅ = ∆𝐻1+ ∆𝐻2+ ∆𝐻3 3 ∆𝐻 ̅̅̅̅ = (−84,2) + (−83,0) + (−92,6)3 = −86,6 Desvio-padrão 𝑠2= (−84,2 − (−86,6))2+ (−83,0 − (−86,6))2+ (−92,6 − (−86,6))2 3 − 1 𝑠2= (2,4)2+ (3,6)2+ (−6,0)2 2 = 5,76 + 12,96 + 36,0 2 𝑠2= 54,72 2 = 27,36 𝑠 = √27,36 = 5,2 A entalpia média será de ∆𝐻 = (−86,6 ± 5,2) 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1
14) Compare os valores experimentais de ΔH obtidos pelo seu grupo na Parte 1 e Parte 3 desse experimento. Discuta as possíveis diferenças entre eles e indique qual deles é mais confiável. Utilize até 10 linhas (ou 300 palavras) para apresentar sua explicação.
Os valores experimentais de ΔH da Parte 3 são mais confiáveis. A diferença dos ΔH de ambas as partes ocorre pelo fato do calorímetro absorver parte do calor da reação que só é contabilizada na parte 3. A discrepância ainda existente entre os dados experimentais e o valor tabelado da reação deve ocorrer pela perda de calor para a vizinhança que não pode ser contabilizado.
15) Considere que o gráfico a seguir representa a variação de energia para a reação de decomposição da água oxigenada sem a adição de fermento biológico.
Qual é a alteração que esse gráfico apresentará ao representar a reação de decomposição da água oxigenada na presença de fermento biológico? Utilize até 10 linhas (ou 300 palavras) para apresentar uma justificativa para a sua resposta.
A região 1 refere-se aos reagentes, a região 2 aos mecanismos de reação enquanto que a região 3 refere-se aos produtos. O fermento biológico atua como catalisador, influenciando na energia envolvida da região 2. O fermento biológico diminui a energia de ativação, tornando menor o pico da região 2, já que a reação se processará com uma energia de ativação menor.
