Actividade 2 -Me(n)talyzed

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Índice

Constituição do grupo

- André Santa-Marta, nº6, 12ºB;

- Margarida Brotas, nº18, 12ºB.

Factores que influenciam o poder energético de combustíveis

Poder calorífico (ou poder “energético") de um combustível corresponde à entalpia padrão por quilograma de combustível (Kj/Kg).

Associa-se o poder “energético “ de um combustível orgânico com os três factores seguintes:

- Quantidade de oxigénio na molécula;

- O número de átomos de carbono na cadeia;

- A posição do grupo funcional.


Quantidade de oxigénio na molécula

O composto na sua combustão vai quebrar ligações C – H, C – C, que têm energias de ligação menores que as ligações C = O e O – H, que se vão formar.

Como: ΔE = Σ Elig (reagentes) - Σ Elig (produtos)

Assim na formação das ligações é libertada mais energia que aquela que é necessária para a quebra das ligações (ΔcHº <0), dando-se uma reacção exotérmica. Na combustão de um composto contendo um ou mais grupos funcionais oxigenados, existem ligações O-H e/ou C=O que já estão formadas, diminuindo a energia libertada na combustão.


Este factor não será tão estudado nestas experiências, pois apenas testaremos álcóois, contendo estes todos a mesma quantidade de oxigénio.

O número de átomos de carbono na cadeia

Quanto maior for a cadeia, maior número de ligações C-H e C-C vai ter a molécula e por isso maior vai ser o número de ligações C = O e O – H formadas. Isso irá implicar um maior poder calorífico também. No entanto, existem excepções como o octano, que tem maior cadeira que o heptano e consequentemente maior massa molar, maior entalpia de combustão, factor que irá implicar menor poder “energético”.

A posição do grupo funcional

Os álcoois secundários são mais estáveis que os álcoois primários.

Para a formação das moléculas de CO2 e H2O têm que ser quebradas as ligações das moléculas iniciais, gastando-se tanto mais energia quanto mais estáveis estas forem.

Exemplo: Propan-1-ol – ΔH = - 2021KJ/mol

Propan-2-ol – ΔH = - 2006KJ/mol

Após o cálculo dos poderes caloríficos e das entalpias padrão de combustão, é necessário interpretá-los consoante estes três factores.

Parte A - Construção do calorímetro

Iremos construir um calorímetro a volume constante, que seja eficaz o suficiente para medir transferências de energia de uma combustão.

Material

- Cortiça colante fina;

- Cortiça grossa;

- Uma lata de alumínio de Nesquik;

- Termómetro;

- Agitador de vidro;

- Tripé;

- Lamparina;

- X-acto;

- Cola;

- Fita-cola;

-Papel de alumínio.

Procedimento

1. Retirar o rótulo da lata, de modo a evitarem-se combustões inesperadas;

2. Fazer medições do diâmetro e da altura da lata;

3. Construir uma tampa de cortiça, com dois furos (onde se irão colocar o agitador e o termómetro) à medida do topo da lata, de modo a tapá-la. É importante que esta tampa seja possível de se retirar, de modo a podermos pôr o conteúdo desejado no interior da lata;

4. Forrar a lata com cortiça, consoante as suas medidas, deixando apenas a base livre, para que esta possa ser aquecida pela lamparina;

5. Colocar a lata sobre um tripé e sob este dispor a lamparina;

6. Revestir todo o sistema com um cilindro de cortiça (sem base), feito à medida, e forrado com alumínio, com dois furos no topo, para o agitador e o termómetro; e um oríficio maior, lateral, para a circulação de ar, para evitar que a chama da lamparina se apague);

7. Colocar-se o termómetro e o agitador nos sítios explicados anteriormente, concluindo-se assim a execução do calorímetro.

Construção do calorímetro

O calorímetro em si foi fácil de construir. Rapidamente forrámos a lata de Nesquik com cortiça colante e executámos a caixa de cortiça em forma cilíndrica (sem base). Forrámos o seu interior com papel de alumínio para evitar as perdas de calor pelos poros da cortiça e para que não houvesse riscos de esta incendiar.

A maior dificuldade na construção do nosso calorímetro foi conseguir construir uma tampa adequada à lata de nesquik, porque a cortiça que nos restava era grossa e difícil de trabalhar. Foi necessário utilizar como base a tampa de plástico original da lata de Nesquik para fazer o molde e fazer umas bordas adequadas à tampa que simultaneamente não permitissem muitas perdas de calor, mas que fosse fácil de retirar, sem evitar grandes esforços. Mesmo assim, conseguimos construir uma tampa com a cortiça que nos restou, conseguindo unir os pedaços de cortiça com cola quente.

A outra grande dificuldade na construção do calorímetro foi encaixar o termómetro e o agitador entre a caixa de cortiça envolvente e a tampa do calorímetro, permitindo que estes dois entrassem na lata. Experimentámos vários modos, entre eles marcar com caneta o sítio a furar, tentar acertar por tentativas com a ajuda do tacto, mas a que nos fez ultrapassar o problema em questão foi a utilização da luz do telemóvel, que nos permitiu visualizar e alinhar os furos tanto da tampa como da caixa de cortiça envolvente.

É necessário também referir que procedemos a uma alteração no nosso calorímetro aquando as experiências. A nossa ideia inicial era apenas fazer um pequeno furo, que tinha como função permitir a entrada e saída de ar, de modo a que a chama da lamparina não fosse apagada. Mas o orifício não arejou o sistema completamente, apagando a chama e levantando problemas à experiência. Seguimos entao a sugestão que a professora nos deu de fazer um buraco do tamanho da lamparina no calorímetro, de tal maneira a que esta pudesse ser acesa e a sua chama nao se apagar e, assim, podermos deslizar a lamparina na parte debaixo do tripé sem problemas.



Justificação dos materiais a utilizar

Para a construção do nosso calorímetro, optámos por escolher uma lata de refrigerante/cerveja de alumínio, possui dimensões com as quais é facil trabalhar, podemos aceder a esta rapidamente devido ao seu baixo custo, e é composta por um metal que tem elevada condutividade térmica e eléctrica. O alumínio é, portanto, um bom condutor de energia. Assim, quando a lata for sujeita à chama da lamparina, o alumínio irá fazer com que o conteúdo no seu interior fique aquecido.

É utilizada a cortiça em vez da esferovite, porque apesar de ambas serem bons isolantes térmicos, a cortiça é mais fácil de ser trabalhada, pois a esferovite corre sempre o risco de se desfazer quando manuseada.

Por fim, utilizaremos o tripé para suportar a lata de alumínio e separá-la da lamparina, mas para que esta continue a aquecer o sistema.

Parte B - Determinação da capacidade térmica mássica do calorímetro

Para o nosso trabalho, é necessário averiguar a capacidade térmica do calorímetro, que corresponde à variação térmica de uma determinada substância ao receber uma determinada quantidade de energia. Para que a experiência seja bem sucedida, é preciso que o nosso calorímetro tenha uma boa capacidade térmica mássica, de modo a evitar perdas de calor.


Material

- Balança

- Gobelé de 1000 mL;

- Agitador magnético;

- Calorímetro;

- Água destilada;

- Termómetro;

- Agitador de vidro;

- Suporte Universal;

- Placa agitadora magnética.

Procedimento

1. Pesar na balança a massa de água correspondente ao volume de 400 mL.

2. Colocar 400 mL de água fria no calorímetro;

3. Fechar o calorímetro com a tampa e medir a temperatura a que se encontra a água fria;

4. Aquecer 400 mL de água numa placa agitadora magnética até aos 60ºC. Utilizar um agitador magnético para acelerar o processo de aquecimento;

5. Despejar o mais rápido possível (de modo a evitar perdas de calor) a água quente no calorímetro e tapá-lo;

6. Aguardar e registar a temperatura de estabilização da água quente e fria.

Cálculos

m(água quente)= 398,06g = 0,39806kg

m(água fria)= 398,06g = 0,39806kg

T(água fria)= 17ºC

T(água quente) =60ºC

θT = 39ºC

m(calorímetro) x θTcalorímetro = C

Q(recebido) = Q(cedido)

m(água quente) x C(água) x θT(água quente) = m(água fria) x C(água) x θT(água fria) + m(calorímetro) x θT(calorímetro)

0,39806 X 4,18 X 10^3 X (60-39) = 0,39806 X 4,18 X 10^3 X (39-17) + C <=> 0,39806 X 4,18 X 10^3 X 21 = 0,39806 X 4,18 X 10^3 X 22 + C <=>3,494 X 104 = 3,660 X 104 + 22C <=> - 1660 = 22C


Conclusão

Este resultado não é plausível para o valor da capacidade térmica mássica do nosso calorímetro pois é obtido um valor negativo. A capacidade térmica mássica do calorímetro deve ser sempre um valor positivo. Tal erro deve-se à medição errada da temperatura de estabilização, que não respeita a equação Q(recebido) = Q(cedido). Se respeitasse, o θ (tanto correspondente à água fria como à água quente) teria um valor igual. Como tal não acontece (diferem em uma unidade), possivelmente o erro da experiência deve-se ao facto de não termos deixado estabilizar a temperatura o tempo suficiente.

A experiência não pôde ser repetida devido à falta de tempo. Como tal, nos cálculos seguintes, sempre que foi necessário, desprezámos a capacidade térmica do nosso calorímetro, devido ao facto de desconhecermos o seu valor real.

Esta não é uma experiência totalmente fiável, não só pelos erros do operador (falta de precisão), mas também pelo facto de só termos realizado um único ensaio, quando se deviam ter realizado três. Também erros como as transferências de energia aquando a deposição de água quente no calorímetro imediatamente antes de fechá-lo com a tampa terá influenciado a experiência negativamente. Os erros de leitura também são bastante comuns, como os da leitura do termómetro e da balança.

Parte C - Poderes caloríficos de diferentes combustíveis

Para determinar as entalpias de combustão de diferentes combustíveis líquidos, escolhemos quatro álcoois: o metanol, o 1-hexanol, o 1-pentanol e o 2-propanol. Para o 1-hexanol e o 1-pentanol foi possível realizarmos três ensaios, mas para o metanol e o 2-propanol não, devido à falta de tempo. De qualquer modo, sempre que possível, deve-se realizar três ensaios para se obter uma média do resultado final, resultado esse que se aproxima mais do real e que não contém tantos erros aleatórios e sistemáticos.


Material

- Álcool em questão para cada experiência (metanol, 1-hexanol, 2-propanol ou 1-pentanol);

- Lamparina;

- Fósforos;

- Calorímetro;

- Água Destilada;

- Gobelé de 1000 mL;

- Balança.

-funil


Procedimento

1. Prefazer um total de 400 mL de água destilada no calorímetro;

2. Colocar uma pequena quantidade do álcool em questão numa lamparina;

3. Pesar a lamparina com álcool na balança e registar o valor obtido;

4. Preparar o sistema, colocando o termómetro e a vareta entre o calorímetro e a caixa de cortiça;

5. Registar a temperatura da água;

6. Acender a lamparina e deslizá-la para debaixo do tripé, de modo a aquecer o calorímetro;

7. Observar as variações de temperatura (agitar com o agitador de vidro enquanto a água é aquecida, para a temperatura subir mais rapidamente );

8. Apagar a lamparina quando chegar a um determinado valor convencionado por nós;

9. Observar se há variações de temperatura após a lamparina ter sido apagada ( continuar a agitar com o agitador de vidro);

10. Pesar a lamparina, registando assim a massa de álcool gasta.


Metanol

O metanol (CH3OH), que é também conhecido como álcool metílico, é um composto químico orgânico da família dos álcoois. Líquido, inflamável, possui uma chama invisível.


1º Ensaio (único)

Erro relativo (%) = |(valor obtido) – (valor tabelado) / (valor tabelado) | x 100

PC = (n(H2O) x Cp águax ΔT) /(mcombustivel gasto )

PC (Valor tabulado) = 22700 Kj/Kg

ΔH= (n(H2O) x Cp águax ΔT) / (ncombustivel gasto )

ΔH (Valor tabulado) = -726 Kj/Mol

m (CH3OH inicial) =10,30g

m (CH3OH final) =9,05g

m (CH3OH gasto) =1,25g

M (CH3OH)= 12.01+4x1.01+16 = 32.05 g/mol

n (CH3OH) = m/M = 1,25/32,05 = 0,039 mol

M(H2O)= 2x1.01+16= 18.02 g/mol

m (H2O) = 398g = 0,398Kg

n(H2O) = m/M = 398/32,05 = 12,42 mol

Cp (H2O) = 1Cal/g ºC = 0.0042 kJ

T (H2O inicial) =17ºC

T (H2O após a lamparina ser apagada) =40ºC

ΔT = 23ºC

1 Mol ------------------ 18,02g x = 0,055 Mol/ g H2O X ----------------------- 1g

0,0042Kj --------- 0,055 mol x = 0,076 Kj/Mol X -------------- 1 mol Cp (H2O) = 0,076 Kj/Mol

Δ H = - (12,42 x 0,076 x 23) / 0,039) = - 556,65 Kj/Mol

Erro (%) = |(valor obtido) – (valor tabelado) / (valor tabelado) | x 100 = ((-556,65 – (-726)/ -726) x 100 = 23,33%

PC = 21,71 / 0,00125 = 17368,13 kJ/kg

Erro (%) = |((- 17368,13 – ( -22 700)/ -22 700)| x 100 = 23,49%

1-Hexanol

O 1-Hexanol é o álcool primário de cadeia linear com 6 carbonos e fórmula estrutural condensada CH3(CH2)5OH. É pouco solúvel em água, mas mistura-se facilmente com éter e etanol.


1º Ensaio

m [CH3(CH2)5OH com lamparina, inicial] =141,41g

m [CH3(CH2)5OH com lamparina, final] =139,10g

m [CH3(CH2)5OH gasto] = 0,80 g

M[CH3(CH2)5OH] = 102.2 g/Mol

n[CH3(CH2)5OH] = m/M = 0,80/102,2 = 0,0078 Mol

m(H2O) = 398g = 0,398Kg

M(H2O) = 18,02 g/Mol

Cp (H2O) = 0,076 Kj/Mol

T (H2O inicial) = 16ºC

T (H2O após lamparina ser apagada) = 28ºC

ΔT = 12ºC

ΔH = - (12,42 x 0,076 x 12) / 0,0078 = - 1452,18 Kj/Mol

Erro (%) = ((-1452,18 –(- 3984) / -3984) x 100 = 63,55%

PC = 11,33 / 0,0008 = 14158,8 Kj/Kg

Erro(%) = |((14158,8 - 39000) / 39000)| x 100 = 63,70 %

2º Ensaio

m [CH3(CH2)5OH com lamparina, inicial] =139,10g

m [CH3(CH2)5OH com lamparina, final] =137,95g

m [CH3(CH2)5OH gasto] = 1,66g

T (H2O inicial) = 18ºC

T (H2O após lamparina ser apagada) = 33ºC

ΔT = 15ºC

M[CH3(CH2)5OH] = 102,2 g/Mol

n[CH3(CH2)5OH] = 1,66/102,2 = 0,016 Mol

m(H2O) = 396g = 0,396 Kg

M(H2O) = 18,02 g/Mol

n(H2O) = 396/ 18,02= 21,98 Mol

Cp(H2O)= 0,076 Kj/ Mol

ΔH = - (21,98 x 0,076 x 15) / (0,016) = - 1566,075 Kj/ Mol

Erro(%) = [- 1566,075 – (-3984)/ (-3984)] x 100 = 60,69 %

PC= 25,0572 / 0,00166 = 15094,70 Kj/Kg

Erro(%) = |((15094,70 – 39000)/ 39000)| x 100 = 61,30%

3º Ensaio

m [CH3(CH2)5OH com lamparina, inicial] =137,95g

m [CH3(CH2)5OH com lamparina, final] =136,42g

m [CH3(CH2)5OH gasto] = 1,53g

M [CH3(CH2)5OH] = 102,2 g

n[CH3(CH2)5OH] = 1,53/102,2 = 0,015 Mol

T (H2O inicial) = 16ºC

T (H2O após lamparina ser apagada) = 33ºC

ΔT = 17ºC

m(H2O) = 396g = 0,396 Kg

M(H2O) = 18,02 g/Mol

n(H2O) = 396/ 18,02= 21,98 Mol

Cp(H2O)= 0,076 Kj/ Mol

ΔH = - (21,98 x 0,076 x 17) / (0,015)= -1893,21 Kj/ Mol

Erro(%) = [(-1893,21 –(-3984))/ (-3984)) x 100] = 52,48%

PC = (21,98 x 0,076 x 17) / (0,00153) = 18560,89 Kj/Kg

Erro(%) = |((18560,89 – 39000)/ 39000)| x 100 = 52,41%

Média dos 3 ensaios

ΔH (1-hexanol)= [-1893,21 + (- 1566,075) + (- 1452,18)]/ 3 = - 1637,155 Kj/ Mol

PC (1-hexanol) = (18560,89 + 15094,70 + 14158,8) / 3 = 15938,13 Kj/Kg

Erro (%) = 59,14%

1-Pentanol

O 1-pentanol é o álcool primário de cadeia linear com 5 carbonos, de fórmula química C5H11OH. É um líquido incolor de aroma desagradável.


1º Ensaio

m [C5H11OH com lamparina, inicial] =159,10g

m [C5H11OH com lamparina, final] =158,10g

m [C5H11OH gasto] = 1,00g

T (H2O inicial) = 18ºC

T (H2O após lamparina ser apagada) = 27ºC

ΔT = 9ºC

M [C5H11OH] = 88,17g/Mol

n [C5H11OH]= 1,00/ 88,17 = 0,011 Mol

m(H2O) = 396g = 0,396 Kg

M(H2O) = 18,02 g/Mol

n(H2O) = 396/ 18,02= 21,98 Mol

Cp(H2O)= 0,076 Kj/ Mol

ΔH = - (21,98 x 0,076 x 9) / (0,011)= -1366,76 Kj/ Mol

Erro(%) = ((-1366,76) –(- 3329))/ (-3329)) x 100] = 58,94%

PC = 15,03/ 0,001 = 15034,32 Kj/Kg

Erro(%) = |((15034,32 - 37700)/37700)| x 100 = 60,12%

2º Ensaio

m [C5H11OH com lamparina, inicial] =158,10g

m [C5H11OH com lamparina, final] =157,17g

m [C5H11OH gasto] = o,93g

T (H2O inicial) = 17ºC

T (H2O após lamparina ser apagada) = 28ºC

ΔT = 11ºC

M [C5H11OH] = 88,17g/Mol

n [C5H11OH]= 0,93/ 88,17 = 0,0105 Mol

m(H2O) = 396g = 0,396 Kg

M(H2O) = 18,02 g/Mol

n(H2O) = 396/ 18,02= 21,98 Mol

Cp(H2O)= 0,076 Kj/ Mol

ΔH = - (21,98 x 0,076 x 11) / (0,0105)= -1750,03 Kj/ Mol

Erro(%) = [(-1750,03 –(- 3329))/ (-3329)) x 100] = 47,43%

PC = 18,38 / 0,00093 = 19758,37 Kj/Kg

Erro(%) = |((19758,37 - 37700)/37700)| x 100 = 47,59%

3º Ensaio

m [C5H11OH com lamparina, inicial] =157,17g

m [C5H11OH com lamparina, final] =156,11g

m [C5H11OH gasto] = 1,06g

T (H2O inicial) = 19ºC

T (H2O após lamparina ser apagada) = 29ºC

ΔT = 10ºC

M [C5H11OH] = 88,17g/Mol

n [C5H11OH]= 1,06/ 88,17 = 0,012 Mol

m(H2O) = 396g = 0,396 Kg

M(H2O) = 18,02 g/Mol

n(H2O) = 396/ 18,02= 21,98 Mol

Cp(H2O)= 0,076 Kj/ Mol

ΔH = - (21,98 x 0,076 x 10) / (0,012)= -1392,07 Kj/ Mol

Erro(%) = [(-1392,07 –(- 3329))/ (-3329)) x 100] = 58,18%

PC = (21,98 x 0,076 x 10) / 0,001 = 15759,25 Kj/Kg

Erro(%) = |((15759,25 – 37700)/37700)| x 100 = 58,20%

Média dos 3 ensaios

ΔH (1-pentanol)= [-1392,07 + (-1750,03) + (-1366,76)] / 3 = -1502,95 Kj/Mol

PC (1-pentanol)= (15759,25 +19758,37 +15034,32) / 3 = 16850,65 Kj/Kg

Erro (%) = 55,30%

2-Propanol

O 2-propanol, vulgarmente chamado de álcool isopropílico, é uma substância química incolor e de odor forte. É representado pela fórmula química C3H8O (H3C-HCOH-CH3), sendo o mais simples exemplo de um álcool secundário.


1ºEnsaio (único)

m [C3H8O com lamparina, inicial] =108,63g

m [C3H8O com lamparina, final] =105,08g

m [C3H8O gasto] = 3,55g

T (H2O inicial) = 19ºC

T (H2O após lamparina ser apagada) = 28ºC

ΔT = 9ºC

M(C3H8O) = 60 g/mol

n(C3H8O)=0,059 mol

m(H2O) = 0,398 kg

M(H2O) = 18 g/mol

n(H2O) = 22,11 mol

Cp(H2O) = 0,076 Kj/mol

ΔH = - (22,11 x 0,076 x 9) / (0,059)= -256,33 kJ/Mol

Erro(%) = [(-256,33–(-2005))/ (-2005)) x 100] = 87,22%

PC = 15,123/0,00355 = 4260,068 Kj/Kg

Erro(%) = |((-4260,068–(-33410))/ (-33410))| x 100] = 87,25%

Erros associados à experiência

Erros sistemáticos (afectam sempre do mesmo modo a experiência, obtendo-se destas erros de excesso ou defeito. Contudo, podem ser eliminados, descobrindo-se as suas causas e tomando acções correctivas):

- Má leitura dos valores da balança e do termómetro;

- Erros do operador;

- Inércia do instrumentador;

- Erros de instrumentalização (instrumentos não bem calibrados): Erro da balança (+/- 0,01g), erro do termómetro (+/- 0,5ºC);

- Erro do gobelé.


Erros acidentais (São erros difíceis de detectar e eliminar e na origem destes estão factores exteriores ou ambientais e movimento inadequado do operador ou do aparelho em questão):

- Arredondamentos dos valores obtidos, influenciando os valores finais;

- O sistema foi deixado pouco tempo a aquecer após a chama da lamparina ter sido apagada;

- O agitador não foi utilizado do mesmo modo que nas outras experiências no teste do 2-propanol;

- Não foram efectuados pelo menos três ensaios nos testes de combustão do metanol e do 2-propanol. Assim, não pudemos fazer a média dos três valores que supostamente devíamos obter, evitando assim uma maior margem de erro;

- Nalguns dias, no decorrer das experiências, a janela da sala encontrava-se aberta, influenciando assim a temperatura do interior e, consequentemente, toda a experiência;

- Transferências de calor para o exterior, devido ao buraco efectuado no calorímetro (destinado à entrada e saída de ar);

- A cortiça, apesar de ser um bom isolador, é porosa e não garante que o sistema calorímetro seja 100% isolado;

- Existe uma percentagem de álcool absorvida pelo pavio da lamparina.

Comparação entre as entalpias tabuladas e as entalpias obtidas

Segundo os factores que condicionam o valor da variação da entalpia de combustão, estudados inicialmente, podemos inferir que esta aumenta com o número de carbonos. Observando o gráfico, tal facto não acontece totalmente com os valores obtidos, pois o 2-propanol (3 C) tem um maior número de carbonos que o metanol (1 C). Mas a comparação de entalpias entre o metanol (1 C) e o 1-pentanol (5 C), o metanol com o hexanol (6 C) e o 1-pentanol com o 1-hexanol está mais plausível: as variações de entalpia aumentam consoante o número de carbonos. Podemos também concluir que o hexanol, sendo o seu ∆Hc maior, irá libertar uma maior energia, o que corresponde realmente aos valores por nós obtidos em laboratório.

Um aspecto interessante seria também comparar o resultado obtido em laboratório do 2-propanol com o do 1-propanol, inferindo que a posição do grupo funcional influencia também o valor da variação de entalpia. No entanto, observando os valores tabulados, concluímos que existe uma grande diferença entre o valor da variação de entalpia do 2-propanol e do 1-pentanol. Em relação aos valores obtidos e ao grupo funcional, nada se pode concluir sobre o valor do 2-propanol, tendo este uma grande margem de erro comparando com o valor tabulado. Tal facto pode-se explicar por vários erros experimentais que iremos referir abaixo.

O valor mais próximo do valor tabulado é o do metanol, e as razões prováveis para o metanol ter esse valor devem-se a este ter sido o primeiro a ser testado e ainda não termos feito o orifício nessa altura, que acabámos por o fazer pois não havia oxigénio suficiente para a chama da lamparina permanecer acesa.

Os valores obtidos em relação aos valores tabulados são muito inferiores, algo evidenciando pelos erros cometidos tanto aleatórios como sistemáticos. A tendência decrescente é algo notável, exceptuando o pico do valor de variação do 2-propanol. Desta experiência, nada podemos inferir sobre a influência da quantidade de oxigénio, pois apenas foram testados álcoois.

Comparação entre os Poderes calorificos tabuladas e os poderes calorificos obtidas

Em relação aos poderes caloríficos, foi estudado que esta grandeza é influenciada pelo número de carbonos presentes na cadeia: quanto mais forem, maior será o poder calorífico (PC(metanol) < PC(2-propanol) < PC(1-pentanol) < PC (1-hexanol)). Também a presença e a posição do grupo funcional (neste caso, grupo álcool) influencia o valor do poder calorífico.

Observando os valores obtidos, mais uma vez podemos concluir que o factor dos carbonos não é perfeitamente observável neste caso, pois o poder calorífico do 2-propanol é inferior ao do metanol. Outro aspecto também que não obedece ao factor é o facto de se ter obtido um poder calorífico do 1-hexanol inferior ao do 1-pentanol. Estes dados podem ser explicados mais uma vez pelos erros laboratoriais, mas neste caso cometidos em relação à leitura da massa gasta de álcool em cada uma das experiências.

O ideal também seria termos testado o 1-propanol para compararmos o seu poder calorífico com o 2-propanol. Segundo os valores tabulados, o poder do primeiro seria superior ao do segundo.

Esta experiência não foi tão bem sucedida em relação à da variação da entalpia, pois para além do erro do 2-propanol, também obtivemos um valor relativamente mais baixo do 1-hexanol do que seria esperado.

Verificamos mais uma vez que o poder calorífico tabulado e o poder calorífico obtido do metanol são os valores que estão mais próximos um do outro. Os valores obtidos são inferiores aos valores tabulados, evidenciando os erros significativos ao longo da experiência.

Não há uma tendência crescente nos valores obtidos, como seria de esperar, devido aos aspectos já explicados anteriormente.

Críticas

O nosso projecto, no geral, correu bem, apesar dos erros laboratoriais já esperados. Planificámos rápida e facilmente o nosso calorímetro, mas deparámo-nos com algumas dificuldades, como a elaboração de uma tampa, o encaixe do termómetro e do agitador, entre outros. Após estas problemas terem sido ultrapassados, não tínhamos uma verdadeira percepção se o nosso calorímetro iria ser eficaz nos testes de combustão dos álcoois, apesar dos materiais utilizados.

Em relação aos ensaios, já tínhamos alguns indicadores (os factores que condicionam o poder calorífico de um combustível orgânico) para nos orientar melhor na experiência e determinar se tínhamos realmente obtido uma grande margem de erro. De qualquer modo, a nossa percepção dos resultados que iríamos obter não seria ainda a mais concreta.

Pensamos que conseguimos atingir os nossos objectivos, uma vez que testámos vários álcoois, o plano do calorímetro foi bem conseguido e, de acordo com os materiais que tínhamos ao nosso dispor, o erro obtido foi aceitável.

Consideramos que ainda temos muito que aprender em actividades laboratoriais, de modo a gerir melhor o nosso tempo e a obter resultados mais fiáveis.

Somos uma óptima equipa em termos de cooperação e organização e conseguimos mostrá-lo neste trabalho. Também acarretámos as sugestões da professora, que nos ajudou a melhorar o nosso projecto e a tomar as decisões mais correctas.

Neste trabalho, optámos também por ir trabalhando ao longo do período dado para a sua elaboração, mostrando o desenvolvimento deste na Wiki de um modo mais frequente que o período passado.

Estes projectos são muito importantes porque nos ajudam a compreender melhor o programa de Química de um modo mais prático e elucidativo, a saber trabalhar de modo correcto em laboratório e a lidar com os seus materiais, a gerir melhor o tempo (datas e limites) e a cooperar tanto em equipa e individualmente.

Contudo, há muito que aprender ainda!

Bibliografia

http://pt.wikipedia.org/wiki/Caloria

http://www.notapositiva.com/trab_estudantes/trab_estudantes/fisico_quimica/fisico_quimica_trabalhos/energiacombustiveis.htm

http://www.creative-chemistry.org.uk/gcse/documents/Module7/N-m07-24.pdf

http://www.fsc.ufsc.br/~canzian/erros-ifusp/flutuacoes.html

Manual de Química 12ºAno: Jogo de Partículas; Caderno de Actividades Laboratoriais; Autores: Maria Da Conceição Dantas e Marta Duarte Ramalho; Paginas: 75 a 83.

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