Em cada reação, determine a quantidade de calor absorvida pela solução e pelo calorímetro.

Passo 1

O enunciado pede: “Em cada reação, determine a quantidade de calor absorvida pela solução e pelo calorímetro.”
Informações fornecidas no enunciado recebido por mim: nenhuma (não foram enviadas as reações nem os dados experimentais).
Dados que normalmente são necessários para resolver cada caso (estes são os dados que estão faltando e sem os quais não é possível calcular numéricamente):
  • Volume(s) ou massa(s) da(s) solução(ões) envolvida(s) (por exemplo, V_{\text{sol}} em \text{mL} ou m_{\text{sol}} em \text{g});
  • Temperatura inicial T_i e temperatura final T_f da solução (em ^\circ\mathrm{C});
  • Capacidade térmica do calorímetro C_{\text{cal}} (em \text{J}\!/\!^\circ\mathrm{C}) — ou massa e calor específico do corpo do calorímetro se for dado dessa forma;
  • Se necessário, a densidade da solução (ou assumir densidade da água \rho\approx1{,}00\\ \text{g}\!/\!\text{mL});
  • Calor específico da solução c_{\text{sol}} (se não fornecido, costuma-se usar c_{\text{H}_2\text{O}}=4{,}18\\ \text{J g}^{-1}\!{}^\circ\mathrm{C}^{-1});
  • Informação sobre quantidades estequiométricas caso a pergunta peça calor por mol (número de mols da reação).

Passo 2

Princípio físico usado (conservação de energia térmica): o calor perdido ou ganho pelo sistema químico é absorvido ou cedido pelo ambiente imediato (aqui: solução + calorímetro). Em equação:
q_{\text{reação}} + q_{\text{solução}} + q_{\text{calorímetro}} = 0.çãçãí
Dessa forma, se quisermos o calor liberado pela reação:
q_{\text{reação}} = -\bigl(q_{\text{solução}} + q_{\text{calorímetro}}\bigr).çãçãí
Sinal: se q_{\text{reação}}<0çã a reação é exotérmica (libera calor); se q_{\text{reação}}>0çã é endotérmica (absorve calor).

Passo 3

Fórmulas fundamentais e significado das variáveis (explique cada termo com calma):
  • Calor absorvido/cedido por uma massa de solução:
q_{\text{solução}} = m_{\text{sol}}\, c_{\text{sol}}\, \Delta T,çã
onde m_{\text{sol}} é a massa da solução em gramas ( \text{g}), c_{\text{sol}} é o calor específico em \text{J g}^{-1}\!{}^\circ\mathrm{C}^{-1} e \Delta T = T_f - T_i é a variação de temperatura em ^\circ\mathrm{C}. Observação prática: se só houver volumes em mL e assumir densidade \rho=1{,}00\\ \text{g}\!/\!\text{mL}, então m_{\text{sol}}\\ (\text{g}) \approx V_{\text{sol}}\\ (\text{mL}).
  • Calor absorvido pelo calorímetro:
q_{\text{calorímetro}} = C_{\text{cal}}\, \Delta T,í
onde C_{\text{cal}} é a capacidade térmica do calorímetro em \text{J}\!/\!^\circ\mathrm{C} e \Delta T é a mesma variação de temperatura da solução.
  • Se for pedido calor por mol, depois calcula-se:
\Delta H_{\text{por mol}} = \frac{q_{\text{reação}}}{n_{\text{reagente limitante}}},çã
onde n_{\text{reagente limitante}} é o número de mols do reagente limitante consumido na reação.

Passo 4

Sequência prática de resolução (passo a passo que deve ser aplicada em prova, sem calculadora complicada):
  1. Calcular \Delta T = T_f - T_i. Sempre escreva sinal: se a temperatura aumentou, \Delta T>0.
  2. Determinar m_{\text{sol}}: usar massa dada ou converter volume para massa usando densidade (por ex. m_{\text{sol}} = \rho\cdot V_{\text{total}}).
  3. Escolher c_{\text{sol}}: usar valor fornecido ou assumir c_{\text{H}_2\text{O}}=4{,}18\\ \text{J g}^{-1}\!{}^\circ\mathrm{C}^{-1} para soluções aquosas diluídas.
  4. Calcular q_{\text{solução}} = m_{\text{sol}}\, c_{\text{sol}}\, \Delta Tçã.
  5. Calcular q_{\text{calorímetro}} = C_{\text{cal}}\, \Delta Tí.
  6. Calcular q_{\text{reação}} = -\bigl(q_{\text{solução}} + q_{\text{calorímetro}}\bigr)çãçãí.
  7. Se exigido por mol, dividir por n para obter calor por mol: \Delta H = q_{\text{reação}}/nçã. Preste atenção ao sinal e às unidades (J ou kJ).

Passo 5

Observações importantes e armadilhas comuns (dicas para a prova):
  • Assegure-se de usar a mesma unidade de massa (g) e calor específico (J g^{-1} °C^{-1}). Se tiver volumes em mL, transforme em g usando densidade.
  • O calor do recipiente (calorímetro) precisa ser considerado sempre que C_{\text{cal}} for fornecido; muitos erros vêm de esquecer esse termo.
  • O sinal de \Delta T deve ser consistente: tanto q_{\text{solução}}çã quanto q_{\text{calorímetro}}í usam a mesma \Delta T.
  • Se a reação ocorrer entre duas soluções com temperaturas iniciais diferentes, o T_i de referência é a temperatura imediata antes da reação (no começo do processo) e T_f é o equilíbrio final; use \Delta T relativo ao estado inicial de cada componente se for necessário (mas normalmente usa-se a temperatura inicial média antes de mistura se isso for dado).
  • Sempre reportar unidades (J ou kJ) e usar algarismos significativos conforme dados fornecidos.

Passo 6

Exemplo numérico didático (apenas para mostrar como aplicar as fórmulas — NÃO é resposta do seu enunciado porque não enviaste dados):
Suponha que se misturam 50{,}0\\ \text{mL} de ácido e 50{,}0\\ \text{mL} de base, T_i=22{,}0^\circ\mathrm{C}, T_f=28{,}6^\circ\mathrm{C}, C_{\text{cal}}=15{,}0\\ \text{J}\!/\!^\circ\mathrm{C}. Assuma c_{\text{sol}}=4{,}18\\ \text{J g}^{-1}\!{}^\circ\mathrm{C}^{-1} e \rho=1{,}00\\ \text{g}\!/\!\text{mL}.
  1. V_{\text{total}}=50{,}0+50{,}0=100{,}0\\ \text{mL}\Rightarrow m_{\text{sol}}=100{,}0\\ \text{g}.
  2. \Delta T = 28{,}6-22{,}0 = 6{,}6^\circ\mathrm{C}.
  3. q_{\text{solução}} = 100{,}0\cdot 4{,}18\cdot 6{,}6 = 100{,}0\cdot 27{,}588 = 2758{,}8\\ \text{J}.çã (mostre contas na prova)
  4. q_{\text{calorímetro}} = 15{,}0\cdot 6{,}6 = 99{,}0\\ \text{J}.í
  5. q_{\text{reação}} = -\bigl(2758{,}8 + 99{,}0\bigr) = -2857{,}8\\ \text{J}.çã (a reação liberou 2857{,}8\\ \text{J})
  6. Se o reagente limitante foi 0{,}0500\\ \text{mol}, então \Delta H = \dfrac{-2857{,}8\\ \text{J}}{0{,}0500\\ \text{mol}} = -57{,}156\\ \text{kJ mol}^{-1} (converter J para kJ conforme conveniência).

Passo 7

Conclusão específica para o teu enunciado: eu não recebi as informações numéricas necessárias (volumes/massas, temperaturas iniciais/finais, C_{\text{cal}}, calor específico da solução ou dados estequiométricos). Sem esses dados não é possível calcular valores numéricos para q_{\text{solução}}çã e q_{\text{calorímetro}}í. Se quiseres, podes colar abaixo os dados de cada reação (volumes, temperaturas, C_{\text{cal}}, etc.) e eu faço os cálculos passo a passo como no exemplo acima — já pronto para a prova e com explicações bem explicadinhas.

Resposta

Impossível determinar numericamente: faltam os dados experimentais necessários (volumes ou massas das soluções, temperaturas inicial e final, capacidade térmica do calorímetro C_{\text{cal}} e/ou calor específico da solução, e informação estequiométrica se for pedido por mol).

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