INSTITUTO FEDERAL DA BAHIA (IFBA)

CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA

DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II

PROFESSOR: Dr. LUCIANO DA SILVA LIMA

Termoquímica- Verificação Experimental

Da Lei De Hess

PORTO SEGURO/ 2013

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DISCENTES:

ANA LUISA CARVALHO

&

MATEUS CARAPIÁ

Termoquímica- Verificação Experimental

Da Lei De Hess

Relatório apresentado à disciplina

Química Geral Experimental II

ministrada pelo Professor Dr.

Luciano da Silva Lima como

requisito parcial de avaliação.

Semestre 2013.2

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PRÁTICA 3: REALIZADA EM 11/12/2013

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO.............................................................................................................4

OBJETIVO...................................................................................................................4

MATERIAL...................................................................................................................4

REAGENTES...............................................................................................................5

PROCEDIMENTOS......................................................................................................5

RESULTADO E DISCUSSÃO.....................................................................................6

CONCLUSÃO..............................................................................................................9

REFERÊNCIAS..........................................................................................................11

QUESTIONÁRIO........................................................................................................12

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INTRODUÇÃO

A lei de Hess é uma lei experimental que tem importância fundamental no estudo da

Termoquímica e diz que a variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou

absorvida) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da

reação. Ou seja, generalizando, “partindo-se sempre de um mesmo estado inicial e

chegando-se sempre a um mesmo estado final, o H será sempre o mesmo, quer a

reação seja direta, quer ela se efetue em várias etapas”.

A partir disto, pode constatar-se que cada estado tem uma entalpia ou conteúdo de

calor fixo e bem definido:

( H= Hfinal – Hinicial)

No estado inicial: Hinicial tem valor fixo;

No estado final: Hfinal também possui valor fixo.

Uma vez que a obtençã lei

de Hess nos permite calcular as variações de entalpia de qualquer reação, ou seja,

mesmo daquelas que não podem ser conduzidas diretamente no laboratório e/ou

que não permitem a determinação direta de suas mudanças de entalpia. A variação

de entalpia de uma reação pode ser obtida através de experiências calorimétricas,

onde o efeito térmico de uma reação é medido usando um calorímetro.

A Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação.

É uma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações

intermediária. Podem ser infinitas variações de entalpia.

OBJETIVO

Medir o calor de reação de três reações exotérmicas à pressão constante, a fim de

verificar a validade da Lei de Hess.

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MATERIAIS E REAGENTES

Materiais Reagentes

Balança semi-analítica Ácido Clorídrico 1 mol/L

Béquer de 250 mL Hidróxido de sódio (NaOH) P.A

Béquer de 150 mL Água Destilada

Proveta graduada de 100 mL

Termômetro

Bastão de vidro

Espátula

Pisseta

Calorímetro

PROCEDIMENTO

I. DISSOLUÇÃO DO HIDROXIDO DE SÓDIO EM ÁGUA

Utilizando uma proveta mediu-se 100 mL de água destilada, sendo transferida

para um béquer de 250 mL previamente pesado, sendo assim determinada a

massa da água. Em seguida a água foi transferida para o calorímetro, sendo

medida a temperatura de equilíbrio com o ambiente.

Com o auxilio de uma balança semi-analítica pesou-se 2,1 g de NaOH. Adicionou-

se 2,1g de NaOH ao calorímetro , já contendo 100mL de água destilada. Agitou-

se cuidadosamente com um bastão de vidro, sendo devidamente anotado o valor

da temperatura máxima.

Transferiu-se esta solução para um béquer de 250 mL, sendo reservada para a

etapa III.

II. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(s)

Com o auxilio de uma proveta mediu-se 100 mL de HCl 1 mol/L.

Transferiu-se o conteúdo para o calorímetro, sendo determinada a temperatura de

equilíbrio.

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Pesou-se, em um béquer, 2 g de NaOH, sendo dissolvidos nos 100 mL de

solução de HCl contidos no calorímetro.

Agitou-se cuidadosamente, até atingir sua temperatura máxima. Seus valores

foram anotados.

III. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(aq)

Adicionou-se a um béquer de 150 mL, 50 mL de NaOH reservada na etapa I, e

verteu-se para o calorímetro. Sendo determinada a temperatura de equilíbrio com

o ambiente.

Com o auxilio de uma proveta de 50 mL, mediu-se 50 mL de HCl 1 mol/L. Sua

temperatura foi determinada ao atingir o equilíbrio com o ambiente. Em seguida

adicionou-se ao NaOH, contido no calorímetro. Agitou-se cuidadosamente e sua

temperatura máxima foi anotada.

RESULTADO E DISCUSSÃO

A energia liberada pelas reações química é parcialmente absorvida pela solução

(q1) e calorímetro (q2) e sendo dividido pela quantidade de mols dos reagentes

envolvidos tendo por resultado, expressos em J/mol.

Sendo: Quantidade de calor. Q = m.c.(tf – ti). Q = quantidade de calor (cal).m = massa (g). c = calor específico (cal/g.ºC). No experimento realizado, os valores de temperatura e variação de temperatura foram anotados e tabelados (Tabela 1), utilizando de tais dados para calcular as entalpias (∆H) das reações. Tabela 1 - Valores De Temperatura E Variação De Temperatura

Procedimento T(H2O(l)) T H2O(l) + NaOH(s)

(mistura)

∆Tf - ∆Ti

1 29°C 39°C 10°C

q = m . c. . ∆T

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Sendo: T = Temperatura (oC); ∆T = Variação da Temperatura (oC); ∆Tf - ∆Ti =

Variação da temperatura final menos a Variação da temperatura inicial.

1º PROCEDIMENTO: Dissolução do Hidróxido de Sódio (NaOH) em água

Reação: NaOH(S) + H2O(l) Na+(aq) OH-(aq)

Nesta reação, o NaOH se dissocia em meio aquoso liberando calor, ou seja,

processo exotérmico. Para determinar a entalpia de reação da dissolução do NaOH

foi utilizado o cálculo abaixo considerando os seguintes dados: Massa(g) NaOH =

2,1g Massa Molar do NaOH=40g ∆T= 10°C

Cálculo dos valores obtidos experimentalmente q1= m x Cp x T

q1= 2,1g x 4,18 J.g-1 (°C)-1

x 10°C

q1 = -87,8 J (negativo pois se trata de

um processo exotérmico)

1mol...........40g NaOH

X.............2,1 NaOH

X = 0,05g/mol

qT=

qT = - 700, 8 J.mol-1

Segundo Atkins (2006) o valor da entalpia de formação do NaOH é ∆H1 = -44,5 KJ.mol-1

2º PROCEDIMENTO: Reação Do HCl(aq) Com NaOH(s)

NaOH(s) + HCl(aq) NaCl (aq) + H2O(l) ∆H2 = - 100,34KJ.mol-1 Atkins (2006).

O procedimento em questão trata-se de uma reação de neutralização, no qual o HCl

e o NaOH em meio aquoso formam um sal (NaCl) e água, liberando calor, ou seja,

Procedimento T(HCl(aq)) T HCl(aq) + NaOH(s)

(mistura)

∆Tf - ∆Ti

2 29°C 39°C 10°C

Procedimento T(HCl(aq)) T HCl(aq) + NaOH(aq)

(mistura)

∆Tf - ∆Ti

3 29°C 35°C 6°C

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processo exotérmico. Abaixo o cálculo da entalpia de formação considerando os

seguintes dados: Massa(g) HCl 50 mL = 50g Massa Molar do HCl = 36,5g ∆T= 10°C

Cálculo teórico do ∆H da reação:

q1= m x Cp x T

q1= 50g x 4,18 J.g-1 (°C)-1

x 10°C

q1 = -2090J (negativo pois o

processo libera calor)

1mol...........36,5g HCl

X.................50g HCl

X = 1,37g/mol

qT = (-2090J + 52,76J°C-

1)

1,37g/mol

qT = - 1487,03 J.mol-1

(calor liberado no

processo).

3º PROCEDIMENTO 3 - Reação HCl(aq) Com NaOH(aq)

Reação Global: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl (aq) + H2O(l) ∆H3 = - 55,84 KJ.mol-1

O procedimento em questão trata-se de uma reação de neutralização, no qual o HCl

e o NaOH em meio aquoso formam um sal (NaCl) e água, liberando calor, ou seja,

processo exotérmico. Abaixo o cálculo da entalpia de formação considerando os

seguintes dados: Massa(g) HCl 50 mL = 50g Massa Molar do HCl = 36,5g ∆T= 10°C.

OBS: Desta vez houve alteração da massa de NaOH, desta vez utilizando-se de

uma solução 1mol/L.

q1 = -q (reação exotérmica)

q1= m x Cp x T

q1= 50g x 4,18 J.g-1 (°C)-1 x

6°C

q1 = -1254 J (negativo pois se trata de um

processo exotérmico)

1mol...........36,5g HCl

X.................50g HCl

X = 1,37g/mol

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Lei Hess

ΔH2 = ΔH1 + ΔH3

ΔH2 = -1487,03J.mol-1 + (-700, 8 J.mol-1 )

ΔH2= - 2187,83 J.mol-1

Comparação dos Valores de ΔH’s Procedimento 1 : ΔH1 – 700,8J.mol-1

Procedimento 2: ΔH2 – 1487,03J.mol-1

Procedimento3: ΔH3 - 876,86 J.mol-1

ΔH2 = ΔH1 + ΔH3 = - 1576,86 J.mol-1 DIFERENTE DE – 1487,03J.mol-1 A incongruências nos resultados obtidos pelo experimento e pelo cálculo da lei de Hess, pode ter origem na constante calorimétrica do calorímetro na prática 1, tendo em vista que as divergências dos valores reais e experimentais, afetam as outras etapas que se utilizam de tais dados defasados. Além disso, as concentrações dos reagentes envolvidos se foram catalogadas de forma divergente a concentração real, contribuíram para a incoerência entre os resultados.

qT=

qT = - 876,86 KJ.mol-1

(calor liberado na

reação)

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CONCLUSÃO

Após a realização dos experimentos pode-se concluir que reações com liberação de

calor tendo o ∆H<0, são exotérmicas e reações com absorção de calor com o

∆H>0 são endotérmicas. Sendo a entalpia uma propriedade de estado, ou seja, não

depende do caminho, pode-se concluir que a lei de Hess é válida. No entanto os

valores duvidosos são conferidos a alta perda atribuída ao calorímetro, a provável

concentração dos reagentes e manuseio dos mesmos, assim como a verificação da

temperatura podem ter comprometido os resultados finais.

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REFERÊNCIAS

ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a Vida

Moderna e o Meio Ambiente; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. 3ª Edição.

Editora Bookman. Porto Alegre, 2006.

BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência

central. 9 ed. Pearson -Prentice-Hall, 2005.

KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química Geral e reações químicas. 5a ed.São

Paulo: Thomson Learning, 2005. v1 e v2.

http://webeduc.mec.gov.br/portaldoprofessor/quimica/sbq/QNEsc02/conceito.pdf

18/12/2013

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QUESTIONÁRIO

1. Calcule o valor de ∆H2 e compare com o valor encontrado experimentalmente.

Cálculo teórico do ∆H da reação:

NaOH(s) + HCl(aq) NaCl (aq) + H2O( l ) ∆H2 = - 100,34KJ.mol-1

Cálculo Experimental:

q1= m x Cp x T

q1= 50g x 4,18 J.g-1 (°C)-1

x 10°C

q1 = -2090J (negativo pois o

processo libera calor)

1mol...........36,5g HCl

X.................50g HCl

X = 1,37g/mol

qT = (-2090J + 52,76J°C-

1)

1,37g/mol

qT = - 1487,03 J.mol-1

(calor liberado no

processo).

O valor teórico encontrado é de -100,34 KJ.mol-1 e o experimental calculado foi de -1487,03 J.mol-1, logo a energia liberada, segundo os dados teóricos, é bem superior á calculado pelo grupo.

2. Existe diferença entre o valor calculado e o experimental de ∆H2 ? Por que?

Houve diferença. Diversos fatores contribuem para divergências entre os

valores tabelados e calculados experimentalmente: Dentre eles estão: erro de

aferição, validade ou concentração de reagentes, contaminação de material e

utensílios entre outros.

3. Indique quais as fontes de erro deste experimento

Constante Calorimétrica (Prática1), pouca prática dos alunos envolvidos no

experimento (analistas), contaminação de vidrarias.

∆H =∆Hf-∆Hi

∆H = [- 407,28] + [-285,83] – [- 425,61]+ [-167,16]

∆H = [-407,28- 285,83] - [-425,61- 167,16]

∆H = [-693,11+ 592,77]

∆H = -100,34 KJ.mol-1