Relatório 07- Lei de Hess

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ
BANCADA 03:
ALINE ZHOU
ANA CAROLINA LOPES DE MELO
DIOVANA MAGALHÃES DE TOLEDO PIMENTA
LOUSEANE SILVA DE LIMA
FÍSICO QUÍMICA EXPERIMENTAL I – CQ050
EXPERIMENTO 7: LEI DE HESS
CURITIBA – PARANÁ
Experimento realizado em: 15 de outubro de 2019
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1 INTRODUÇÃO
A Lei de Hess foi determinada pelo químico suíço Germain Henry Hess (1802-
1850) e é de suma importância em estudos termoquímicos. É uma das aplicações
da Primeira Lei da Termodinâmica, ou seja, do princípio da conservação de energia
e sendo uma função de estado, independe do caminho em que foi realizada.
Seu cálculo é feito a partir uma combinação das entalpias-padrões de
diversas reações a fim de obter a entalpia de reação, sendo intitulada da seguinte
maneira:
“A entapia-padrão de uma reação é igual a soma das entalpias padrões de
reações parciais em que a reação possa ser dividida.” (ATKINS; PAULA, 2012)
Uma maneira para vizualizar a Lei de Hess é a utilização de um diagrama de
energia como mostrado na figura abaixo:
FIGURA 1: DIAGRAMA DE ENERGIA
FONTE: Toda Materia
O diagrama da Figura 1 tem a função de explicitar os níveis de entalpia.
As convenções utilizadas para o sinal da entalpia são as seguintes: para
reações endotérmicas, absorção energia, 0H ; para reações exotérmicas,
liberação de energia 0H . (ATKINS; PAULA, 2012)
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2 OBJETIVO
A prática realizada teve como objetivo determinar a constante calorimétrica do
calorímetro utilizado no experimento e calcular a entalpia de formação do cloreto de
amônia a partir da lei de Hess.
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3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
3.1 MATERIAIS
Foram empregados um calorímetro constituído a partir de uma garrafa térmica,
termômetro, béquer, aquecedor elétrico, provetas de 100 mL, sal de NH4Cl(s) e
soluções aquosas de NH4OH(aq) 1,5 mol·L-1 e HCl(aq) mol·L-1.
3.2 METODOLOGIA
A prática pode ser dividida em três partes. Na primeira, preencheu-se 100 mL
de água – através da proveta – no calorímetro e mediu-se sua temperatura ��, após
1 minuto. Além disso, aqueceu-se, aproximadamente, 400 mL de água até uma
temperatura próxima de 60ºC dentro de um béquer. Desse modo, foi retirado 100 mL
deste segundo recipiente, medindo sua temperatura �� , e a despejando dentro do
calorímetro, fechando a garrafa imediatamente. Por fim, agitou-se a água durante 1
minuto e foi anotado a sua temperatura final �� como mostra a figura abaixo:
FIGURA 2: GARRAFA TÉMIRICA COM TERMÔMETRO
FONTE: Autores (2019)
Já na segunda parte, a água que restou no calorímetro no final da primeira
parte foi reaproveitada (que está na temperatura �� ). Para desenvolver a estrutura
essencial, foi pesado, aproximadamente, 5,0 g de sal de NH4Cl(s) e jogado no interior
da água, a fim de se dissociarem completamente, após a agitação suave com a
garrafa fechada. Logo em seguida, foi medido a temperatura �� da solução.
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Por fim, para a realização da última parte da prática, é necessário descartar a
solução de água e sal de NH4Cl(s) e lavar o calorímetro. Após este procedimento,
foram necessários adicionar no interior deste recipiente soluções aquosas de
NH4OH(aq) e HCl(aq). Primeiro foi inserido, aproximadamente, 100,0 mL da solução
mais diluída e medido a sua temperatura �� . Na mesma proporção estequiométrica
da reação de neutralização, foi adicionado a outra solução e foi tampado
rapidamente o calorímetro. Por fim, foi medido a temperatura de equilíbrio térmico ��,
após ocorrer a reação.
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4 RESULTADOS E DISCUSSÃO
Na primeira parte, após a realização do experimento, foram obtidos as
massas de água quente e fria, as temperaturas das mesmas e a temperatura no
equilíbrio termodinâmico, apresentados na tabela 1.
TABELA 1: DADOS PARA A DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE
CALORIMÉTRICA DO CALORÍMETRO
mágua fria(g) T1(K) mágua quente(g) T2(K) T3(K)
100 295,25 100 334,15 312,25
FONTE: Os Autores (2019)
A partir desses dados, foi possível obter a constante calorimétrica do
calorímetro a partir das equações 1 e 2, considerando o calor específico da água
como cágua = 4,184 J ⋅ K−1 ⋅ cal−1:
� Q = 0
(1)
mágua fria ⋅ cágua (T3 − T1) + Ccal (T3 − T1) + mágua quente ⋅ cágua (T3 − T1) = 0 (2)
Ccal = 120,60 J ⋅ K−1
Então, para a realização da segunda parte do experimento pesou-se cloreto
de amônio, e, conforme o procedimento experimental, mediu-se as temperaturas
antes e depois da reação, descritos na tabela 2.
TABELA 2: DADOS DA DISSOLUÇÃO DE NH4Cl
mNH4Cl (g) T4 (K) T5 (K)
5,0006 312,25 310,45
FONTE: Os Autores (2019)
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Com esses dados e aplicando as equações 1, 3 e 4, determinou-se a entalpia
e calor de d issolução do ClNH 4 considerando MMNH4Cl = 53,49 g mol
−1.
mágua ⋅ cágua (T5 − T4) + Ccal (T5 − T4) + Qr = 0 (
(3)
Qr = 1723,32 J/mol
ΔH =
Qr
n
= Qr ⋅
MM
m
(
(4)
ΔHR1 = 18433,82 J/mol
Finalmente, para a última parte do experimento, coletou-se as concentrações
dos reagentes e determinou-se o volume de OHNH 4 estequiométrico para 100 mL
de HCL , equivalente a 0,144 mol de HCL , segundo a relação da equação 5. Esses
valores e as temperaturas obtidas antes e após a reação foram apresentados na
tabela 3.
CNH4OH ⋅ VNH4OH = CHCl ⋅ VHCl ((5)
TABELA 3: DADOS REFERENTES À ÚLTIMA REAÇÃO
CNH4OH (mol L
−1) CHCl (mol L−1) T6(K) VNH4OH(mL) T7(K)
1,3378 1,4385 296,95 93 305,45
FONTE: Os Autores (2019)
De forma análoga ao segundo experimento, determinou-se o calor e entalpia
da reação, com as equações 7 e 4. Para isso, considerou-se a massa de solução
para o volume total dos reagentes utilizados e uma densidade de 1g/cm3 , conforme
a equação 6, e o número de mols do HCl.
msol = (VHcl + VNH4OH) ⋅ 1 g/cm
3 (
(6)
msol = 193g
msol ⋅ cágua (T7 − T6) + Ccal (T7 − T6) + Qr = 0 (
(7)
8
Qr =− 7888,93 J/mol
ΔH =
Qr
n
ΔHR2 =− 54784,25J/mol
A partir dos dados das reações fornecidos pela apostila, foi possível calcular o
ΔfHºNH4Cl utilizando a equação 8, considerando que a variação das entalpias das
reações 5 e 6 são respectivamente ΔHR2e − ΔHR1.
ΔfHºNH4Cl =� ΔHº
(8)
ΔfHºNH4Cl = − 316,97 kJ mol
−1
Considerando o valor encontrado na literatura de
ΔfHºNH4Cl =− 314,4 kJ mol
−1 (...,20..), foi possível calcular o erro relativo ao
experimento, através da equação 9.
Erro =
ΔHexp − ΔHReal
ΔHexp
(
(9)
Erro = 0,82%
Nota-se que o erro do experimento em relação ao dado encontrado na
literatura é baixíssimo. Segundo Assumpção (2010) a precisão do experimento é de
se esperar e o pequeno erro é oriundo da precisão do termômetro e da perda de
calor entre o sistema e vizinhança a cada vez que foi necessário abrir o calorímetro
ao implementar as substâncias.
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5 CONCLUSÃO
Conclui-se que o experimento ocorreu como esperado, tendo em vista que
os resultados obtidos tiveram precisão em relação aos valores encontrados na
literatura para a entalpia de formação. Supõe-se que o erro encontrado, de 0,82% é
oriundo de incertezas nas medições da temperatura por parte da equipe.
Ademais, é notável que o uso da Lei de Hess para o cálculo da entalpia de
formação demonstrou-se válido.
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REFERÊNCIAS
ATKINS, P. Físico Química 1. 9a ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos,
2012.
ASSUMPÇAO, M. H. M. T et al. Construção de um Calorímetro de Baixo Custo
para a Determinação de Entalpia de Neutralização. Eclética Química, São Paulo,
v. 35, n. 2, p.63-69, jun. 2010.
MUNIZ, Carla. Dostoiévski: biografia e resumo das principais obras. Toda
Matéria, 2019. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/dostoievski/. Acesso
em: 25 set. 2019.
	1INTRODUÇÃO
	A Lei de Hess foi determinada pelo químico suíço G
	Seu cálculo é feito a partir uma combinação das en
	2OBJETIVO
	3PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	4RESULTADOS E DISCUSSÃO
	5CONCLUSÃO
	REFERÊNCIAS