relatorio 2

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Universidade do Federal do Espírito Santo - UFES
Departamento de Ciências Exatas e da Terra – Campus I
Engenharia de Petróleo
Disciplina: Laboratório de Quimica
Alcides Francisnei Oliveira da Conceição
Verificação Experimental da Lei de Hess
Relatório da prática 08
Fevereiro 2023
São Mateus
1. OBJETIVO
Calcular a quantidade de calor liberado em cada uma das etapas de reação e
comparar com a quantidade de calor da etapa final (global); comparar os dados teóricos
aos dados experimentais; discutir o que foi observado e comparar com a literatura
química; chegar a um resultado acerca da validade da lei de Hess.
2. RESUMO
O experimento tem o objetivo de verificar a validade da lei de Hess através do
cálculo do calor liberado nas etapas da reação e da reação final comparando-os aos
valores da literatura química. O valor da variação de energia foram: ΔH1 = -17,5217
J.mol-1, ΔH2 =-55,3362 kJ.mol-1, ΔH3 = -25,124 kJ.mol-1. Porém ΔH2 = ΔH1 + ΔH3 = ,
Uma diferença de 22,93% entre o cálculo feito por partes e o cálculo feito a partir de
uma reação. Por mais que seja possível calcular a variação de energia liberada ou
absorvida pela reação na etapa global, esta terá uma porcentagem de diferença quando
calculada por partes, através dos experimentos feitos por partes (etapas intermediárias),
como aconteceu neste experimento.
3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
O sistema, na química, é uma parte do universo que se deseja estudar, e ele pode
ou não interagir com a vizinhança. O sistema pode ser aberto, fechado ou isolado, e seu
estado influencia na interação com o meio ao redor (com a vizinhança).
O calor é uma forma de energia (a energia em transito). A quantidade de calor, q,
é a quantidade de calor absorvida por um sistema. Quando q é um número positivo
significa que o sistema absorveu tal valor da vizinhança. Quando o valor de q é
negativo, significa que ele liberou tal valor para a vizinhança.
A primeira lei da Termodinâmica diz que a energia não pode ser criada nem
destruída, ou seja, a energia é conservada. Portanto, qualquer energia perdida será
absorvida, será aproveitada de alguma forma. Por exemplo: uma determinada energia é
liberada pelo sistema e é aproveitada pela vizinhança. A energia do sistema é a soma de
toda energia cinética e potencial de todos os componentes do sistema.
A entalpia diz respeito a quantidade de energia em uma determinada reação. E
para calcular o calor de um sistema se usa a variação de entalpia e a mesma é igual ao
calor fornecido ao sistema em pressão constante. E para um processo endotérmico ∆H >
0; para um processo exotérmico ∆H < 0. (Atkins & Jones, p. 254).
Ainda de acordo com a primeira lei, a quantidade de calor que é absorvida ou
liberada por um sistema durante uma variação depende de como a variação ocorre.
Depende especificamente de quanto trabalho é realizado durante o processo. Se o
sistema é impedido de se expandir (ou de se contrair), isso é, se é mantido em volume
constante, não pode realizar trabalho sobre ele durante qualquer transformação. Logo q
= ∆U – w = ∆U – 0 = ∆U (à volume constante), o que significa que o calor absorvido
durante o processo à volume constante é igual à variação de energia do sistema. (Russell
p. 117)
Função de estado é propriedade onde só depende da condição atual, ou seja, não
interessa o caminho percorrido para chegar ao resultado final. Logo, a entalpia é uma
função de estado, pois o que importa é a variação de entalpia e não como aconteceu essa
variação. Por entalpia ser uma função de estado, a variação de entalpia irá depender da
quantidade que sofreu a variação de da natureza do estado inicial dos reagentes e do
estado final dos produtos. Ou seja, uma reação poderá acontecer em uma só etapa ou em
uma série de etapas. Contudo, o ∆H (entalpia) resultante terá que ser a mesma. A lei de
Hess estabelece que a reação pode ser executada em uma série de etapas, o ∆H da
reação será igual a soma das variações de entalpia das etapas individuais. A variação de
entalpia total do processo é independente do número de etapas ou da natureza particular
da maneira pela qual a reação é executada. Podemos, então, calcular o ∆H para qualquer
processo, desde que encontremos uma rota para que o ∆H seja conhecido para cada
etapa.
O calor liberado ou absorvido durante as transformações físicas e químicas é
medido através de um calorímetro. Para calcular a quantidade de calor liberado ou
absorvido durante a reação é necessário conhecer a capacidade calorífica que nada mais
é do que a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de um sistema a
1ºC.
4. MATERIAIS E MÉTODOS
4.1 REAGENTES E SOLUÇÕES
Hidróxido de Sodio (NaOH) sólido
Ácido Clorídrico 1 mol L-1
Hidróxido de Sódio 1 mol L-1
Água destilada
4.2 VIDRARIAS
Erlenmeyer de 250 mL
Proveta graduada de 50 mL
Proveta graduada de 100 mL
Béquer de 250 mL
4.3 EQUIPAMENTOS E OUTROS
MATERIAIS Balança semi-analítica
Termômetro com escala de -10° C a 100° C
4.4 PROCEDIMENTO
1- Dissolução do NaOH (Hidróxido de Sódio sólido) na água.
• A massa do erlenmeyer 1, limpo e seco, foi medida através de uma
balança analítica, e em seguida foi anotada.
• 100 mL de água foram medidas numa proveta e transferidas para o
erlenmeyer. Em seguida a temperatura da água foi anotada.
• Em um vidro de relógio foram medidos 4,00 g de Hidróxido de Sódio
sólido com o auxílio de uma balança e em seguida foi anotado o valor.
• O Hidróxido de Sódio sólido é transferido para o erlenmeyer com água.
A solução foi agitada lentamente com a ajuda de um termômetro até a
total dissolução. A temperatura máxima da reação ocorrida no sistema
foi
anotada em seguida.
2- Reação de HCl(aq) (Ácido Clorídrico) com NaOH (Hidróxido de Sódio sólido).
• A massa do erlenmeyer 2, limpo e seco, foi medido através de uma
balança e anotada.
• Em uma proveta foi medido 100 mL de ácido clorídrico 1 mol.L-1 e
transferido para o erlenmeyer. Com o auxílio de um termômetro, foi
medida a temperatura do ácido.
• Em um relógio de vidro, foram medidos 4,00 g de Hidróxido de sódio
sólido.
• O Hidróxido de sódio foi transferido para o erlenmeyer.
3- Reação do Ácido Clorídrico (HCl aquoso) com Hidróxido de Sódio (NaOH
aquoso).
• Foi medida a massa do erlenmeyer limpo e seco, e anotada em
seguida.
• 50 mL de ácido clorídrico 1 mol. L-1 foi transferido para o
Erlenmeyer. A temperatura do líquido foi medida e em seguida
anotada.
• Com o auxílio da proveta foi medido 50 mL de Hidróxido de sódio 1
mol. L-1, e quando estiver em equilíbrio com o ambiente (temperatura
ambiente), adicionar cuidadosamente o erlenmeyer com ácido
clorídrico.
• Agitar, lentamente, a solução resultante com o termômetro.
Acompanhar a elevação da temperatura e anotar a temperatura
máxima atingida.
5. OBSERVAÇÕES, DADOS, CÁLCULOS
Segue abaixo os dados anotados do experimento e os respectivos cálculos de
calor das reações.
Figura 1- Massa dos Erlenmeyers utilizados no experimento
Massa das vidrarias (erlenmeyer)
Vidro 1 213g
Vidro 2 189,36g
Vidro 3 209,95g
Figura 2 Temperaturas final e inicial das reações
Temperatura dos experimentos em
Experimento Inicial Final
1 26 35
2 26 46
3 26 33
Outros dados:
Calor específico da água = 1 cal.g-1℃-1
Calor específico do vidro = 0,2 cal.g-1℃-1
Experimento 1
300 Cal equivalem a aproximadamente 1,254 kJ.
728,63 Cal equivale a 3,0456 kJ.
1 mol de NaOH tem 40g, 4,09g utilizado no experimento equivalem a 0,102 mol.
Logo
Experimento 2
.
que equivalem a 8,7027 kJ.
Experimento 3
Cálculo da porcentagem de erro:
(∆H1 + ∆H3) Experimental com ∆H2 Teórico
(∆H1 + ∆H3) Experimental com ∆H2 Experimental
Cálculo da variação de energia das reações:
NaOH(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2O(l) ΔH1 =
NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ΔH2
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ΔH3 =
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO
No cálculo da variação de energia, ΔH1 = e ΔH3 = . Sabemos que ΔH2 = ΔH1 +
ΔH3 = que é um valor diferente do ΔH2 calculado a partir dos dados obtidos (), uma
diferença de . O valor teórico para a variação de energia daetapa global é igual a , que é
um valor muito próximo do valor encontrado no cálculo a partir dos dados encontrados
experimentalmente. Vale ressaltar que houve muitas fontes de erro, como por exemplo o
uso de vidrarias com pouca precisão e o manuseio do experimento em si. Mas é possível
observar que a margem de diferença entre a soma do ΔH1 + ΔH3 = , que deveria ser um
valor mais próximo de (uma diferença de 24,12%).
Os três sistemas apresentados no experimento são abertos e cedem calor para a
vizinhança. O modo que o sistema se encontra influencia na interação deste com a
vizinhança.
Apesar do calorímetro (erlenmeyer) possuir baixa condutividade térmica, isso
não afeta nos resultados obtidos experimentalmente, uma vez que a temperatura média
encontrada é do sistema e não da vidraria. Mas algumas fontes de erros do experimento
são, por exemplo, as vidrarias não tão precisas e o manuseio dos instrumentos na
prática.
Quando não se tem um sistema à pressão constante, é possível encontrar o valor
da variação da energia do sistema através do sistema com volume constante. Logo, de
acordo com a primeira lei da termodinâmica: q = ∆U – w = ∆U – 0 = ∆U (à volume
constante), o que significa que o calor absorvido durante o processo à volume constante
é igual à variação de energia do sistema.
7. CONCLUSÃO
O experimento mostrou que é possível calcular o valor experimental a partir dos
dados obtidos experimentalmente, porém, há uma porcentagem de erro considerável
entre a literatura e os dados experimentais. Outro ponto importante é a variação entre o
cálculo feito a partir do experimento 2, que é o cálculo do ΔH2 diretamente a partir dos
dados obtidos e o cálculo do ΔH2 a partir dos valores obtidos através da soma dos
cálculos de ΔH1 e ΔH3. Ou seja, por mais que seja possível calcular a variação de
energia liberada ou absorvida pela reação na etapa global, esta terá uma porcentagem de
diferença quando calculada por partes, através dos experimentos feitos por partes
(etapas intermediárias), como aconteceu neste experimento.
8. REFERÊNCIAS
RUSSEL, J.B. Química Geral. V1 e.2. McGraw-Hill, Inc. São Paulo.
ATKINS, Peter. JONES, Loretta. Princípios de Química. Questionando a vida moderna
e o meio ambiente. 5ª edição.
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência
central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005