Relatório de Lei de Hess

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Laboratório de Físico – Química I 
 
 
 
Relatório da Lei de Hess 
 
Professor Thiago Takeshi Obana 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
São Paulo 
 08/10/2022 
NOME: RA: 
Luiz Eduardo C. Pascua Hidalgo 1521006 
Guilherme Carvalho Marcussi 1021079 
Guilherme Amorim F. Borba 1021087 
Leonardo Martinez 1522001 
1 - Tratamento de dados experimentais das temperaturas: 
 
1.1 – Determinação do Equivalente em água (E): 
Substâncias TInicial 
(°C) 
TFinal 
(°C) 
Água fria 21,0°C 30,8°C 
Água quente 40,0°C 30,8°C 
 
1.2 – Dissolução do Hidróxido de Sódio: 
Substâncias T (°C) 
H2O -TInicial 21,0 °C 
H2O + NaOH(s)-Tfinal 25,5°C 
 
1.3 – Reação entre Hidróxido de Sódio sólido e ácido Clorídrico: 
Substâncias T(°C) 
HCl -Tinicial 21,2°C 
HCl + NaOH 31,3°C 
 
1.4 – Reação do Hidróxido de Sódio 1 mol/L e Ácido Clorídrico 1 mol/L: 
Substâncias T(°C) 
HCl -Tinicial 22,2°C 
HCl + NaOH 27,2°C 
 
 
 
 
 
 
2 – Cálculos das Variações de Entalpia: 
2.1 – Equivalente em água (E): 
Para se obter o valor de E, utiliza-se: 
mágua quente ∙ Cágua(Tf − Ti) = −[mfria ∙ Cágua(Tf − T1) + E(Tf − Ti)] 
50g ∙ 1cal g°C⁄ ∙ (30,8°C − 40°C) = −[50g ∙ 1cal g°C⁄ ∙ (30,8°C − 21,0°C) + E ∙ (30,8°C − 21,0°C) 
−460 cal = −[490 cal + E ∙ 9,8°C] 
|E| =
460cal − 490cal
9,8°C
= |−3,06 cal °C⁄ | = 3,06 cal °C⁄ 
 
2.1 – Dissolução de NaOH: 
Para se calcular a Variação de Entalpia, utiliza-se: 
∆𝐻1 = −[msolução ∙ Csolução(Tf − Ti) + E(Tf − Ti)] 
∆𝐻1 = −[104 g ∙ 1cal g°C⁄ (25,5°C − 21,0°C) + 3,06 cal °C⁄ (25,5°C − 21,0°C)] 
∆𝐻1 = −[468 cal + 14 cal] = −482 cal 
2.2 – Reação de NaoH(s) + HCl: 
∆𝐻2 = −[msolução ∙ Csolução(Tf − Ti) + E(Tf − Ti)] 
∆𝐻2 = −[104 g ∙ 1cal g°C⁄ (31,3°C − 21,2°C) + 3,06 cal °C⁄ (31,3°C − 21,2°C)] 
∆𝐻2 = −[1050 cal + 31 cal] = −1081 cal 
2.3 – Reação do Hidróxido de Sódio 1 mol/L e Ácido Clorídrico 1 
mol/L: 
∆𝐻3 = −[msolução ∙ Csolução(Tf − Ti) + E(Tf − Ti)] 
∆𝐻3 = −[104 g ∙ 1cal g°C⁄ (27,2°C − 22,2°C) + 3,06 cal °C⁄ (27,2°C − 22,2°C)] 
∆𝐻3 = −[624 cal + 18 cal] = −642 cal 
3 - Cálculo de entalpias molares: 
Para ΔH1: 
A quantidade de mols obtida na solução com duas gramas de soda cáustica, foi de 0,05 
mol, utilizando uma massa molar de 40 g/mol. 
∆H1m = −
−482
0,05mol
= −9,64 kcal mol⁄ 
 
 
Para ΔH2: 
A quantidade de mols deverá ser a mesma do que a variação de entalpia do anterior, 
pois a reação é de 1:1, logo a entalpia molar deverá ser: 
∆H2m = −
−1081
0,05mol
= −10,8 kcal mol⁄ 
 
Para ΔH3: 
A quantidade de mols utilizada foi de 0,05 mols, pois foi utilizados concentrações de 1 
mol/L e as reações são de 1:1, então a entalpia molar é: 
∆H3m = −
−642 cal
0,05mol
= −12,8 kcal mol⁄ 
Tabela com valores finais: 
Reação ΔH Experimental 
(kcal/mol) 
ΔH Experimental 
(kJ/mol) 
ΔH1 -9,64 kcal/mol -40,3 kJ/mol 
ΔH2 -10,8 kcal/mol -45.3 kJ/mol 
ΔH3 -12,8 kcal/mol -53,5 kJ/mol 
 
4 – Lei de Hess: 
Para validar a Lei de Hess, utiliza-se: 
ΔH1 + ΔH3 = ΔH2 
(-482 cal) + (-642 cal) = -1124 calorias. 
Conclusão: 
Ao decorrer da realização do experimento e de cálculos, pode-se perceber diferenças 
entre as entalpias encontradas pelo fato de alguns reagentes estarem sólidos, e todas as 
densidades, sendo 1,04, das reações deram praticamente o mesmo valor pelo fato de 
serem soluções de baixa concentração (1 mol/L), isso também interfere em sua massa, 
sendo ela igual a massa da água, logo usou-se a densidade da água 1 g/cm³, estes são 
dois fatores muito importantes que se deve ter muita atenção. 
Os valores obtidos na experiência levaram a um erro no cálculo da variação de 
entalpia da reação 2.2, dano uma diferença de 40 calorias no processo, esse erro se deve 
a falta da realização de mais experiências para se obter resultados mais precisos para se 
obter uma média das entalpias e reduzir esse erro a um valor mínimo, contudo, pelo 
cálculo e esse erro, pode-se perceber que os valores foram próximos, portanto, a Lei de 
Hess é válida. 
 
 
Referências: 
M. H. M. T. Assumpção; L. D. Wolf1; V. G. Bonifácio; O. Fatibello-Filho. Construção 
de um Calorímetro de Baixo Custo para a Determinação de Entalpia de Neutralização. 
Eclética Química, São Paulo, V. 35, n. 2. 2010.