TERMOQUÍMICA E LEI DE HESS

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<p>Universidade Federal do Pará</p><p>Instituto de Ciências Exatas e Naturais</p><p>Faculdade de Química</p><p>Curso de Bacharelado em Química</p><p>Aline Eloa De Cassia Ainett Negrao</p><p>Elias Douglas Maia De Brito</p><p>Emilly Vieira Marques</p><p>Fabio Henrique Alves Correa</p><p>Gilson Mateus Bittencourt Fernandes</p><p>RELATÓRIO</p><p>TERMOQUÍMICA E LEI DE HESS</p><p>BELÉM</p><p>2019</p><p>Universidade Federal do Pará</p><p>Instituto de Ciências Exatas e Naturais</p><p>Faculdade de Química</p><p>Curso de Bacharelado em Química</p><p>Aline Eloa De Cassia Ainett Negrao (201910840060)</p><p>Elias Douglas Maia De Brito (201910840040)</p><p>Emilly Vieira Marques (201910840048)</p><p>Fabio Henrique Alves Correa (201910840047)</p><p>Gilson Mateus Bittencourt Fernandes (201910840004)</p><p>RELATÓRIO</p><p>TERMOQUÍMICA E LEI DE HESS</p><p>Relatório apresentado à disciplina Química Geral e Experimental II, sobre a 2ª aula prática do dia 8/10/2019, como requisito parcial para obtenção de nota.</p><p>Prof.: Dr. Fábio Alberto de Molfetta</p><p>BELÉM</p><p>2019</p><p>RESUMO:</p><p>A termoquímica, também chamada de termodinâmica química, é o ramo da química que estuda o calor (energia) envolvido, seja absorvido, seja produzido, nas reações químicas e quaisquer transformações físicas, tais como a fusão e a ebulição, baseando-se em princípios da termodinâmica. A termoquímica, genericamente, é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como misturas, transições de fases, reações químicas, e incluindo cálculos de grandezas tais como a capacidade térmica, o calor de combustão, o calor de formação, a entalpia e a energia livre. Como vimos, a termoquímica, diz respeito às mudanças de energia manifestadas como “calor de reação” ou variação de entalpia, H. Uma reação na qual o calor é perdido pelos reagentes para o meio ambiente, é dita exotérmica, onde ΔH é negativo; aquela onde o calor é absorvido, é chamada de endotérmica e o H é positivo. Mudanças da energia podem também se manifestar como energia elétrica medidas em termos de voltagem requerida ou produzida e a quantidade de mudança química (energia elétrica = volts x coulombs). O trabalho executado contra uma força externa, como pressão atmosférica, também deve ser considerado. A máxima quantidade de energia avaliável que um sistema químico pode produzir é medida pelas mudanças de energia livre, F (ou energia livre de Gibbs, G).</p><p>Introdução:</p><p>A Lei de Hess afirma que: em uma reação química, o calor liberado ou absorvido é constante e independente do número de etapas pelas quais a reação passa. Ou seja, a lei estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas do seu estado inicial e do seu estado final. Essa lei, base termoquímica, foi desenvolvida experimentalmente por Germain Henry Hess, químico e médico suíço. Uma das suas principais contribuições foi um livro texto de Química, escrito em 1834, e adotado por muitas escolas e universidades russas. Em 1840 Hess apresentou uma lei empírica - que leva o seu nome-, tornando-se uma das principais bases da termoquímica. Tal lei permite calcular os calores de produção de substâncias que não podem ser conseguidas, experimentalmente, por síntese direta. Durante as reações químicas acontecem trocas de calor, sendo este o objeto de estudo da termoquímica. Essa área da química também se dedica à análise da transferência de energia que acontece durante os processos de transformação física da matéria.Figura 1: Transferência de calor nas mudanças de estado físico</p><p>Em qualquer tipo de reação química, ocorre a quebra de ligações dos reagentes para então formar novas ligações nos produtos. Para que ocorra essas quebras nos reagentes é necessário o fornecimento de energia. Essa energia é a denominada entalpia (H) e vem de dentro da molécula.</p><p>A representação escrita de uma reação química é chamada de equação química. No caso de uma equação termoquímica, devem ser listados todas os elementos que podem influenciar no resultado da entalpia. Exemplo: estado físico, proporção estequiométrica, pressão, temperatura e variação de entalpia.</p><p>Figura 2: Diagrama geral de uma reação endotérmica ∆H = Hp – Hr e ∆H > 0</p><p>Figura 3: Diagrama geral de uma reação exotérmica ∆H = Hp – Hr e ∆H < 0</p><p>A quantidade de calor associada a uma transformação química (Hr) depende apenas dos estados inicial (Hi) e final (Hf), não importando a trajetória seguida ou as etapas intermediárias empregadas na transformação (Lei de Hess). A Lei de Hess pode ser aplicada mesmo se as reações intermediárias, ou a reação total, não possam, de fato ser realizada. (Figura 4 e 5).</p><p>Figura 4: Diagrama geral de uma reação ∆HR = ∆HI + ∆HX + ∆HY</p><p>Figura 5: Lei de Hess</p><p>Figura 5: Lei de Hess</p><p>Parte experimental:</p><p>2.1 OBJETIVOS:</p><p>2.2 MATERIAIS UTILIZADOS:</p><p>2.2.1 REAGENTES:</p><p>2.2.2 MATERIAIS:</p><p>2.3 metodologia:</p><p>Resultados E DISCUSSÕES:</p><p>Experimento 1:</p><p>Primeiramente, foi obtida a massa do Erlenmeyer de 144,842 g. A temperatura inicial da água destilada medida foi de 24 °C a temperatura constante e pressão constante, após adicionar NaOH sua temperatura variou para 28 °C com isso podemos calcular o valor de ∆Ha:</p><p>∆T1 = T2 - T1 = 28°c – 24°c = 4°c ª[exotérmica]</p><p>Calculo de calor absorvido pelo Erlenmeyer:</p><p>Cb = mb x Ce x ∆t = Cb = 144,842 g x 0,2 x 4 °C = 115.8736 [g.°C]</p><p>Calor absorvido pela solução:</p><p>Cs = ma X ∆t = 2.015 g x 4°c = 8.06 [g.°C]</p><p>Número de mols de NaOH:</p><p>n = m = 2.015 g = 50,38. 10-3[mols]ou [0,0503787784]</p><p>M 39,997 g/mol</p><p>Calor total absorvido é a soma do calor absorvido pelo Erlenmeyer mais o absorvido pela solução:</p><p>Ct = Cb + Cs = 115.8736 + 8,06 g = 123.9336 [g.°C]</p><p>Então obtém-se o valor de caloria por mol:</p><p>∆Ha = Ct = 123.9336 = 24,60x10-4 [k J] ou [2,460,03583 kJ]</p><p>n 50,38.10-3</p><p>Equação química:</p><p>NaOH(s) + H2O → Na+ + HO-</p><p>Experimento 2:</p><p>A temperatura inicial do HCl medida foi de 25,5 °C, após adicionar 2,005 de NaOH a temperatura Medida foi 30 °C</p><p>Valor de ∆Ha:</p><p>∆T1 = T2 - T1 = 30°c – 25,5°c = 4,5 °C ª[exotérmica]</p><p>Calculo de calor absorvido pelo Erlenmeyer:</p><p>Cb = mb x Ce x ∆t = Cb = 144,842 g x 0,2 x 4,5 °C = 130,3578 [g.°C]</p><p>Calor absorvido pela solução:</p><p>Cs = ma X ∆t = 2.005 g x 4,5 °c = 9.0225 [g.°C]</p><p>Número de mols de NaOH:</p><p>n = m = 2.005 g = 50,13 x 10-3[mols] ou [0,0501287597]</p><p>M.M 39,997 g/mol</p><p>Calor total absorvido é a soma do calor absorvido pelo Erlenmeyer mais o absorvido pela solução:</p><p>Ct = Cb + Cs = 130,3578 + 9,0225 = 139,3803 [g.°C]</p><p>Então obtém-se o valor de caloria por mol</p><p>∆Ha = Ct = 139,3803 = 27,80x10-4[k J] ou [2,780.44581]</p><p>n 50,13x10-3</p><p>139,3803 → 50,13x10-3 = 2.78038 Mols</p><p>X → 1 mol</p><p>Equação Química:</p><p>Experimento 3:</p><p>Realizando este procedimento semelhante aos anteriores, foi possível obter os seguintes valores:</p><p>∆T1 = T2 - T1 = 26,9°c – 25,1°c = 1,8 °C ª[exotérmica]</p><p>Calculo de calor absorvido pelo Erlenmeyer:</p><p>Cb = mb x Ce x ∆t = Cb = 144,842 g x 0,2 x 1,8 °C = 52.14312 g.°C</p><p>Para achar a massa usada na solução foi usado o seguinte cálculo:</p><p>ma= M x MM x V(L) = 0,5 x 39,997 x 0,5 = 0,999925</p><p>Calculo de calor absorvido pela solução:</p><p>Cs = ma X ∆t = 0,999925 g x 1,8 °c = 1,799865 [g.°C]</p><p>Calor total absorvido =</p><p>Ct = Cb + Cs = 52.14312 + 1,799865 =53,95 [g.°C] [53,942985]</p><p>nNaOH = ma\Massa Molar = 0,999925\39,997 = 0,025</p><p>O número de Mols da solução de NaOH em concentração de 0,5 M</p><p>53,95 → 0,025 = 2,158 Mols</p><p>X → 1 mol</p><p>Valor de caloria por Mol</p><p>∆Ha = Ct = 53,942985 = 2,157.7194 [k J]</p><p>n 0,025</p><p>CONCLUSÃO:</p><p>Nesta aula prática nos deparamos com a termoquímica, que é o estudo das transformações de energia e calor que ocorrem por meio das reações químicas. Nos experimentos</p><p>realizados foi calculada a quantidade de calor envolvida nas reações visando a comprovação experimental da Lei de Hess.</p><p>Após a realização dos experimentos concluímos que a dados experimentais para os calores de reação não obedeceram a Lei de Hess, pois:</p><p>BIBLIOGRAFIA:</p><p>1. BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.</p><p>2. SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006.</p><p>3. KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005.</p><p>image3.png</p><p>image4.png</p><p>image5.png</p><p>image6.png</p><p>image1.png</p><p>image2.jpeg</p>