Termodinâmica - Seminário - Acácia

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TERMOQUÍMICA – LEI DE HESS 
(Prática 02) 
 
Relatório referente a práticas 
em laboratório feitas a duas 
 semanas atrás da disciplina 
CET789 – Química Geral II, 
regida pela docente Acácia Pinho. 
 
 
 
 
Ueslei Murilo Mota Santos - (01201120282) 
 
 
ILHÉUS - BAHIA 
2014 
1.0 – Índice. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.0 – Resumo. 
 Verificação da teoria na prática, se realmente a Lei de Hess é valida nesse experimento e se a a 
explicitação do assunto (termodinâmica) dada em sala de aula é valida ou que pelo menos sejam achados 
valores satisfatórios considerando a teoria anteriormente dada. 
 
3.0 – Introdução. 
As variações de energia que ocorrem durante as reações químicas com frequência têm o mesmo 
interesse prático que as relações de massa dos compostos. Por exemplo, as reações de combustão, que 
envolvem combustíveis como o gás natural e o petróleo, nessa reação de combustão temos absorção e 
liberação de energia na forma de calor (que é a transferência de energia térmica entre dois corpos que 
estão a temperaturas diferentes), onde o estudo das trocas de calor nas reações químicas são chamadas de 
termoquímicas. 
A variação de calor associada a uma transformação química é conhecida como entalpia de reação 
( ) e que por definição é dada como a diferença entre a quantidade de calor do sistema após a 
transformação ( ) e a quantidade de calor inicial ( ), geralmente a pressão constante. 
 
 e às vezes, referenciados como entalpia dos produtos e dos reagentes, respectivamente. 
Quando uma transformação ocorre com absorção de energia, ela é chamada de transformação 
endotérmica ( ) e quando ocorre liberação de energia, ela é chamada de transformação 
exotérmica ( ). 
 O químico e físico Germain Hess (1802 - 1850) estabeleceu que a mudança total de calor 
envolvida em uma reação química é independente dos estágios intermediários os quais a reação procede 
ou se imagine que proceda, e depende somente da natureza química e das condições físicas dos reagentes 
e dos produtos. Essa é conhecida como lei de Hess. 
Figura 01 – Entalpia de Reação. 
 
 Assim, de acordo com a figura acima, na transformação de A para B, escreve-se: 
 . Ressaltando que os valores de entalpia podem ser positivos ou negativos. 
 
 
 
 
 
4.0 – Objetivo. 
 Utilizar a prática para observar se a Lei de Hess aplicada realmente é válida e se a 
termodinâmica prática é coesa com a teórica. 
5.0 – Parte Experimental. 
5.1 – Materiais e Reagentes. 
 Ácido Clorídrico. 
 Hidróxido de Sódio em solução e sólida. 
 Béqueres. 
 Provetas. 
 Calorímetro. 
 Termômetro. 
 Balança. 
 Água Destilada. 
 
5.2 – Procedimentos. 
1ª Parte – Calibração do Calorímetro. 
A calibração do calorímetro é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema 
que está sendo investigado no seu interior. A calibração é feita pela mistura, no interior do 
calorímetro, de quantidades conhecidas de água fria e quente. 
 Colocar no calorímetro, 100,00g de água fria, anotando sua temperatura. 
 Aquecer 100,00g de água até a temperatura de 70°C. 
 Adicionar a água aquecida à água fria no interior do calorímetro. Esperar estabilizar e anotar a 
temperatura da mistura. 
Para se obter o valor da capacidade calorífica do calorímetro, deve-se considerar que a 
soma dos calores cedido e recebido é igual a zero após no equilíbrio. Então: 
 
sendo: 
 
 
 
Então: 
 
 ( ) 
 
 
Onde: 
 
 
 
 
cal: calorímetro 
 
 
 
 
 
 
 
 
2ª Parte – Verificação experimental da Lei de Hess: 
a – DISSOLUÇÃO: Determinação da entalpia de dissolução do em água. 
 Coletar 50mL de água destilada a temperatura ambiente e despejar no calorímetro vazio. Após o 
sistema entrar em equílibrio medir a temperatura da água no calorímetro. 
 Pesar 2,0g de NaOH utilizando um béquer pequeno. Executar esse procedimento rápido pois 
NaOH é altamente higroscópico. 
 Introduzir os 2,0g de NaOH dentro do calorímetro com água e agitar levemente para dissolver 
todo o NaOH e após um minuto, medir a temperatura do sistema. 
 Calcular o calor de dissolução do processo ( ). 
 Considerar 
 e 
 
 Para o cálculo do calor de dissolução tem-se que: 
 
sendo: 
 
 
 
Então: 
 
Onde: 
 
 
 
b – NEUTRALIZAÇÃO: Determinação do calor de reação do e do . 
 Medir a temperatura da solução de 50mL de NaOH 1mol/L que estava no calorímetro (obtida no 
item anterior). 
 Com uma proveta medir 50mL de uma solução de HCl 1mol/L e após colocá-la em um becker, 
medir sua temperatura. 
 Adicionar a solução de HCl 1mol/L a solução de 50mL de NaOH 1mol/L do calorímetro. Agitar 
levemente e após um minuto, medir a temperatura do sistema. 
 Calcular o calor de reação do processo ( ). 
 Considerar 
 . 
 
 
 
 
 
 Para o cálculo do calor de dissolução tem-se que: 
 
Sendo: 
 
 
 
Então: 
 
 ] 
Onde: 
 
 
 
S1: solução do HCl 
S2: solução de NaOH 
cal: calorímetro 
 
c – DISSOLUÇÃO E NEUTRALIZAÇÃO: Determinação do calor de reação entre 
 e . 
 Coletar 50mL de uma solução de HCl 1mol/L em seguida colocá-la em um calorímetro. 
Aguardar um minuto e medir a temperatura dentro do calorímetro. 
 Pesar 2,0g de NaOH dentro do calorímetro com a solução de HCl 1mol/L e agitar levemente 
para dissolver todo o NaOH e após um minuto, medir a temperatura de equilíbrio do sistema. 
Observe que nesse caso a concentração de NaOH na solução será aproximadamente 1mol/L. 
 Calcular o calor do processo ( ). 
 Para o cálculo do calor de dissolução tem-se que: 
 
Sendo: 
 
 
 
Então: 
 
 ] 
Onde: 
 ; 
 ; S1: solução do HCl 
 Para interpretar os resultados, considere o seguinte sistema de reações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Utilize os valores das variaçõesde entalpia obtidos anteriormente ( ) e comprove 
experimentalmente a Lei de Hess para esse caso. 
 
 
 
 Não deixando de lado que instrumentos, erros de leitura, entre outras incertezas embutidas na 
hora da prática precisam ser encontradas, pois são elas que nos conferem a margem de erro na hora em 
demonstrar os resultados, podendo utilizar essas equações abaixo: 
 
 Valor Médio (µ): 
 
 
∑ 
 
 
Onde: µ é a média, xi é a i-ésima medida da grandeza x (x refere-se aos valores individuais 
dentro de um conjunto de dados), e N é o número total de medidas. ∑ (sigma) é um símbolo 
grego que significa somatório. 
 
 Desvio : 
 
 
Onde: é a i-ésima medida da grandeza y, e Y é a média. 
 
 Desvio Médio ( 
 
 
 
∑ 
 
 Desvio Padrão amostral ) 
 √(
 
 
)∑ 
 
 
 
Onde: xi é a i-ésima medida da grandeza x, N é o número total de medidas e µ é o valor médio 
da grandeza x. 
 
 Desvio Padrão do Valor Médio ( m) 
 
 
√ 
 
Onde m é o desvio padrão amostral e N é o número de medidas. Onde abaixo estão descritas 
tabelas com os valores correspondentes a parte prática. 
 
 
6.0 – Resultados e Discussão. 
 Como a prática foi dividida em quatro partes, temos: 
 1ª Parte: Calibração do calorímetro. 
 2ª Parte: Dissolução: Determinação da entalpia de dissolução do em água. 
 3ª Parte: Neutralização: Determinação do calor de reação do e do . 
 4ª Parte: Dissolução e Neutralização: Determinação do calor de reação entre e . 
 
1ª Parte – Calibração do Calorímetro. 
 Na calibração do calorímetro temos que descobrir a capacidade de armazenamento de calor e o 
quanto transfere para o ambiente ou sistema, logo é necessário perceber que existem erros de 
instrumentação, medição entre outras incertezas não visíveis. 
Tabela 01 – Dados experimentais da calibração do calorímetro. 
 Temperatura 
do calorímetro 
(°C) 
Massa da 
água 
Fria (g) 
Massa da 
água 
Quente (g) 
Temperatura 
de água 
Fria (°C) 
Temperatura da 
água 
Aquecida (°C) 
Temperatura de 
equilíbrio da 
Solução (°C) 
1ª amostra 22,0 99,72 100,12 22,0 70 44,0 
2ª amostra 21,5 100,44 100,02 22,0 70 44,0 
3ª amostra 21,5 101,95 100,03 21,5 70 44,5 
 Utilizando os valores obtidos no laboratório apresentados na tabela acima aplicando as equações 
( 22, 23, 24, 25, 26) teremos os valores dos desvios abaixo: 
Tabela 1.1 – Desvios dos valores acima. 
 Temperatura 
do calorímetro 
(°C) 
Massa da 
água 
Fria (g) 
Massa da 
água 
Quente (g) 
Temperatura 
de água 
Fria (°C) 
Temperatura da 
água 
Aquecida (°C) 
Temperatura de 
equilíbrio da 
Solução (°C) 
Desvio 
 
 
0,5 
 
2,03 
 
0,09 
 
0,5 
 
- 
 
0,5 
Desvio 
Médio 
 
0,17 
 
0,74 
 
0,03 
 
0,17 
 
- 
 
0,17 
Desvio 
Padrão 
Amostral 
 
0,38 
 
1,35 
 
0,073 
 
0,49 
 
- 
 
0,38 
 
Desvio 
Padrão do 
Valor 
Médio 
 
0,22 
 
0,78 
 
0,042 
 
0,29 
 
 
- 
 
0,22 
 
 Utilizando os valores obtidos no laboratório apresentados na tabela acima aplicando as equações 
(1, 2, 3, 4, 5) teremos os valores a seguir: 
Tabela 02 – Resultados da Calibração do Calorímetro. 
 
1ª Amostra -0,10162 -10896,66 9183,414 1713,14 77,87 
2ª Amostra -0,0096 -10885,78 9459,941 1425,825 63,37 
3ª Amostra 0 -10886,86 9602,161 1284,705 57,098 
 Percebe-se que a soma dos calores tem que ser algo nulo, pois o que é produzido tem que 
ser o contrário do inserido para reagir, logo, observa-se que no somatório os valores tendem a zero ou são 
próximos a ele. 
 
2ª Parte – Dissolução: Determinação da entalpia de dissolução do em água. 
 Na dissolução temos que aferir o calor de dissolução do processo e a verificação da lei de Hess. 
Tabela 03 – Dados experimentais da dissolução. 
 Massa da 
água (g) 
Massa do 
 (g) 
Temperatura 
de água 
(°C) 
Temperatura de 
equilíbrio da 
Solução (°C) 
1ª amostra 50,6 2,01 23,5 44,0 
2ª amostra 51,2 2,02 23,5 44,0 
 Lembrando que a capacidade calorífica da água é 
 e do NaOH é 
 
 . 
 Utilizando os valores obtidos no laboratório apresentados na tabela acima aplicando as equações 
(6, 7, 8, 9, 10) teremos os valores a seguir: 
Tabela 04 – Resultados da Dissolução do Hidróxido em Água. 
 
1ª Amostra 0 1906,304 1077,079 -2983,383 -331,487 
2ª Amostra 0 1564,559 877,9768 -2442,536 -334,594 
 Percebe-se que a soma dos calores tem que ser algo nulo, pois o que é produzido tem que 
ser o contrário do inserido para reagir logo, observa-se que no somatório os valores tendem a se 
aproximar de zero ou ser zero. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3ª Parte – Neutralização: Determinação do calor de reação do e do . 
 Na neutralização temos que aferir o calor de reação do processo e a verificação da lei de Hess. 
Tabela 05 – Dados experimentais da Neutralização. 
 Massa da 
 (g) 
Massa do 
 (g) 
Temperatura 
de S1 
(°C) 
Temperatura de 
equilíbrio da 
Solução (°C) 
1ª amostra 50,8 50,0 23,5 27,5 
2ª amostra 50,0 50,0 23,5 27,5 
 Lembrando que a capacidade calorífica das soluções é 
 e 
 . Sem esquecer que nessa parte da prática foi aferida o volume das soluções. 
 Utilizando os valores obtidos no laboratório apresentados na tabela acima aplicando as equações 
(11, 12, 13, 14, 15) teremos os valores a seguir: 
Tabela 06 – Resultados da Neutralização. 
 
1ª Amostra -3375,59 837,2 850,59 421,94 1687,79 0 
2ª Amostra -2846,48 711,62 711,62 1423,24 418,6 0 
 Percebe-se que a soma dos calores tem que ser algo nulo, pois o que é produzido tem que 
ser o contrário do inserido para reagir logo, observa-se que no somatório os valores tendem a se 
aproximar de zero ou ser zero. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4ª Parte – Dissolução e Neutralização: Determinação do calor de reação do e do 
 . 
 Nessa parte temos as duas partes anteriores, no entanto, trabalhamos com hidróxido sólidro que é 
altamente higroscópico, assim, temos que fazer basicamente a mesma coisa do processo anterior que é o 
calor de reação da solução e a verificação da lei de Hess. 
Tabela 07 – Dados experimentais da Dissolução e Neutralização. 
 Massa da 
 (g) 
Massa do 
 (g) 
Temperatura 
de S1 
(°C) 
Temperatura de 
equilíbrio da 
Solução (°C) 
1ª amostra 50,0 2,00 22,0 44,0 
2ª amostra 50,0 2,03 23,0 44,0 
 Lembrando que a capacidade calorífica das soluções é 
 . A 
temperatura ambiente era de 23,5°C. E do 
 . Sem esquecer que nessa parte da 
prática foi aferida o volume de uma solução e a massa do outro composto. 
 Utilizando os valores obtidos no laboratório apresentados na tabela acima aplicando as equações 
(16, 17, 18, 19, 20) teremos os valores a seguir: 
Tabela 08 – Resultados da Dissolução e da Neutralização. 
 
1ª Amostra -14091,48 4604,6 2441,14 7045,74 320,26 
2ª Amostra -13746,11 4395,3 2477,76 6873,06 327,29Percebe-se que a soma dos calores tem que ser algo nulo, pois o que é produzido tem que 
ser o contrário do inserido para reagir, logo, observa-se que no somatório os valores tendem a se 
aproximar de zero ou ser zero. 
 Assim, para interpretar os resultados, considerando o seguinte sistema de reações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Utilizando os valores das variações de entalpia obtidos anteriormente ( ) e 
comprovando experimentalmente a Lei de Hess para esse caso, temos: 
 
 
 
 
 
 
Esses valores em , em temos: 
 
 
 
 
 Logo, percebe-se que as incertezas conferem erros pequenos nos cálculos, mostrando assim que 
erros de medição, aferição e amostras que são acima ou abaixo do pedido na prática, acarretam esses tipos 
de erros, podendo eles ser calculados como foi mostrado acima. 
 
Questionário : 
 
a) Ao receber 25,1kJ, um corpo de peso 250 g aumenta sua temperatura em 40 ºC sem mudar 
de fase. Qual o calor específico desse corpo? 
025,1kJ = 0,25 kg .c . 40 ºC 
C = 2,51 kJ/Kg ºC 
 
b) Um bloco de vidro de 300 g está inicialmente a 25 ºC. Sabendo que o calor específico do 
vidro é 0,84 J/g ºC. Calcule a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura do 
bloco até 40 ºC. 
q = 300g . 0,84 J/g ºC . 15 ºC 
q = 3780 J 
 
c) Uma fonte térmica fornece a cada minuto 83,68J. Para produzir um aquecimento de 30 ºC 
em 50g de um líquido são necessários 15 minutos. Determine a capacidade térmica dessa 
quantidade de líquido e o calor específico do líquido. 
1255,2 J = 50g . c . 30 ºC 
c = 0,8368 J/g ºC 
C = 50g . 0,8368 J/g ºC = 41,83 J/ ºC 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7.0 – Conclusão. 
 Percebe-se que através desses experimentos foi possível determinar as entalpias das misturas 
(entre água e base forte, ácido e base em solução e ácido e base na forma de sólido), em todas as 
experiências foi fundamental antes a calibração do calorímetro, pois não sabia sua capacidade calorífica, 
por isso utilizou-se de uma substância em que se conhecia sua capacidade calorífica, para que fosse 
possível determinar das outras substâncias suas capacidades caloríficas, tanto que em uma das tais, 
utilizou-se da capacidade calorífica da água pois, sendo mais simples de determinar, e por já ser 
conhecida. De todos os expetimentos, foi perceptível que houve um aumento de temperatura, 
demonstrando assim que todos os processos são exotérmicos, pois há liberação de calor na prática, no 
teórico isso foi comprovado, por meio dos cálculos, ou seja, a Lei de Hess, e valida nesse experimento 
assim como a Termodinâmica envolvida, foi fundamental para a obtenção dos resultados. 
 
8.0 – Refêrencias Bibliográficas.