Relatório - Calores de Reações Lei de Hess

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3. Introdução 
Um dos objetivos da ciência é a explicação de fenômenos complexos da 
natureza e reduzi-los a leis ou explicações mais simples. A termoquímica 
estuda as variações e trocas de calor entre o sistema e o ambiente, e um dos 
cientistas percursores da termoquímica foi Germain Henry Hess (1802-1850) 
que entre seus trabalhos, estava o que hoje conhecemos com a Lei de Hess, 
que traz a seguinte afirmação: “A variação de entalpia envolvida em uma 
reação química, sob determinadas condições experimentais depende 
exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos 
produtos” (REIS, 2003 p. 349-350). 
Essa foi uma constatação importante, pois nos permite calcular incógnitas em 
equações químicas bem como faríamos com equações matemáticas. O cálculo 
da variação de entalpia da reação pode ser feito através da diferença de 
entalpia dos produtos e dos reagentes. 
E ainda hoje são utilizados os princípios propostos por Hess em grandes 
indústrias químicas e em diversas áreas e aplicações tecnológicas e da ciência. 
Visto isso, é importante que se faça análises experimentais da teoria, para fins 
didáticos e comprobatórios. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4. Parte Experimental 
4.1 Materiais 
• 1 Erlenmeyer de 125ml 
• Água da torneira 
• Balança Analítica 
• 1 Termômetro de 
Mercúrio 
• 1 Proveta de 250ml 
• 1 Béquer de 250ml 
• 1 Vidro de relógio 
pequeno 
• H2SO4 - 0,5 mol/L 
• NaOH sólido 
• NaOH - 1,0 mol/L 
• HNO3 - 1,0 mol/L 
• Ácido Acético - 1,0 mol/L 
• HCl - 1,0 mol/L 
• HCl - 0,25 mol/L 
 
4.2 Métodos 
Procedimento 1: Determinação do calor de reação (1) 
Foram transferidos 100 ml de água medida em uma proveta para um 
erlenmeyer de 125 ml. A temperatura da água foi medida em um termômetro 
de mercúrio, resultando em 25 Cº. 
Em uma balança analítica, foram pesados 1,0317 gramas de hidróxido de sódio 
que foram dissolvidos no erlenmeyer contendo a água. Após total 
homogeneização, a temperatura foi novamente medida com um termômetro de 
mercúrio, atingindo 27 Cº 
Procedimento 2: Determinação do calor de reação (2) 
Foi medida a quantidade de 100 ml de HCl – ácido clorídrico – a 0,25 molar em 
uma proveta, (25 Cº) seguida se transferiu a quantia para um erlenmeyer. 
Pesou-se em uma balança analítica a quantidade de 1,1413 gramas de 
hidróxido de sódio que também foi transferida para o erlenmeyer. Agitou-se o 
conteúdo e após a solubilização completa do NaOH aferiu-se a temperatura da 
solução com um termômetro de mercúrio. A temperatura foi avaliada em 28 Cº. 
Procedimento 3: Determinação do calor de reação (3) 
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Da mesma maneira, foi feito com o terceiro procedimento, contudo, foi utilizado 
50 ml - medidos em uma proveta e transferidos para um erlenmeyer – de HCl 
na concentração de 1 molar e 50 ml de NaOH também a 1 molar (ambos em 
uma temperatura de 25 Cº). 
Misturados em um Becker, (HCl e NaOH) apresentaram uma temperatura de 
27 Cº. 
Procedimento 4: Comparando calores de neutralização 
O método utilizado foi o mesmo para os três ácidos: HNO3, H2SO4, C2H4O2, 
utilizando recipientes diferentes para cada um destes. 
Mediu-se 50 ml de ácido e 50 ml de hidróxido de sódio (em temperatura 
ambiente, 25 ºC) então misturou-os em um Béquer e aferiu-se a temperatura 
utilizando um termômetro de mercúrio. 
Os valores das temperaturas de cada solução de HNO3, H2SO4, C2H4O2 foi 
respectivamente: 27 ºC, 30 ºC e 28 ºC. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. Resultado 
5.1 Discussão 
Fórmula utilizada: 
(Q1 = M1 x C1 x ΔT) + (Q2 = M2 x C2 x ΔT) = ΔH 
Onde: 
Q = Energia 
M = Massa da substancia em gramas. 
C = Calor específico da espécie. 
ΔT = Variação de temperatura (temperatura final da reação subtraída da 
temperatura inicial). 
Nota: Foi calculada a energia dispersa no vidro e na água, representados por 
Q1 e Q2, respectivamente. Onde a soma desses representa a variação de 
entalpia. 
 
Dados os valores de calor específico da água: 1 calxg/ºC; e do vidro: 0,2 
calxg/ºC. Bem como a massa do Erlenmeyer onde foram feitas as análises 
equivalente a: 67,9791 g; e temperatura ambiente equivalente a 25 ºC. A única 
variável foi a temperatura final da solução após a reação. 
 
5.2 Resultados 
 
Reação I 
Volume de Água 100 ml 
Massa de NaOH 1,0317 g 
Temperatura Inicial 25 Cº 
Temperatura Final 27 Cº 
RESULTADO (ΔH) 227,1988 J 
 
 
Reação II 
Volume de HCl 100 ml 
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Massa de NaOH 1,1413 
Temperatura Inicial 25 Cº 
Temperatura Final 28 Cº 
RESULTADO (ΔH) 340,78782 Cº 
 
Reação III 
Volume da solução de HCl 50 ml 
Volume da Solução de NaOH 50 ml 
Temperatura Inicial 25 Cº 
Temperatura Final 27 Cº 
RESULTADO (ΔH) 227,19164 J 
 
 
Reações IV 
1 – NaOH + HNO3 
Volume de HNO3 50 ml 
Volume de NaOH 50 ml 
Temperatura Inicial 25 Cº 
Temperatura Final 27 Cº 
RESULTADO (ΔH) 227,19164 J 
 
2 – NaOH + H2SO4 
Volume de Água 50 ml 
Volume de NaOH 50 ml 
Temperatura Inicial 25 Cº 
Temperatura Final 30 Cº 
RESULTADO (ΔH) 567,991 J 
 
3 – NaOH + Ácido acético (C2H4O2) 
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Volume de Água 50 ml 
Volume de NaOH 50 m 
Temperatura Inicial 25 Cº 
Temperatura Final 28 Cº 
RESULTADO (ΔH) 340,78746 J 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6. Conclusão 
Mediante a isso, foi possível analisar os calores de reação de cada uma das 
reações, tendo como parâmetro para a análise a lei de Hess, que possibilitou 
que usássemos equações matemáticas para resolver incógnitas químicas e 
então mediante à isso desvendarmos as variações de entalpia envolvidas nos 
processos descritos e realizados. 
De qualquer modo, houveram reações que apresentaram uma variação de 
entalpia maior que outras. Isso é explicado pelo fato de reações de 
neutralizações com diferentes reagentes, terem diferentes valores para calores 
de reações, foi possível verificar e afirmar isso experimentalmente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Referências