Lei de Hess

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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ 
DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE ELETRÔNICA 
BACHARELADO EM ENGENHARIA ELETRÔNICA 
 
 
 
 
 
 
FÁBIO FUDOLI, LEONARDO FURINI, MATEUS CAMPOS 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 8: Lei de Hess 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE ATIVIDADE PRÁTICA DA DISCIPLINA DE QUÍMICA 
 
 
 
 Prof.ª DANIELA BARANCELLI 
 
 
 
CAMPO MOURÃO 
2016 
Suma´rio
1 Introduc¸a˜o 3
2 Objetivos 3
3 Parte Experimental 3
3.1 Reac¸a˜o A: Ca´lculo de ΔH𝑎 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
3.2 Reac¸a˜o B: Ca´lculo de ΔH𝑏 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
3.3 Reac¸a˜o C: Ca´lculo de ΔH𝑐 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
4 Resultados e Discusso˜es 4
4.1 Experimento A . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
4.2 Experimento B . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
4.3 Experimento C . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
4.4 Lei de Hess . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
5 Concluso˜es 7
REFERE^NCIAS 8
1 Introduc¸a˜o
A entalpia e´ uma func¸a˜o de estado, logo o valor de ΔH e´ independente do caminho
entre os estados inicial e final. Pode-se calcular a variac¸a˜o da entalpia de um processo
f´ısico como a soma das variac¸o˜es de entalpia de uma se´rie de duas etapas. Esta mesma
regra se aplica a reac¸o˜es qu´ımicas e, nesse contexto, ela e´ conhecida como lei de Hess.
(ATKINS; JONES, 2012, p.265)
A lei de Hess, segundo Atkins e Jones (2012, p.265) pode ser escrita como: a entalpia
total da reac¸a˜o e´ a soma das entalpias de reac¸a˜o das etapas em que a reac¸a˜o pode ser
dividida. A lei de Hess aplica-se mesmo se a reac¸o˜es intermedia´rias, ou reac¸a˜o total, na˜o
podem ser realizadas na pra´tica. Conhecidas as equac¸o˜es balanceadas de cada etapa e
sabendo que a soma dessas equac¸o˜es e´ igual a reac¸a˜o de interesse, a entalpia de reac¸a˜o
pode ser calculada a partir de qualquer seque^ncia conveniente.
A variac¸a˜o de entalpia pode ser medida pela calorimetria para muitos, mas na˜o to-
dos os processos qu´ımicos. (KOTZ; TREICHEL; TOWNSEND, 2012, p.230, traduc¸a˜o
nossa). Segundo Valderrama, Romero e Suzuki (2016), para que essa medida seja pre-
cisa, e´ necessa´rio que a reac¸a˜o qu´ımica satisfac¸a a`s seguintes condic¸o˜es:
∙ Seja ra´pida, desse modo, o calor ira´ fluir sem perdas entre o sistema em que
ocorre a reac¸a˜o e o meio que o rodeia, onde e´ medida a variac¸a˜o de temperatura;
∙ Seja completa. Assim podem-se dispersar as correc¸o˜es que teriam de ser feitas
caso alguma parte dos reagentes na˜o participasse do processo;
∙ Na˜o apresente reac¸o˜es secunda´rias. O que ira´ garantir que todo o calor envol-
vido na reac¸a˜o vem da transformac¸a˜o dos reagentes nos produtos finais, e na˜o
de reac¸o˜es paralelas.
Algumas reac¸o˜es preenchem todos esses requisitos e por isso podem ser usadas para
comprovar a Lei de Hess, entre elas esta˜o a dissociac¸a˜o de uma base forte na a´gua,
com a consequ¨ente hidratac¸a˜o dos ı´ons formados, e a reac¸a˜o de uma base forte com um
a´cido forte. (VALDERRAMA; ROMERO; SUZUKI, 2016).
2 Objetivos
Comprovar experimentalmente a Lei de Hess.
3 Parte Experimental
Neste cap´ıtulo sera˜o descritos as etapas executadas e os materiais utilizados com
base no roteiro de atividade pra´tica de Valderrama, Romero e Suzuki (2016).
3
3.1 Reac¸a˜o A: Ca´lculo de ΔH𝑎
Primeiramente, determinou-se a massa de um be´quer limpo e seco, em seguida, com
o aux´ılio de uma proveta, mediu-se 200ml de a´gua destilada e a mesma foi despejada
no be´quer. Colocou-se um termo^metro dentro da a´gua e a temperatura foi anotada.
Em seguida, pesou-se 2g de NaOH(𝑠) (hidro´xido de so´dio) e despejou-se dentro da
a´gua contida no be´quer. A soluc¸a˜o foi agitada com o termo^metro e uma nova leitura
de temperatura foi realizada e anotada. Efetuou-se enta˜o os ca´lculos para obtenc¸a˜o de
ΔH𝑎.
3.2 Reac¸a˜o B: Ca´lculo de ΔH𝑏
Repetindo a primeira parte do experimento, substituindo a a´gua destilada por 200ml
de HCl(𝑎𝑞) (a´cido clor´ıdrico) em soluc¸a˜o de 0,25 mol.L
−1. Fazendo as medic¸o˜es de
temperatura antes e depois de adicionar o hidro´xido de so´dio.
Repetiu-se enta˜o os ca´lculos, agora obtendo ΔH𝑏.
3.3 Reac¸a˜o C: Ca´lculo de ΔH𝑐
Iniciando o experimento com o material limpo e seco. Obtendo novamente a massa
do be´quer utilizado, adicionou-se 100mL de soluc¸a˜o de HCl em concentrac¸a˜o de 0,5
mol.L−1. Anotou-se a temperatura.
Com o aux´ılio de uma proveta, mediu-se 100mL de soluc¸a˜o de NaOH(𝑎𝑞) e adicionou-
se a soluc¸a˜o anterior. Com o aux´ılio do termo^metro, agitou-se a soluc¸a˜o e mediu-se a
temperatura.
4 Resultados e Discusso˜es
Neste cap´ıtulo sera˜o apresentados as discusso˜es sobre os resultados obtidos, bem
como uma comparac¸a˜o destes resultados com os encontrados na literatura.
4.1 Experimento A
Primeiramente, foi obtida a massa do be´quer de 207,885g. Adicionou-se 200mL de
a´gua destilada e a temperatura medida foi de 25,5∘C. Adicionou-se 2,051g de NaOH(𝑠)
e ao agitar a soluc¸a˜o a temperatura 𝑡2 obtida foi de 28
∘C. Com isso, o valor de ΔH𝑎
pode ser visto em 1.
Δ𝑇1 = 𝑡2 − 𝑡1 = 28∘ − 25, 5∘ = 2, 5∘ (1)
O calculo de calor absorvido pelo be´quer pode ser visto em 2.
𝑐𝑏 = 𝑚𝑏 · 0, 2 ·Δ𝑇 = 207, 9 · 0, 2 · 2, 5 = 103, 9[𝑔 · ∘𝐶] (2)
4
A equac¸a˜o que calcula o calor absorvido pela soluc¸a˜o e´:
𝑐𝑠 = 𝑚𝑎 ·Δ𝑇 = 200 · 2.5 = 500[𝑔 · ∘𝐶] (3)
O numero de mols de NaOH:
𝑛 =
𝑚
𝑀
=
2, 051𝑔
40𝑔 ·𝑚𝑜𝑙−1 = 51, 278 · 10
−3[𝑚𝑜𝑙𝑠] (4)
O calor total absorvido e´ a soma do calor absorvido pelo be´quer mais o absorvido
pela soluc¸a˜o, enta˜o:
𝑐𝑡 = 𝑐𝑏 + 𝑐𝑠 = 103, 9 + 500 = 603, 9[𝑔 · ∘𝐶] (5)
Enta˜o, obte´m-se o valor de caloria por mol eq. 6 que resulta da equac¸a˜o qu´ımica 7.
Δ𝐻𝑎 =
𝑐𝑡
𝑛
=
603, 9
51, 278 · 10−3 = 11, 777[𝑘𝐽 ] (6)
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠)
𝐻2𝑂−−→ 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) +𝐻𝑂−(𝑎𝑞) (7)
4.2 Experimento B
Repetindo o procedimento, com a massa do novo be´quer conhecida, foi poss´ıvel
obter:
Δ𝑇2 = 𝑡2 − 𝑡1 = 31, 5∘ − 26∘ = 5, 5∘ (8)
O calculo de calor absorvido pelo be´quer pode ser visto em 9.
𝑐𝑏 = 𝑚𝑏 · 0, 2 ·Δ𝑇 = 101, 8 · 0, 2 · 5, 5 = 112[𝑔 · ∘𝐶] (9)
A equac¸a˜o que calcula o calor absorvido pela soluc¸a˜o e´:
𝑐𝑠 = 𝑚𝑎 ·Δ𝑇 = 200 · 5.5 = 1100[𝑔 · ∘𝐶] (10)
O numero de mols de NaOH:
𝑛 =
𝑚
𝑀
=
2, 01𝑔
40𝑔 ·𝑚𝑜𝑙−1 = 50, 25 · 10
−3[𝑚𝑜𝑙𝑠] (11)
O calor total absorvido e´ a soma dos calor absorvido pelo be´quer mais o absorvido
pela soluc¸a˜o, enta˜o:
𝑐𝑡 = 𝑐𝑏 + 𝑐𝑠 = 112 + 1100 = 1212[𝑔 · ∘𝐶] (12)
Enta˜o, obte´m-se o valor de caloria por mol eq. 13 que resulta da equac¸a˜o qu´ımica
14.
5
Δ𝐻𝑏 =
𝑐𝑡
𝑛
=
1212
50, 25 · 10−3 = 24, 119[𝑘𝐽 ] (13)
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) +𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙
−
(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂 (14)
4.3 Experimento C
Realizando este procedimento semelhante aos anteriores, foi poss´ıvel obter os se-
guintes valores:
Δ𝑇3 = 𝑡2 − 𝑡1 = 27∘ − 25, 2∘ = 1, 8∘ (15)
O ca´lculo de calor absorvido pelo be´quer pode ser visto em 16.
𝑐𝑏 = 𝑚𝑏 · 0, 2 ·Δ𝑇 = 113, 23 · 0, 2 · 1, 8 = 40, 76[𝑔 · ∘𝐶] (16)
A equac¸a˜o que calcula o calor absorvido pela soluc¸a˜o e´:
𝑐𝑠 = 𝑚𝑎 ·Δ𝑇 = 200 · 1, 8 = 360[𝑔 · ∘𝐶] (17)
O nu´mero de mols de soluc¸a˜o de NaOH(𝑎𝑞) em concentrac¸a˜o de 0,5mol·L−1:
0, 5[𝑚𝑜𝑙]→ 1000[𝑚𝐿]
𝑥→ 100[𝑚𝐿]
𝑥 = 0, 05[𝑚𝑜𝑙]
(18)
O calor total absorvido e´ a soma do calor absorvido pelo be´quer mais o absorvido
pela soluc¸a˜o, enta˜o:
𝑐𝑡 = 𝑐𝑏 + 𝑐𝑠 = 40, 76 + 360 = 400, 76[𝑔 · ∘𝐶] (19)
Enta˜o, obte´m-se o valor de caloria por mol eq. 20 que resulta da equac¸a˜o qu´ımica
21.
Δ𝐻𝑏 =
𝑐𝑡
𝑛
=
400, 7650 · 10−3 = 8, 015[𝑘𝐽 ] (20)
𝑁𝑎+(𝑎𝑞) +𝐻𝑂
−
(𝑎𝑞) +𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂 (21)
4.4 Lei de Hess
Para comprovar a lei de Hess, utiliza-se a seguinte equac¸a˜o:
Δ𝐻𝑎 = Δ𝐻𝑏 −Δ𝐻𝑐 (22)
6
Portanto:
Δ𝐻𝑎 = 24119− 8015 = 16104[𝐽 ] (23)
Quando compara-se (6) com (23) verifica-se uma diferenc¸a de 4327 J. Ou seja, a
soma das reac¸o˜es intermedia´rias resultou em uma entalpia maior que a reac¸a˜o total.
5 Concluso˜es
Nesta atividade pra´tica foi poss´ıvel verificar a Lei de Hess ainda que houve uma
diferenc¸a significativa de entalpia, isto se deve ao fato dos instrumentos utilizados.
Neste experimento foi utilizado um termo^metro que estava com seu envo´lucro quebrado
e emendado com fita adesiva, o que provavelmente comprometeu significativamente as
leituras da temperatura, para^metro este important´ıssimo para o ca´lculo.
Por fim, na etapa final da atividade, foi poss´ıvel observar que a soma da entalpias das
reac¸o˜es intermedia´rias se igualariam a da reac¸a˜o total, salvo os problemas encontrados.
7
Refere^ncias
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princ´ıpios de Qu´ımica-: Questionando a Vida Moderna
e o Meio Ambiente. 5. ed. Porto Alegre, RS: Bookman Editora, 2012.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. Chemistry and chemical reactivity.
8. ed. Belmont, CA: Cengage Learning, 2012.
VALDERRAMA, P.; ROMERO, R.; SUZUKI, R. Apostila de Qu´ımica Experimental.
Campo Mourao, PR, 2016.
8
	Sumário
	Introdução
	Objetivos
	Parte Experimental
	Reação A: Cálculo de Ha
	Reação B: Cálculo de Hb
	Reação C: Cálculo de Hc
	Resultados e Discussões
	Experimento A
	Experimento B
	Experimento C
	Lei de Hess
	Conclusões
	 REFERÊNCIAS