Experimento 2 Verificação da Lei de Hess

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VERIFICAÇÃO DA LEI DE HESS
MACEIÓ - AL, 2015
VERIFICAÇÃO DA LEI DE HESS
	
MACEIÓ - AL, 2015
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO TEÓRICA
Os objetos podem emitir ou absorver calor na forma de energia radiante. A variação de temperatura ocorrida em um objeto quando ele absorve certa quantidade de energia é determinada por sua capacidade calorífica, a qual é a capacidade de calor necessária para aumentar sua temperatura em 1 K (ou 1 ºC). A capacidade calorífica de 1 g de substância é chamada de calor específico e pode ser calculada pela seguinte equação:
Então:
 (1)
A variação de entalpia a pressão constante é igual a quantidade de calor transferido e por isso . Em virtude da entalpia ser uma função de estado, a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estágios inicial e final da mesma. Não importando, portanto, os processos intermediários.
ΔH = H(final) - H(inicial)
	A lei de Hess afirma que a entalpia de uma reação é igual a soma das entalpias-padrões das reações parciais em que a reação possa ser dividida. De acordo com essa lei uma determinada reação pode ser realizada em uma única etapa ou em um sistema de etapas, a soma das variações de entalpia das etapas do sistema deve ser igual à variação de entalpia em uma única etapa. Mas, vale lembrar que invertendo a equação, troca-se o sinal do ΔH correspondente a mesma e ao multiplicar-se a equação por um número qualquer, multiplica-se o ΔH pelo mesmo número. Como exemplo tem-se a combustão do gás metano:
 ΔH = - 802 kJ
 ΔH = - 88 kJ
 ΔH = - 890 kJ
OBJETIVOS
Medir e comparar as quantidades de calor envolvidas em três procedimentos distintos e com esses dados ilustrar a lei de Hess, e trabalhar as técnicas de medição calorífica. 
MATERIAIS UTILIZADOS
Isopor com 250 mL de capacidade (calorímetro)
Béqueres de 150 mL (Asmal Científica)
Termômetro digital com resolução de 0,1 ºC (Instrutherm CD - 2800)
Proveta de 100 mL (PYREX, TC 20 ºC, Nº 3022)
Proveta 50 mL
NaOH sólido
Soluções de NaOH e HCl 1,0 mol/L
Solução de HCl 0,5 mol/L
Chapa Aquecedora (QUIMIS, modelo 0,261.2, número: 1:622, 220 volts, 330 walts)
Pisseta com água destilada
PROCEDIMENTOS UTILIZADOS
 Determinar a capacidade calorífica do calorímetro
Colocou-se no calorímetro (isopor) 50 mL de água destilada na temperatura ambiente. Deixou-se estabilizar por 1 minuto e mediu a temperatura. Logo após, em um béquer colocou-se 50 mL de água destilada, medidos em uma proveta e aqueceu-os até cerca de 60 ºC (temperatura ainda suportável ao toque). Mediu-se a temperatura aquecida e então verteu-a rapidamente no calorímetro. Agitou-se cuidadosamente a mistura, esperou-se estabilizar por um minuto e anotou a temperatura da mistura. Repetiu-se esse procedimento mais duas vezes.
 Etapa 1: Dissolução de NaOH em água a temperatura ambiente
Pesou-se cerca de 1,0 g de NaOH sólido. Colocou-se 100 mL de água em temperatura ambiente no calorímetro e agitou cuidadosamente até a temperatura atingir um valor constante. Anotou-se esta temperatura com a melhor precisão dada pelo termômetro.
Colocou-se o NaOH pesado no calorímetro com água e agitou cuidadosamente até dissolução completa e anotou a temperatura máxima alcançada.
Esse procedimento realizou-se três vezes.
 Etapa 2: Dissolução de NaOH em HCl 0,5 mol/L em temperatura ambiente
Repetiu-se as mesmas operações da etapa 1, porém substituindo os 100 mL de água por 100 mL de solução de 0,5 mol/L de HCl. Refez-se o procedimento mais duas vezes.
 Etapa 3: Neutralização de NaOH em HCl (ambos 1,0 mol/L)
Colocou-se 50 mL de solução de HCl 1,0 mol/L no calorímetro e deixou a temperatura estabilizar por um minuto, anotando-a. Em seguida adicionou-se 50 mL de solução de NaOH 1,0 mol/L em uma proveta, anotando a temperatura imediatamente antes de verter a solução para o calorímetro. Agitou-se rapidamente e anotou-se a temperatura máxima alcançada. Repetiu-se esse procedimento três vezes.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
 Determinar a capacidade calorífica do calorímetro
Com os dados obtidos experimentalmente para as temperaturas da água foi construída a Tabela 1.
	Experimento
	Temperatura da água no calorímetro (ºC)
	Temperatura da água aquecida (ºC)
	Temperatura da mistura (ºC)
	1
	26,7
	60,1
	42,1
	2
	27,1
	60,3
	42,9
	3
	26,6
	60,9
	42,1
Tabela 1
	Para determinar a quantidade de massa utilizada de água fez-se uso da equação abaixo:
 (2)
	Na qual = densidade, = massa e = volume. A densidade da água é de 1 g/cm3, então:
 
	Com a finalidade de obter o valor da capacidade específica do calorímetro utilizou-se a equação 1 e sabendo que = 1cal/gºC fez-se os seguintes cálculos:
	Para o primeiro procedimento:
	Para o segundo procedimento:
	Para o terceiro procedimento:
Desta forma tem-se o valor da capacidade do calorímetro pela média dos três procedimentos realizados, cujo valor equivale a 8,05 cal/gºC = 8,05.10-3 kcal/gºC.
 Etapa 1: Dissolução de NaOH em água a temperatura ambiente
A partir dos valores obtidos para a massa de NaOH, e para as temperaturas antes e após a adição do NaOH construiu-se a Tabela 2.
	Experimento
	Temperatura da água no calorímetro (ºC)
	Massa de NaOH (g)
	Temperatura da água aquecida pela dissolução de NaOH (ºC)
	1
	27,4
	1,0300
	29,6
	2
	27,0
	1,0270
	29,3
	3
	27,0
	1,0429
	29,2
Tabela 2
A dissolução de hidróxido de sódio (NaOH) em água é realizada através da reação:
 (1)
A fim de saber qual foi o valor de liberação de energia, o valor de entalpia fez-se uso das equações 1 e 2, utilizando o valor da capacidade do calorímetro calculado inicialmente, através dos seguintes cálculos:
 
Para o procedimento 1:
 
 
 
	Para calcular a quantidade de matéria de NaOH presente nessa reação utilizou-se a equação abaixo, sabe-se que massa molar do NaOH é 39,99g/mol.
 (3)
	Com a finalidade de se obter a entalpia molar realizou-se os seguintes cálculos:
	- 0,24 kcal – 0,0258 moles
 – 1 mol
= - 9,3023 kcal/mol
Para o procedimento 2:
 
 
 
	Com o objetivo de obter o número de moles de NaOH presente nessa reação utilizou-se a equação 3:
	Para saber a entalpia molar fez-se os cálculos abaixo:
	- 0,2514 kcal – 0,0257 moles
 – 1 mol
= - 9,7821 kcal/mol
Para o procedimento 3:
 
 
 
	Com o propósito de determinar a quantidade de matéria de NaOH contida nessa reação utilizou-se a equação 3:
	Para saber a entalpia molar efetuou-se os seguintes cálculos:
	- 0,24 kcal – 0,0261 moles
 – 1 mol
= - 9,1954 kcal/mol
	A fim de se obter a entalpia molar da reação fez-se a média dos três procedimentos, cujo valor corresponde a - 9,4266 kcal/mol.
 Etapa 2: Dissolução de NaOH em HCl 0,5 mol/L em temperatura ambiente
Através dos valores obtidos experimentalmente para as temperaturas da solução de HCl antes e após a dissolução de NaOH, e com os dados de massa de NaOH construiu-se a Tabela 3.
	Experimento
	Temperatura do HCl (ºC)
	Massa de NaOH (g)
	Temperatura da mistura após a dissolução de NaOH (ºC)
	1
	27,0
	1,090
	30,0
	2
	26,9
	1,040
	32,9
	3
	26,9
	1,067
	33,1
Tabela 3
	Através da dissolução de hidróxido de sódio em ácido clorídrico tem-se a reação abaixo:
 (2)
Com o objetivo de saber a quantidade de massa de HCl utilizadana reação 2 aplicou-se a equação 2, sabendo-se que o valor para a densidade do HCl é aproximadamente igual ao da água correspondente a 1 g/cm3:
O valor da capacidade especifica da solução de HCl é aproximadamente o calor especifico da água equivalente a 10-3 kcal/(gº.C). Com o propósito de se determinar o valor da entalpia molar da reação 2 fez-se uso da equação 1, utilizando o valor da capacidade do calorímetro calculado inicialmente, através dos seguintes cálculos:
Para o procedimento 1:
 
 
 
A fim de se determinar a quantidade de matéria de NaOH presente nessa reação fez-se uso da equação 3, sabe-se que massa molar do NaOH é 39,99g/mol.
	Com a finalidade de se obter a entalpia molar realizou-se os seguintes cálculos:
	- 0,3275 kcal – 0,0272 moles
 – 1 mol
= - 12,0404 kcal/mol
Para o procedimento 2:
 
 
 
Para se obter a quantidade de matéria de NaOH presente nessa reação utilizou-se a equação 3:
	Com o objetivo de se determinar a entalpia molar efetuou-se os cálculos abaixo:
	- 0,6545 kcal – 0,026 moles
 – 1 mol
= - 25,1731 kcal/mol
Para o procedimento 3:
 
 
 
Para se determinar número de moles de NaOH contidos na reação 2 fez-se uso da equação 3:
	Com o propósito de se obter a entalpia molar realizou-se o cálculo abaixo:
	- 0,6765 kcal – 0,0267 moles
 – 1 mol
= - 25,3371 kcal/mol
	Com a finalidade de se determinar o valor correspondente de variação de entalpia molar da reação 2 fez-se a média dos três procedimentos realizados, cujo valor equivale a - 20,8502 kcal/mol.
 Etapa 3: Neutralização de NaOH em HCl (ambos 1,0 mol/L)
Com os dados obtidos experimentalmente para as temperaturas das soluções de HCl, NaOH e da mistura construiu-se a Tabela 4.
	Experimento
	Temperatura do HCl (ºC)
	Temperatura do NaOH (ºC)
	Temperatura da mistura após reação de neutralização (ºC)
	1
	25,8
	26,9
	33,1
	2
	25,8
	27,1
	33,4
	3
	25,8
	26,8
	31,3
Tabela 4
Sabe-se que quando se mistura as soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio tem-se uma reação de neutralização conforme representado abaixo:
 (3)
Em uma reação de neutralização ocorre liberação de energia e para calcular o valor correspondente a essa liberação () utilizou-se as equações 1 e 2, utilizando o valor da capacidade do calorímetro calculado inicialmente e sabendo-se que a densidade da solução de HCl e a do NaOH é aproximadamente igual à da água cujo valor corresponde a 1 cal/(gºC) = 10-3 kcal/gºC. Realizou-se os cálculos subsequentes:
Para saber quantos moles tem em 50 mL de NaOH efetuou-se o cálculo abaixo:
1 mol – 1000 mL
X – 50 mL
X = 0,05 moles
No primeiro procedimento:
	Para se determinar a entalpia molar empregou-se o cálculo abaixo:
- 0,7338 kcal – 0,05 moles
 – 1 mol
= - 14,676 kcal/mol
No segundo procedimento:
	Para se determinar a entalpia molar empregou-se o seguinte cálculo:
- 0,7561 kcal – 0,05 moles
 – 1 mol
= - 15,122 kcal/mol
No terceiro procedimento:
	Para se determinar a entalpia molar empregou-se o cálculo subsequente:
- 0,544 kcal – 0,05 moles
 – 1 mol
= - 10,886 kcal/mol
	Com o objetivo de se determinar o valor da entalpia molar de fez-se a média dos três procedimentos, cujo valor equivale a - 13,5613 kcal/mol.
	Com a finalidade de verificar a lei de Hess se somou as reações 1 e 3, e comparou o valor de entalpia da soma com o valor obtido para a reação 2, já que esta última reação é a soma da 1 com a 2 como se percebe a seguir:
 
	De acordo com a lei de Hess:
	O valor encontrado experimentalmente para , pode-se calcular o erro e o desvio experimental através da seguinte reação:
 (4)
 (5)
Uma vez que o desvio foi de superior a 5% não conseguiu se verificar a lei de Hess. Tal erro pode ser atribuído as imprecisões do termômetro, da proveta e do calorímetro.
CONCLUSÕES
A partir dos experimentos realizados pode-se observar que as reações efetuadas foram exotérmicas (). Sabe-se que a entalpia é uma função de estado, porém não pôde-se comprovar a mesma já que a verificação da lei de a Hess foi insatisfatória devido as imprecisões do calorímetro e dos demais instrumentos utilizados.
REFERÊNCIAS
ATKINS, Peter; PAULA, Julio de. Físico-Química. Volume 1. 8 ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008.
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
Dutra, Natália de Lima. Lei de Hess. Disponível em <http://educacao.globo.com/ quimica/assunto/termoquimica/lei-de-hess.html>, acessado em 14 de out de 2014.
Lira, Júlio César Lima. Lei de Hess. Disponível em <http://www.infoescola.com/quimica/lei-de-hess/>, acessado em 14 de out de 2014.