TERMOQUÍMICA IV

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TERMOQUÍMICA IV – VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DE HESS
1- Introdução
O químico suíço Germain Henry Hess (1802-1850) teve uma grande contribuição para a química, mas especificamente para a Termoquímica, seus estudos envolvem a entalpia de reações químicas. Graças a este cientista é possível calcular a variação de entalpia, a Lei de Hess recebeu este nome em homenagem ao seu criador e tem a seguinte definição: Para uma dada reação, a variação de entalpia depende apenas do estado inicial dos reagentes e do estado final dos produtos, esteja essa reação ocorrendo em uma ou várias etapas. Através da experiência diária, o conceito de calor como sendo uma forma de energia que flui do mais quente para o mais frio, surge de maneira quase que intuitiva.
2. Objetivo
Verificar a Lei de Hess;
Observar as habilidades no experimento pedagógico.
3. Parte experimental
3.1. Materiais e reagentes
	Materiais
	quantidade
	Erlenmeyer de 250 mL
	01
	Isopor de 10cm por 20cm
	01
	Hidróxido de sódio (NaOH)
	02g
	Termômetro +/- 1°C
	01
	Ácido clorídrico (HCl) a0,5 mol/L e 2,0 mol/L
	50 mL
	Bastão de vidro
	01
	Vidro de relógio
	01
3.2. Procedimento
Iniciou-se pegando todos os métodos e reagentes necessários para a realização dessa prática de laboratório, utilizando as normas de segurança e limpeza dos reagentes e aparelhos.
I- Colocamos 100 mL de água destilada em um erlenmeyer limpo e colocamos sobre um isolante térmico, o pedaço de isopor. Medimos a temperatura da água e anotamos a temperatura, em seguida colocamos no mesmo recipiente 1g de hidróxido de sódio, e agitamos com o bastão de vidro até a dissolução total e anotamos a temperatura atingida.
II- No segundo passo colocamos em outro erlenmeyer, 50 mL de HCl 0,5 mol/L e anotamos a temperatura de reação. Seguindo a mesma técnica anteriormente citada, reagimos 100ml de HCl 2,0 mol/L com 1g de NaOH e anotamos a temperatura.
4- Resultados
De acordo com experimento feito em laboratório obtemos os seguintes resultados: Durante a primeira parte do experimento colocamos 100 mL de água destilada em um erlenmeyer limpo e colocamos sobre um isolante térmico, o pedaço de isopor. Medimos a temperatura da água e constatamos com uso de um termômetro que a temperatura da mesma chegava 28°C, em seguida colocamos no mesmo recipiente 1g de hidróxido de sódio, e agitamos com o bastão de vidro até a dissolução total onde podemos constatar que a temperatura atingida desta solução foi de 34°C, após a estabilização da solução.
Na segunda parte da experiência tivemos que preparar as soluções de HCl a 0,5 mol/L e a 2,0 mol/L onde empregamos o seguinte calculo:
M = m1/m×v
m1= 2mol/L × 36,46g/mol × 0,37
m1 = 6,751g
1,19 → 1mL
6,7451 → x
x = 5,6681 ou 5,7
d = m/v
d = 1,19 g/mL
Colocamos em outro erlenmeyer, 50 mL de HCl 0,5 mol/L e onde constatamos que a temperatura de reação foi de 29°C . Seguindo a mesma técnica anteriormente citada, reagimos 100ml de HCl a 2,0 mol/L e constatamos que o mesmo chegou a temperatura de 29°C e após adicionarmos 1g de NaOH e observamos que temperatura da reação elevou-se a temperatura de 35°C. Todos estes procedimentos tiveram o tempo de cinco minutos para que o termômetro entrasse em equilíbrio.
5- Discussão
De acordo com os resultados citados anteriormente, percebemos que ao realizarmos o primeiro experimento, a temperatura passou de 28°C para 34°C, que, no entanto nos leva a constatar que houve uma significativa liberação a qual podemos constatar traves da sensação térmica de nossos corpos. Isso pode ser observar ao longo de toda pratica experimental.
Na segunda parte da experiência realizada em laboratório, trabalhamos com ácido clorídrico em diferentes concentrações, onde percebemos que a temperatura também aumentava de 29°C para 35°C ao adicionarmos hidróxido de sódio, onde também podemos afirmara através do uso de termômetro que houve variação de entalpia.
6- Conclusão
De acordo com os resultados obtidos através das experiências realizadas em laboratório, a variação de entalpia, quantidade de calor liberada ou absorvida, depende apenas dos estados inicial e final da reação.
Visto que a partir das entalpias de formação das substancias que participam da reação, a energia de ligação existentes nas moléculas, das substancias que participam da reação, e que segundo a Lei de Hess, somando algebricamente varias reações com variação de entalpia já conhecidas de modo a obter a equação geral.
Onde a Lei de Hess pode ser considerada como uma simples consequência do principio da conservação de energia ou do principio da termodinâmica.
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de Físico - Química. Rio de Janeiro.
FELTRE, Ricardo. Química Geral. 6 ed. São Paulo: Moderna, 2004.
HASHIMOTO, Ruth ROBERTO, Eduardo. Química. Edição Integral. São Paulo: Nova Cultural, 1996.
SARDELLA, Antônio. Química. 5 ed. São Paulo: Ática,2003.
TITO, Francisco e CANTO, Eduardo. Química na Abordagem do Cotidiano. 4 ed.São Paulo: Moderna, 2006.
ATKINS, Julio de Paula Peter. Físico Química. 7 ed.Rio de Janeiro: LTC,2002.