VERIFICAÇÃO DA LEI DE HESS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
ENGENHARIA QUÍMICA
LAYNE LEITE DE QUEIROZ SIQUEIRA
VANESSA DA SILVA LINS
VERIFICAÇÃO DA LEI DE HESS
			Profª Carmem Zanta
MACEIÓ
2018
Introdução
Na prática deste relatório será desenvolvido o estudo feito em laboratório referente a verificação da Lei de Hess. A todas as reações químicas estão associadas absorção e desprendimento de calor e essas variações de energia são muito importantes na termodinâmica química, que é a área que estuda as transferências de energia, buscando compreender as relações entre calor, energia e trabalho, analisando quantidades de calor trocadas e os trabalhos realizados em um processo.
Ao estudar essas variações de energia a termoquímica limita o seu campo de estudo o chamando de sistema, que é o local onde ocorrem as reações, e vizinhança os arredores deste sistema, que poderá trocar com o sistema matéria e energia, somente energia, ou nenhum dos dois. Isso depende se o sistema será aberto, fechado ou isolado.
As reações químicas sempre estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia. Se a energia dos produtos é menor que a energia dos reagentes, a energia é liberada. Mas, se a energia dos produtos é maior que a dos reagentes, o sistema absorve energia das vizinhanças durante a reação. E isso está de acordo com a lei de conservação de energia, que estabelece que a quantidade total de energia em um sistema isolado permanece constante, não se cria, nem se destrói, o que remete a própria definição de energia.
Quando o fluxo de calor nas mudanças químicas ocorre à pressão constante, o trabalho só é realizado na forma PV. Essa função termodinâmica recebe o nome de entalpia (H), e sua variação (ΔH) poderá informar se no processo de transferência de energia o sistema absorveu calor da vizinhança (processo endotérmico com ΔH > 0), ou se liberou calor para a vizinhança (processo exotérmico com ΔH < 0). Essa variação de entalpia é dada pela entalpia dos produtos menos a entalpia dos reagentes, pois acompanha a reação e é denominada entalpia de reação (BROWN, 2005, p. 148-149).
A lei de Hess estabelece que 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. Isso é tido como função de estado que é quando as propriedades não mudam durante as transformações pelas quais passa o sistema. De um ponto de vista matemático, são funções de duas ou mais variáveis; possuem diferencial exata; podem ser integradas desde o estado inicial até o estado final e, como toda quantidade que se conserva, independe do caminho. A depender do tipo de reação o ΔH, pode receber nomes particulares como: calor de formação, combustão, dissolução, neutralização, entre outros.
Objetivo
Na presente experiência, serão medidas e comparadas as quantidades de calor envolvidas em três procedimentos distintos e com esses dados ilustrar a lei de Hess e trabalhar as técnicas de medição colorimétricas.
Material e Reagentes
Isopor com 250 mL de capacidade(calorímetro); béqueres; termômetro digital com resolução de 0,1ºC; proveta; NaOH sólido; soluções de NaOH e HCl 1,0 molL-1; solução de 0,5 mol.L-1 de HCl e água destilada.
Procedimento Experimental
Determinar a capacidade calorífica do calorímetro.
Foram colocados no calorímetro 50 mL de água destila na temperatura ambiente. Deixou estabilizar por 1 min e a temperatura foi medida. Em um béquer, foi colocado 50 mL de água destilada, medidos em uma proveta e aquecido até cerca de 60ºC. A temperatura da água aquecida foi medida e então vertida rapidamente no calorímetro. A mistura foi agitada cuidadosamente, esperando estabilizar por 1 min e anotando a temperatura da mistura. O procedimento foi repetido mais duas vezes.
A quantidade de calor total trocada deve ser nula, ou seja, todo o calor excedente de água aquecida deve ter sido transferido para a água fria ou para o calorímetro. Para uma mistura pode-se aplicar a seguinte reação:
dQambiente + dQaquecida + dQcalorímetro = 0
A quantidade de calor cedida pela água originalmente aquecida e a quantidade recebida pela água originalmente em temperatura ambiente, pode ser obtida pela equação dQ = mc∆t. A quantidade de calor absorvida pelo calorímetro deve ser C∆t (lembrando que a temperatura inicial é a mesma da água em temp. ambiente e no final a temperatura é a mesma da mistura).
Etapa 1
Dissolução de NaOH sólido em água formando uma solução aquoso de íons Na+ e OH- segundo a equação:
NaOH (s) + H2O → Na+(aq) + OH-(aq) + H2O ∆H1 = x1 cal
Foram pesados 2,0g de NaOH sólido. Foram colocados 100 mL de água em temperatura ambiente no calorímetro e foi agitado cuidadosamente até a temperatura atingir um valor constante. Essa temperatura foi anotada. O NaOH pesado foi adicionado no calorímetro com água e foi agitado cuidadosamente até a dissolução completa. A temperatura máxima alcançada foi anotada. O calorímetro foi lavado com muita água corrente e o experimento foi repetido mais duas vezes.
Etapa 2
Reação de NaOH sólido com solução aquosa HCl formando água e uma solução aquosa de NaCl, segundo a reação: 
NaOH (s) + H+(aq)+ Cl-(aq) → H2O + Na+(aq) +Cl-(aq) ∆H2 = x2 cal
As operações da reação 1 foram repetidas, porém substituindo os 100 mL de água por 100 mL de solução de 0,5 mol.L-1 de HCl. O calorímetro foi lavado com muita água corrente e o experimento foi repetido mais duas vezes.
Etapa 3
Reação de neutralização de soluções aquosas de NaOH com HCl, ambas 1,0 mol/L, formando água e solução aquosa de NaCl, segundo a equação:
Na+(aq) + OH+(aq)+ H-(aq) + Cl-(aq) → H2O + Na+(aq) +Cl-(aq) ∆H3 = x3 cal
Foram colocados 50 mL de solução de HCl 1,0 mol.L-1 no calorímetro e deixou-se a temperatura estabilizar por 1 min, anotando-a. Foram colocados 50 mL de solução de NaOH 1,0 molL-1 em uma proveta, anotando a temperatura imediatamente antes de veter a solução no calorímetro. A mistura foi agitada cuidadosamente e a temperatura máxima alcançada foi anotada. O calorímetro foi lavado com muita água corrente e o experimento foi repetido mais duas vezes.
Cálculos
Determinar a capacidade calorífica do calorímetro:
	Experimento 
	Temperatura da água no calorímetro / ºC
	Temperatura da água aquecida / ºC
	Temperatura da mistura / ºC
	1
	29,1
	59
	47,9
	2
	29,5
	60
	48,6
	3
	29,2
	61
	48,9
Experimento 1:
dQambiente + dQaquecida + dQcalorímetro = 0
m.C. ∆tf + m.C. ∆tf + C.∆tf = 0
50 g .1cal/gºC.(47,9 - 29,1)ºC + 50g .1cal/gºC.(47,9 -59)ºC+ C.(47,9 - 29,1)ºC = 0
940gcalºC/gºC - 550gcalºC/gºC = - (C .18,8 ºC)
C = 20,74468 cal/ ºC
Experimento 2:
dQambiente + dQaquecida + dQcalorímetro = 0
m.C. ∆tf + m.C. ∆tf + C.∆tf = 0
50 g .1cal/gºC.(48,6 - 29,5)ºC + 50g .1cal/gºC . (48,6 -60)ºC + C . (48,6 - 29,5)ºC = 0
955 gcalºC/gºC - 570gcalºC/gºC = - (C .19,1 ºC)
C = 20,15706 cal/ ºC
Experimento 3:
dQambiente + dQaquecida + dQcalorímetro = 0
m.C. ∆tf + m.C. ∆tf + C.∆tf = 0
50 g .1cal/gºC . (48,9 - 29,2)ºC + 50g .1cal/gºC.(48,9 –61)ºC + C . (48,9 - 29,2)ºC = 0
985 gcalºC/gºC - 605gcalºC/gºC = - (C .19,7 ºC)
C = 19,28934 cal/ ºC
Média da capacidade colorífica do calorímetro: C = 20,063693 cal/ ºC
Etapa 1 – Dissolução de NaOH em água em temperatura ambiente:
	Experimento
	Temperatura da água no calorímetro / ºC
	Massa de NaOH / g
	Temperatura da água aquecida pela dissolução de NaOH / ºC
	1
	29
	2
	32,5
	2
	29,1
	2
	31,3
	3
	28,9
	2
	31,9
O cálculo de ∆H1 será feito pela formula ∆H1= m.CH2O. ∆tf + C.∆tf, onde:
m= 100g (H2O) + 2g (NaOH) = 102g.
Experimento 1:
∆H1= m.CH2O. ∆tf + C.∆tf
∆H1= 102 g . 1cal/gºC . (32,5 - 29)ºC + 20,063693 cal/ ºC . (32,5 - 29)ºC
∆H1= 445,222915cal
445,222915 cal – 2 g NaOH
	 x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H1= x = 8904 cal/mol ou ∆H1= 8,9 kcal/mol
Experimento 2:
∆H1= m.CH2O. ∆tf + C.∆tf
∆H1= 102 g . 1cal/gºC . (31,3 –29,1)ºC + 20,063693cal/ ºC . (31,3 - 29)ºC
∆H1= 268,480718 cal
268,480718cal– 2 g NaOH
	 x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H1=x= 5369,614 cal/mol ou ∆H1= 5,3 kcal/mol
Experimento 3:
∆H1= m.CH2O. ∆tf + C.∆tf
∆H1= 102 g . 1cal/gºC . (31,9 –28,9)ºC + 20,063693 cal/ ºC . (31,9 –28,9)ºC
∆H1= 366,19107cal
366,19107cal – 2 g NaOH
	 x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H1=x= 7323,82 cal/mol ou ∆H1= 7,3 kcal/mol
Média ∆H1 = 7199,145 cal/mol ou ∆H1=7,19 kcal/mol
Assim,
NaOH(s) + H2O → Na+(aq) + OH-(aq) + H2O ∆H1 = 7199,145 cal/mol
Etapa 2 – Dissolução de NaOH em HCl(ambos 0,50 mol/L) em temperatura ambiente:
	Experimento
	Temperatura do HCl / ºC
	Massa do NaOH / g
	Temperatura da mistura após dissolução de NaOH / ºC
	1
	29,2
	2
	33
	2
	29
	2
	35,9
	3
	29,1
	2
	34,5
O cálculo de ∆H2 será feito pela formula ∆H2= m.CHCl. ∆tf + C.∆tf, onde:
nHCl= MHCl.vHCl⇒nHCl= 0,5mol/L . 0,1 L⇒nHCl = 0,05 mol
nHCl= mHCl/MMHCl⇒mHCl= 0,05mol . 36,5 g/mol ⇒mHCl= 1,825 g
m= 1,825g (HCl) + 2g (NaOH) = 3,825g.
Experimento 1:
∆H2= m.CHCl. ∆tf + C.∆tf
∆H2= 3,825g. 1cal/gºC . (33 –29,2)ºC + 20,063693cal/ ºC. (33 –29,2)ºC
∆H2= 90,7770334cal
90,7770334cal – 2 g NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H2= x = 1815,54 cal/mol ou ∆H2= 1,8 kcal/mol
Experimento 2:
∆H2= m.CHCl. ∆tf + C.∆tf
∆H2= 3,825g.1cal/gºC .(35,9–29)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (35,9 –29)ºC
∆H2= 164,831981cal
164,831981cal – 2 g NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H2=x=3296,63 cal/mol ou ∆H2= 3,29 kcal/mol
Experimento 3:
∆H2= m.CH2O. ∆tf + C.∆tf
∆H2= 3,825g. 1cal/gºC .(34,5 –29,1)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (34,5 –29,1)ºC 
∆H2= 128,998942 cal
128,998942cal – 2 g NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H2=x=2579,97 cal/mol ou ∆H2=2,57 kcal/mol
Média ∆H2=2564,046 cal/mol ou ∆H2=2,56 kcal/mol
Assim,
NaOH(s) + H+(aq)+ Cl-(aq) → H2O + Na+(aq) +Cl-(aq) ∆H2 = 2564,046 cal/mol
Etapa 3 – Neutralização de NaOH com HCl (ambos 1,0 mol/L)
	Experimento
	Temperatura do HCl / ºC
	Temperatura do NaOH / ºC
	Temperatura da mistura após a reação de neutralização / ºC
	1
	30,4
	29,1
	35,8
	2
	29,4
	29
	34,4
	3
	29,3
	29,4
	35,4
O cálculo de ∆H3 será feito pela formula ∆H3= mHCl.CHCl. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf, onde:
nHCl= MHCl.vHCl⇒nHCl= 1,0mol/L . 0,05 L ⇒nHCl= 0,05 mol
nHCl= mHCl/MMHCl⇒mHCl= 0,05mol . 36,5 g/mol ⇒mHCl= 1,825 g
nNaOH= MNaOH. vNaOH⇒nNaOH= 1,0mol/L . 0,05 L ⇒nNaOH= 0,05 mol
nNaOH= mNaOH/MMNaOH⇒mNaOH= 0,05mol . 40g/mol ⇒mNaOH= 2 g
Experimento 1
∆H3= mHCl.CHCl. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf
∆H3= 1,825 g . 1cal/gºC . (35,8 - 30,4)ºC + 2g . 0,94 cal/gºC . (35,8-29,1)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (35,8 –29,1)ºC
∆H3= 156,8777431 cal
156,8777431 cal – 2 g NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H3=x= 3137,554 cal/mol ou ∆H3= 3,13 kcal/mol
Experimento 2
∆H3= mHCl.CHCl. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf
∆H3= 1,825 g. 1cal/gºC.(34,4 – 29,4)ºC + 2 g.0,94 cal/gºC . (34,4 -29)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (34,4 –29)ºC
∆H3= 127,6209422 cal
127,6209422 cal – 2 NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H3=x=2552,418 cal/mol ou ∆H3= 2,55 kcal/mol
Experimento 3
∆H3= mHCl.CHCl. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf
∆H3= 1,825 g. 1cal/gºC.(35,4 – 29,3)ºC + 2 g.0,94 cal/gºC . (35,4 -29)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (35,4 –29)ºC
∆H3= 155,240852 cal
155,240852 cal – 2 g NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H3=x= 3104,817 cal/mol ou ∆H3= 3,10 kcal/mol
Média ∆H3= 2931,596 cal/mol ou ∆H2= 2,93 kcal/mol
Assim,	
H+(aq)+ Cl-(aq) +Na+(aq) + OH-(aq) → Na+(aq)+Cl-(aq)+ H2O(aq) ∆H3 = 2931,596 cal/mol 
A lei de Hess, que é experimental, de fundamental importância no estudo da termoquímica, estabelece que: o calor liberado ou absorvido numa reação química independe dos estados intermediários pelos quais a reação passa, ou seja, a variação de entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
Logo,
Na+ (aq) + OH- (aq)+ H2O(aq)→ NaOH(s)+ H2O(aq)			∆H1 = - 7199,145 cal/mol
NaOH(s)+ H+(aq)+ Cl- (aq) → Na+ (aq) + Cl-(aq) + H2O(aq)		∆H2 = 2564,046 cal/mol
H2O(aq) + Cl-(aq) + Na+ (aq) → Na+(aq)+ Cl- (aq) + H2O(aq)	 	∆H3 = 6095,476 cal/mol
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(aq)		 ∆Hf = (∆H1) + (∆H2)+ (∆H3)
∆Hf= 1460,377 cal/mol
Então, dizemos que, partindo-se sempre de um mesmo estado inicial e chegando-se sempre a um mesmo estado final, o ΔH será sempre o mesmo, quer a reação seja direta, quer ela se efetue em várias etapas. A lei de Hess pode ser considerada, atualmente, como uma simples consequência do princípio da conservação de energia ou do primeiro princípio da termodinâmica.
Bibliografia:
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/lei-hess.htm
https://www.todamateria.com.br/termodinamica/
http://www.cienciadosmateriais.org/index.php?acao=exibir&cap=15&top=162