Variações de entalpia em reações químicas: Lei de Hess

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO RIO GRANDE DO NORTE
CAMPUS MACAU
UNIDADE CURRICULAR: FISIOQUÍMICA EXPERIMENTAL
PRÁTICA DE LABORATÓRIO 2
Alunos: Camila Maciel 
Guilherme Giordan
Joice Daiane
 Maria Gabrielle
Prof. Angelo Araujo Soares
Macau, 2018.
OBJETIVOS
Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro;
Determinar o calor de combustão do álcool etílico;
Determinar o calor de reação de neutralização;
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais e Reagentes
Copo de Isopor
Béqueres 250 mL
Tampa de isopor
Termômetro
Chapa aquecedora
Tripé
Tela de amianto
Lamparina
Álcool Etílico
Balança analítica
Erlenmyer de 250 mL
Proveta de 50 mL
Haste de suporte
Garra metálica
HCl 1 molar
NaOH 1 molar
Bastão de vidro
Procedimento Experimental 
1º Experimento: Determinação da capacidade térmica do calorímetro
O calorímetro foi constituido de um Béquer inserido no interior de um copo de isopor e em seguida adicionado uma tapa de isopor com um furo no qual passaria o termômetro (Figura 1).
Para calibrar o calorímetro foi adicionado no interior do Béquer 30 mL de água fria medindo-se a sua temperatura com o uso de um termômetro, 30 mL de água quente com temperatura previamente medida foram adicionadas ao calorímetro, em seguida tampou-se o calorimentro e foi auferido a temperatura na qual essa se estabilizava.
Figura 1. Foto do calorímetetro com Termômetro.
Fonte: Autor
2º Experimento: Determinação do Calor de combustão do álcool etílico
Para determinar o calor de combustão do álcool etílico mediu-se a massa de uma lamparína contendo álcool etílico e a massa de um erlenmeyer vazio. No erlenmeyer foi transferido com auxilio de uma proveta 100 mL de água, a temperatura do sistema erlenmeyer + água foi medida.
A lamparina foi acesa e posta sobre o suporte com a tela de amianto para aquecer a água do erlenmeyer durante 3 minutos (Figura 2). Após esse tempo a lamparina foi apagada e mediu-se a temperatura da água. Posteriormente a massa da lamparina+álcool foi tomada.
Figura 2. Foto da lamparina com álcool sobre tripé com tela de amianto para o aquecimento do Erlenmeyer e água.
Fonte: Autor
3º Experimento: Determinação do Calor de reação de neutralização (ácido-base)
No calorímetro previamente montado foi vertido 30 mL de HCl 1M e sua temperatura medida, em um béquer foi adicionado 30 mL de NaOH 1M averiguando a temperatura do mesmo. A solução de NaOH foi adicionada no calorímetro. Esperou-se até a temperatura no interior do calorímetro estabilizar para registrar esse valor.
RESULTADOS
1º Experimento: Determinação da capacidade térmica do calorímetro
Os dados para calibração do calorímetro se encontram na Tabela 1.
Tabela 1. Dados para calibração do calorímetro
	Massa da água
	Temperatura
	Temperatura de Equilíbrio
	Água Fria
	30 mL
	27 ºC
	36 ºC
	Água Quente
	30 mL
	62 ºC
	
Com esses dados a Capacidade Calorífica do Calorímetro (Ccal) foi medida por meio da equação (1):
 = (1)
Ccal = 
Ccal = 56,67 cal/ºC , logo são necessários 56,67 cal para aumentar 1 ºC a temperatura do calorímetro.
2º Experimento: Determinação do Calor de combustão do álcool etílico
Tabela 2. Dados das massas obtidas
	Massas antes da reação
	Massas após a reação
	Lamparina + Álcool
	272,34 g
	269,1 g
	Erlenmeyer
	131,39 g
	-
	Água
	100 g
	-
Tabela 3. Dados das Temperaturas obtidas
	
	Temperatura Inicial
	Temperatura Final
	Água + Erlenmeyer
	27 ºC
	74 ºC
Para medir o Calor transferido para o sistema Água + Erlenmeyer pela combustão do etanol foi usada a equação (2) que leva em consideração a alteração da massa do álcool e a quantidade de calor transferida para água e o Erlenmeyer.
Q= (2)
Q = 
Q = 1831,79 cal/g
O valor encontrado 1831,79 cal/g representa o calor liberado pela massa de 3,24 g de álcool para cada grama, logo foram liberados 5,935 cal, o que significa que:
1 Mol 47,076 g
X Mol 3,24 g
X= 0,069 mol
Logo a quantidade de Calor liberado por mol:
 ou 86,01 kcal/mol
 Ou 359,53 kJ / mol
A equação da reação de combustão do etanol é:
 
Portanto percebe-se que parte do calor não foi transferido para o Erlenmeyer e água e sim absorvido pelo ambiente.
3º Experimento: Determinação do Calor de reação de neutralização (ácido-base)
Tabela 4. Dados obtidos para determinação da entalpia de neutralização
	Soluções
	Temperatura inicial
	Temperatura Inicial
(Mistura)
	HCl
	27 ºC
	33 ºC
	NaOH
	27 ºC
	
A equação de neutralização é dada por:
 
Como foi usada uma solução 1 Molar para ambos os reagentes, e como razão estequiométrica é 1/1 para NaCl/HCl, logo é possível determinar a quantidade de mols de NaCl produzidos pela quantidade de mols de um dos reagentes, assim:
n(HCl) = C * V = 1 mol/ L * 0,03 L = 0,03 mol, como a razão estequiométrica entre NaCl/HCl é 1/1, logo n(NaCl) = 0,03 mol.
A quantidade de calor liberado na reação experimentalmente é dada pela seguinte equação (3):
 (3)
Onde Qr é o valor da entalpia experimental, é a Capacidade calorífica do calorímetro e é a massa da mistura com os dois reagentes e é o calor especifico destes, já que para ambos foi adimitido densidade 1 g/cm3 e calor específico 1 cal/gºC.
Substituindo os dados obitidos na Tabela 4, e previamente estabelecido no esperimento 1, na equação 3 obtem-se:
,67 cal/ºC *(33ºC-27ºC) + 60g *1 cal/gºC *(33 ºC – 27 ºC )
 = 700 cal
Logo como foram produzidos 0,03 mols de NaCl tem-se que:
 = 700 cal / 0,03 mol = 23.333 cal/mol ou 23,33 kcal/mol
Pode-se determinar o erro relativo através da diferença entre a entalpia teórica e entalpia experimental, assim:
 = *100
= 69,06%
CONCLUSÃO
Através da prática foi possível determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, o calor de combustão do alcool etílico e o calor de reação de neutralização ácido- base, contribuindo dessa maneira para o entedimento dos conceitos de termodinâmica como entalpia, e transferencia e absorção de calor entre matérias. Foi possível perceber com os resultados experimentais que algumas falhas podem ter ocorrido, como na calibração do calorímetro, dissipação de calor, leituras incorretas e falta de homogeinização das misturas.
REFERÊNCIAS
ATKINS, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente / Peter Atkins, Loretta Jones; Tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro. 5. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
BESSLER, Karl E., NEDER, Amarílis de V. Finageiv. Química em tubos de ensaio: uma abordagem para principiantes. São Paulo: Editora Edgard Blucher, 2004.
BROWN, Lawrence S., HOLME, Thomas A. Química Geral: aplicada à engenharia. São Paulo: CENGAGE Learning, 2014.