aula 10

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Laboratório de Química – QUI126 2015 
 
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Verificação da Lei de Hess 
 
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OBJETIVOS 
▶ Determinar o calor envolvido em uma reação química; 
▶ Verificar a aplicação da Lei de Hess. 
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 Esta aula tem relação com a aula da semana anterior, na qual discutimos a função termodinâmica, 
entalpia. Por isso é muito importante que você tenha entendido este conceito aplicado às reações químicas. 
 
Função de estado: 
“Apesar de normalmente não haver um meio de saber o valor preciso da energia interna de um sistema, há um valor 
fixo para certo quadro de condições. As condições que influenciam a energia interna incluem a temperatura e a 
pressão. Além disso, a energia interna total de um sistema é proporcional à quantidade total de matéria, no sistema, 
uma vez que a energia é uma propriedade extensiva.” (BROWN, 2005). Veja o exemplo abaixo: 
 
 
 
Suponha que o sistema definido seja aquele em que temos 50g de água a 25ºC. O sistema poderia ter chegado a esse 
estado através do resfriamento de 50g de água a 100ºC ou pela fusão de 50g de gelo e, subseqüente aquecimento da 
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água a 25ºC. A energia interna da água a 25ºC é a mesma em ambos os casos. Ou seja, a energia interna, uma função 
de estado, depende apenas do estado atual do sistema, e não do caminho pelo qual o sistema chegou àquele estado. 
 
Sistema e vizinhança: 
 Em se tratando de uma reação química que se processa num frasco o sistema provavelmente será o conjunto de 
reagentes mais produtos. O frasco é considerado como parte da vizinhança. 
 
 
 
 
 
 
 
 
A entalpia, que é uma função de estado, responde pelo fluxo de calor nas mudanças químicas que ocorrem à 
pressão constante quando nenhuma forma de trabalho é realizada a não ser trabalho PV. A entalpia é igual a energia 
interna mais o produto da pressão pelo volume do sistema, conforme expressão abaixo: 
 
 H = E + PV 
 
Suponhamos que a mudança ocorra à pressão constante, então a equação acima pode ser escrita da seguinte 
forma: 
 ∆H = ∆E + P∆V 
 
Quando um sistema sofre qualquer mudança física ou química, a variação obtida em sua energia interna (∆E) 
é dada pelo calor absorvido ou liberado do sistema (q), mais o trabalho realizado pelo ou no sistema (ω), ou seja: 
 
 ∆E = q + ω 
 
Substituindo o valor de ∆E e sabendo que o trabalho de expansão de um gás é dado pela expressão 
ω = P ∆V, temos: 
 
∆H = q (a pressão constante) 
 
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Como a maioria das reações químicas usuais são realizadas em condições de pressão constante podemos 
concluir que a variação da entalpia (∆H) corresponde ao calor liberado ou absorvido em um sistema. 
 
 Em virtude da variação da entalpia ser uma função de estado, o processo químico de transformação de uma 
substância A em uma substância B não depende da seqüência de reações em que a transformação é feita, nem se 
existem uma ou mais etapas, unicamente da quantidade de substância que sofre a variação, da natureza dos estados 
inicial e final dos reagentes e produtos. 
 
Além disso, se equações descrevendo reações químicas são combinadas de modo a originar a equação de 
uma nova reação, pode-se, da mesma forma, combinar os ∆H’s das reações originais para obter-se o ∆H da nova 
reação. Esse é o enunciado da Lei de Hess. 
 
Veja o exemplo abaixo de combustão do metano. Se uma reação é executada em uma série de etapas, o ∆H 
para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais. 
 
 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = -802 KJ 
 2H2O(g) → 2H2O(l) ∆H = -88 KJ 
 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -890 KJ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Germain Henri Hess 
Químico russo, nasceu em Genebra, na Suíça, em 7 de 
agosto de 1802, e faleceu em São Petersburgo, na 
Rússia, em 30 de novembro de 1850. 
Hess tornou-se importante pelos estudos realizados na 
área da termodinâmica, sendo considerado um dos 
fundadores desta ciência. Esses estudos iniciaram-se no 
ano de 1839 enquanto professor de Química em São 
Petersburgo. 
Em 1840, Hess formulou uma lei empírica, a lei de Hess, 
Esta lei foi a precursora de uma das leis mais completas 
sobre a conservação de energia. Muitos químicos fizeram 
grande uso desta lei ao estabelecer os calores de 
formação dos compostos que não eram facilmente 
formados a partir dos seus constituintes elementares. 
Fonte: http://www.infopedia.pt/$germain-henri-hess 
 
 
 
Procedimento 1: Determinação do calor de dissolução do NaOH
 
 
• Pesar um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa.
• Com o auxílio de uma proveta, medir 50 mL de água destilada e transferir para o erlenmeyer. Verificar a 
temperatura do sistema. Anotar o valor.
• Pesar 0,50g de NaOH sólido. Lembre
por ele ser higroscópico. 
• Transferir o NaOH sólido para o 
Anotar a temperatura máxima atingida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
0,98 cal/gºC
1,01 g/mL
0,16 cal/gºC 
Calcule a quantidade de calor liberad
abaixo apresentados. Com base na variação da temperatura, classifique a dissolução d
quanto à transferência de calor. 
 
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PARTE PRÁTICA 
Determinação do calor de dissolução do NaOH (Q1) 
um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa. 
proveta, medir 50 mL de água destilada e transferir para o erlenmeyer. Verificar a 
temperatura do sistema. Anotar o valor. 
Pesar 0,50g de NaOH sólido. Lembre-se que a pesagem do NaOH deve ser efetuada o mais rápido possível, 
o erlenmeyer contendo a água e agitar com o auxílio de um bastão de vidro. 
atingida. 
• Calor específico da solução de NaOH 0,25 mol/L
• Densidade da solução de NaOH 0,25 mol/L
• Calor específico do vidro
de calor liberado (Q1) na dissolução do NaOH, consideran
Com base na variação da temperatura, classifique a dissolução d
 
 
 
 m1 erl = 
T1 = 
T2 = 
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proveta, medir 50 mL de água destilada e transferir para o erlenmeyer. Verificar a 
do NaOH deve ser efetuada o mais rápido possível, 
erlenmeyer contendo a água e agitar com o auxílio de um bastão de vidro. 
 
Calor específico da solução de NaOH 0,25 mol/L
Densidade da solução de NaOH 0,25 mol/L
considerando os dados 
Com base na variação da temperatura, classifique a dissolução do NaOH 
 
 
 
 
Procedimento 2: Determinação do calor de neutralização entre uma solução de NaOH e uma solução 
 de HCl (Q2) 
 
 
• Pesar um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa.
• Com o auxílio de uma proveta, medir 50 mL de uma
erlenmeyer. Verificar a temperatura do sistema. Anotar o valor.
• Com o auxílio de outra proveta, medir 50 mL de uma solução de
erlenmeyer contendo a solução de ácido clorídrico. A
temperatura máxima atingida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1,00 cal/gºC
1,00 g/mL
0,16 cal/gºC 
Calcule a quantidade de calor liberad
considerando os dados abaixo apresentados.
 
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Determinação
do calor de neutralização entre uma solução de NaOH e uma solução 
Pesar um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa. 
Com o auxílio de uma proveta, medir 50 mL de uma solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L e transferir para o 
erlenmeyer. Verificar a temperatura do sistema. Anotar o valor. 
Com o auxílio de outra proveta, medir 50 mL de uma solução de NaOH 0,25 mol/L e transferir 
solução de ácido clorídrico. Agitar com o auxílio de um bastão de vidro. Anotar a 
• Calor específico da solução de NaCl formada
• Densidade da solução de NaCl formada
• Calor específico do vidro
T1 = 
T2 = 
 m2 erl = 
Calcule a quantidade de calor liberado (Q2) na reação de neutralização entre o
do os dados abaixo apresentados. 
 
 
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Determinação do calor de neutralização entre uma solução de NaOH e uma solução 
solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L e transferir para o 
0,25 mol/L e transferir para o 
gitar com o auxílio de um bastão de vidro. Anotar a 
 
Calor específico da solução de NaCl formada
Densidade da solução de NaCl formada
entre o NaOH e o HCl, 
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Procedimento 3: Determinação do calor de reação entre o NaOH sólido e uma solução de HCl (Q3) 
 
 
• Pesar um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa. 
• Com o auxílio de uma proveta, medir 50 mL de uma solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L e transferir para o 
erlenmeyer. Verificar a temperatura do sistema. Anotar o valor. 
• Pesar 0,50g de NaOH sólido e transferir para o erlenmeyer contendo a solução de HCl. Agitar com o auxílio de 
um bastão de vidro. Anotar a temperatura máxima atingida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
T1 = 
T2 = 
 m3 erl = 
Calcule a quantidade de calor liberado (Q3) na reação de neutralização entre o NaOH e o HCl, 
considerando os dados acima apresentados. 
 
 
 
Escreva as equações químicas que representam os procedimentos 1, 2 e 3 acima realizados. 
 
 
 
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Calcule os valores de variação de entalpia (∆H1, ∆H2 e ∆H3) através da equação 5 apresentada na 
aula anterior. Expresse os valores encontrados em J/mol. Não se esqueça de atribuir o sinal ao 
valor de ∆H. 
 
 
Verifique se a Lei de Hess foi constatada no experimento realizado. 
 
 
 
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Referências Bibliográficas: 
 
1. Giesbrecht, E.; “Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de Ensino de 
Química”, Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, São Paulo,1979. 
2. Barros, H. L. de C.; “Química Inorgânica, Uma Introdução”, Ed. UFMG, Belo Horizonte, Minas Gerais,1992. 
3. Brown, T.L.; LeMay, E.; Bursten, B.R.; Burdge, J.R. Química, a Ciência Central, 9ª Edição, Pearson Prentice 
Hall, São Paulo, 2005. 
 
 
 
1. Quais são as possíveis causas de erro nos valores obtidos no 
experimento? 
2. Que modificações poderiam ser feitas para melhorar os resultados 
experimentais? 
3. Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, a 25ºC e 1 atm, em 
KJ/mol, sendo dados: 
• C(graf.) + 2H2(g) + ½O2(g) � CH3OH(l) ∆H = -239 KJ/mol 
• H2(g) + ½O2(g) � H2O(l) ∆H = -286 KJ/mol 
• C(graf.) + O2(g) � CO2(g) ∆H = -393 KJ/mol 
 Resolva o exercício também pelo método do calor de formação. 
 
AUTO-AVALIAÇÃO