RELATÓRIO LEI DE HESS (2)

Prévia do material em texto

1 
 
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E 
TECNOLOGIA DA BAHIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II 
Prática n° 03 – VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI 
DE HESS 
 
 
 
 
 
 
 
 
Alunos: Robson Correia, Rogério S. Chaves, Rui Macel e Thiago Reis. 
Prof°: Luciano da Silva Lima 
 
Porto Seguro, 24 de Novembro de 2011 
 
 2 
 
 
 
 
Sumário 
INTRODUÇÃO ................................................................................................... 3 
OBJETIVOS ....................................................................................................... 3 
MATERIAL ......................................................................................................... 4 
REAGENTES ..................................................................................................... 4 
FÓRMULAS: ...................................................................................................... 4 
PROCEDIMENTO .............................................................................................. 5 
TABELA 1........................................................................................................... 6 
RESULTADOS ................................................................................................... 6 
DISCUSSÃO ...................................................................................................... 8 
BIBLIOGRAFIA .................................................................................................. 9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 3 
 
INTRODUÇÃO 
 
A quantidade de calor associada a uma transformação química (ΔHR) depende apenas 
dos estados inicial (ΔHI) e final (ΔHF), não importando a trajetória seguida ou as 
etapas intermediárias empregadas na transformação (Lei de Hess). A lei de Hess pode 
ser aplicada mesmo se as reações intermediárias, ou a reação total, não possam, de fato 
ser realizadas. 
 
 
 
ΔHR = ΔHI+ ΔHx + ΔHx 
 
 
 
Numa transformação de A para B, podemos escrever: 
ΔHR = ΔHI+ ΔHx + ΔHx. Cabe lembrar que qualquer um dos termos da equação 
anterior pode ter valor maior ou menor que zero. 
No experimento a ser realizado verificou-se a Lei de Hess tendo o NaOH como reagente 
de referência, pelo seguinte esquema de reações: 
 
 
 H1 
NaOH(s) + HCL(aq) NCL(aq) + H2O(aq) 
 
H2 H3 
 H2 
NaOH(s) + H2O(aq) NaOH(aq) + HCL(aq) 
 
OBJETIVOS 
 
Investigar a geração ou a absorção de calor durante uma reação química observando a 
Lei de Hess. 
 
 4 
 
MATERIAL 
 
-Balança analítica ou semi-analítica 
-Becker de plástico de 150e 250mL 
-Proveta de vidro de 150mL 
-Termômetro com escala de -10 a 100 C 
-Bastão de vidro 
-Espátula 
-Pisseta 
-Calorímetro 
 
REAGENTES 
 
-Ácido clorídrico (HCL) 1 mol/L 
-Hidróxido de sódio (NaOH) P.A 
-Água didática 
 
FÓRMULAS: 
 
 
qP = m . cp. . T/n 
onde: qP = quantidade de calor expressa em calorias ou Joule; 
m = massa em gramas; 
cp = calor específico (em cal/g.oC ou J/g.K); 
T = variação de temperatura (em oC ou K). 
n = número de mols 
O valor da entalpia padrão de neutralização teórico (∆Hn=-57,1kJ/mol). 
 
 5 
 
 
 
PROCEDIMENTO 
 
 
 
Antes de iniciar o experimento, foi encontrada a capacidade calorífica do calorímetro 
em aulas anteriores, sendo de 0,56cal. 
A parte experimental foi fracionada em três partes: 
Primeira parte: 
Foi adicionado 100mL de água didática com a utilização de uma proveta ao calorímetro 
e determinada a sua temperatura com auxilio de um termômetro, sendo 24,8
○
C. Em 
outro becker de 100mL foi pesado 4,53g de NaOH sólido e este foi colocada dentro do 
calorímetro, sendo assim, houve a dissolução do NaOH nos 100mL de água que havia 
sido colocado no calorímetro. Ao decorrer da solvatação do NaOH em água ocorreu 
geração de calor e este foi medido com um termômetro ao atingir seu ponto máximo 
que foi de 35,8
○
C. 
Segunda parte: 
Foi adicionado 100mL de HCL(aq) 1mol/L com auxilio de uma proveta ao interior do 
calorímetro e determinado a sua temperatura com a utilização de um termômetro, sendo 
24,8C. Em outro becker de 100mL foi pesado 4g de NaOH(s) e este foi colocada dentro 
do calorímetro, sendo assim, ocorreu a neutralização do NaOH(s) em HCL(aq). Ao 
desenvolver do processo houve liberação de energia em forma de calor e este foi 
medido com um termômetro ao atingir seu ponto máximo que foi de 42,5
○
C. 
Terceira parte: 
Foi adicionado com auxilio de uma proveta 50mL da solução de NaOH preparada na 
primeira parte deste experimento ao interior do calorímetro e foi determinada a sua 
temperatura com a utilização de um termômetro, sendo 25,4
○
C. Com auxilio de uma 
proveta foi medido 50mL de HCL 1 mol/L e posteriormente foi adicionado ao interior 
do calorímetro. Desta forma ocorreu a neutralização da base (NaOH) por um ácido 
(HCL) e decorrente deste fenômeno ocorreu geração de energia em forma de calor que 
foi medido com auxilio de um termômetro ao atingir seu ponto máximo que foi de 
30,9
○
C. 
 
 6 
 
TABELA 1 
 
Parte do experimento Temp. inicial Temp. final Massa NaOH Volume H2O Volume HCL Volume NaOH 
Primeira 24,8C 35,8C 4,53g 100mL ---------------- ------------------ 
Segunda 24,8C 42,5C 4g -------------- 100mL ------------------ 
Terceira 24,4C 30,9C ---------------- -------------- 50mL 50mL 
 
Como pode ser verificado na tabela acima a dissolução da NaOH sólida em HCL gerou 
mais calor que na sua forma líquida, isso ocorre porque a reação da NaOH líquido já 
teve parte de sua energia perdida durante a solvatação e ao reagir com o HCL já não 
gera uma diferença tão grande no H. 
 
 
RESULTADOS 
 
Aplicando a fórmula, temos: 
 
qP = -m . cp. . T / n 
 
 
Primeiro experimento: 
 
Q= -104,53 x 4,18 x (35,8- 24,8) 
Q=- 4806,00J 
Q=- 4,80 kJ 
nácido = 0,056 mol 
 
∆H = Q/n 
∆Hºn = -4,80/0,056 
 7 
 
∆Hºn = - 85,71 kJ/mol 
 
Segundo experimento: 
 
Q= -100,00 x 4,18 x (42,5- 24,8) 
Q=- 7398,00J 
Q=- 7,39 kJ 
nácido = 0,056 mol 
 
∆H = Q/n 
∆Hºn = -7,39/0,056 
∆Hºn = - 132,11 kJ/mol 
 
Terceiro experimento: 
 
Q= -101,53 x 4,18 x (30,9- 24,4) 
Q= -2758,00J 
Q= -2,75 kJ 
nácido = 0,056 mol 
 
∆H = Q/n 
∆Hºn = -2,84/0,056 
∆Hºn = - 49,10 kJ/mol 
 
 
 8 
 
DISCUSSÃO 
 
Diante dos resultados encontrados pode ser verificado que devido a alguns fatores o 
valor de entalpia de neutralização acabou por ficar diferente do estipulado em literatura, 
onde podem ser citados: 
-Calorímetro inapropriado; 
-Reagentes não padronizados; 
-Demora nas manobras do experimento. 
-Consumo do calor por parte da água e do próprio calorímetro. 
 
Outro fato de relevância foi o valor da soma das entalpias do Primeiro e Terceiro 
experimento não resultar no valor exato da reação global, que era o experimento de 
número dois. O que provavelmente ocorreu foi alguma falha humana durante as 
manobras de desenvolvimento da prática. 
 
2 ∆H = - 132,11 kJ/mol --- Reação Global 
 
1 ∆H = - 85,71 kJ/mol --- Dissociação do NaOH 
3 ∆H = - 49,10 kJ/mol --- Neutralização do HCL e NaOH 
 
2 ∆H=1 ∆H+3 ∆H 
 
Contudo é importante salientar que o experimento foi muito proveitoso para a formação 
do conhecimentorelativo a entalpia de neutralização, pois para que se chega-se aos 
resultados foi necessário pesquisar o que de fato estava acontecendo durante a reação. 
 
 
 
 
 
 9 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
http://www.juliocarreiro.com.br/labfisqui5e6.pdf (acesso 22/11/11 às 10:02h) 
Castellan, G. (1986). Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: LTC. 
 
 
http://education.ti.com/sites/PORTUGAL/downloads/pdf/determin_calor_neutrali
z. Acesso em: 24 de Novembro de 2011. Às 20:12hs 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 10