Relatório Lei de Hess

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
CENTRO DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA
DOCENTE: DAUCI PINHEIRO
LUÍS HENRIQUE BARBOSA SOUZA
EXPERIMENTO 07 – LEI DE HESS
CAMPINA GRANDE-PB
NOVEMBRO, 2019
1. INTRODUÇÃO
Quando estudamos termodinâmica, vimos que a lei de Hess, proposta pelo químico suíço Germain Henry Hess, estabelece que uma energia não pode ser criada nem destruída, podendo apenas passar de uma determinada forma para outra. Ele descobriu o seguinte fato: o calor de neutralização entre um ácido e uma base em solução aquosa era o mesmo, independente se ele adicionasse primeiro o ácido a água e depois a base, ou se fizesse ao contrário, adicionando primeiro a base a água e depois o ácido. Então a sua lei pode ficar enunciada da seguinte forma:
“A variação de entalpia envolvida em uma reação química, sob certas condições experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial e final dos produtos, seja a reação executada diretamente em uma única etapa ou indiretamente em diversas etapas”.
A lei de Hess tem uma grande utilidade que nos permite determinar a variação de entalpia envolvida em reações diretas por meio da combinação de várias equações químicas, cujo os valores da variação de entalpia são conhecidos. A determinação do calor de reação pode ser feita através da lei de Hess ou de experiências calorimétricas, onde o efeito térmico de uma reação é medido usando um calorímetro adiabático, pois nele o sistema está isolado e não há transferência de calor para o meio ambiente.
O calorímetro é um aparelho isolado termicamente do meio ambiente e muito utilizado em laboratórios de ensino para fazer estudos sobre a quantidade de calor trocado entre dois ou mais corpos de temperaturas diferentes. Trata-se de um recipiente construído para que não haja trocas de calor entre o meio interno e externo do equipamento. É constituído de uma parede fina envolvido por outro recipiente fechado com paredes mais grossas e isolantes, evitando a entrada ou saída de calor, funcionando como uma garrafa térmica utilizada em nossas casas.
A calorimetria apresenta alguns princípios básicos que precisam ser conhecidos e explorados da melhor maneira possível. Entre os seus princípios nós temos:
· Princípio de transformação inversas: a quantidade de calor que um corpo recebe é igual, em modulo, a quantidade de calor que um corpo cede ao voltar, pelo mesmo processo, a situação inicial.
· Principio do equilíbrio térmico: quando vários corpos inicialmente em temperaturas diferentes trocam calor entre si, observamos que alguns perdem enquanto outros recebem calor de tal maneira que, decorrido um certo tempo, todos entram em um equilíbrio térmico.
· Princípio da igualdade de trocas de calor: quando vários corpos trocam calor entre si, a soma das quantidades de calor que alguns cedem, são iguais em módulos, a soma da quantidade de calor que os restantes recebem.
Uma técnica para medir o calor especifico consiste em aquecer uma amostra de alguma substancia até uma certa temperatura, onde se possa chamar de Tx, colocando-a imersa em um recipiente contendo água de massa e temperatura conhecida, sendo Ta < Tx, medindo a temperatura da água depois que o equilíbrio é alcançado. Essa técnica é chamada de calorimetria, e os aparelhos onde ocorrem essas trocas de calor são definidos como calorímetros. O calorímetro é utilizado para determinar o calor especifico de cada substancia, sendo que o calor especifico, trata-se da quantidade de calor que se deve fornecer a 1g de determinada substancia para que sua temperatura eleve 1ºC. com ele é possível medir experimentalmente os valores de calor liberado ou absorvido por determinado material nas reações químicas.
 O primeiro calorímetro inventado foi por Lavoisier e Laplace, em que eles consideravam um fenômeno ocorrendo dentro de uma esfera de gelo a zero grau e que era derretida pelo calor desenvolvido e que não podia se dissipar.
Figura 1 Calorímetro
Fonte: Jeniffer Fogaça
A variação de entalpia, e uma função de estado, ou seja, depende somente dos estados final e inicial do sistema e não da sequência de estados seguida pelo sistema, durante a transformação. Portanto durante a transformação de reagentes em produtos se houver mais de uma trajetória ou etapa, a variação total de entalpia será a mesma para cada uma delas. Quanto temos reações químicas podemos tratar de reações endotérmicas e exotérmicas. Nas reações exotérmicas as ligações entre os átomos dos reagentes precisam ser rompidas para que as ligações químicas dos produtos sejam formadas. A quebra de uma determinada ligação libera uma determinada quantidade de energia. nas reações endotérmicas ocorre o contrário, a energia necessária para a formação dos produtos e maior que a energia liberada na quebra das ligações dos átomos dos reagentes, assim é preciso fornecer calor ao meio para vencer essa diferença e a reação ocorre com a absorção de calor.
2. OBJETIVO
Calcular o calor de solução de um soluto (NaOH) em um solvente (H2O) determinar o calor de neutralização de uma ácido forte (HCl) por uma base forte (NaOH); e verificar a lei de Hess.
3. MATERIAIS E REAGENTES
· Calorímetro
· Provetas de 100 mL
· Provetas de 250 mL
· Becker para pesar o Hidróxido de Sódio (NaOH)
· Balança de precisão (0,01g)
· Solução de 0,5 mol/L de ácido clorídrico
· Solução de 1,0 mol/L de ácido clorídrico
· Solução de 1,0 mol/L de Hidróxido de Sódio
· Hidróxido de Sódio (NaOH)
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1º momento – no primeiro momento fizemos a calibração do aparelho, afim de eliminar o máximo de troca de calor entre os meios e determinar a constante do calorímetro;
2º momento – Determinamos o calor de solução do hidróxido de sódio em água onde com um auxilio de uma proveta graduada mediu-se 200 mL de água destilada, tampando o calorímetro para evitar as percas de calor, agitamos o material com ajuda do suporte encontrado no aparelho circulando o material para poder então determinar a temperatura inicial (Ti) da água. Depois de anotar a temperatura inicial da água, colocou-se cerca de 4 g de NaOH, depois de adicionado dentro do recipiente agitamos a mistura dentro do calorímetro por cerca de 3 a 4 minutos. Com isso podemos analisar e confirmar a dissolução no hidróxido para podermos então medir a quantidade de calor que foi liberada durante o processo.
3º momento – como terceira etapa nós iremos avaliar o comportamento entre a mistura de uma solução de HCl com NaOH. Para esse momento, adicionamos uma solução de hidróxido de sódio onde pesamos cerca de 4 g do mesmo, com mais 200 mL de ácido clorídrico à 0,5 mol/L. depois de misturarmos as duas, tampamos o calorímetro para observar os cálculos da constante do calorímetro.
4 momentos – com ultimo passam agora preparamos a mesma solução do item anterior mais com uma concentração um pouco mais alta. Sempre com um auxílio de um termômetro aferimos a temperatura atingida tanto no momento inicial quanto no final.
Por fim foi determinado o calor de neutralização da reação entre a solução de ácido clorídrico HCl(aq) com hidróxido de sódio NaOH(aq). Este procedimento foi feito medindo-se 100mL de uma solução de ácido hidróxido de sódio NaOH 1,0mol/L, com o auxílio de uma proveta, agitando-se e aferindo a temperatura(TNaOH), logo após foi medido uma quantidade de 100mL de uma solução de ácido clorídrico HCl(aq)1,0mol/L, colocou-se no calorímetro e aferiu a sua temperatura(THCl), o NaOH foi transferido para o calorímetro a solução (HCl+NaOH) foi agitada e aferiu-se a temperatura (Tf). A temperatura inicial deste procedimento é a média das temperaturas das duas soluções HCl e NaOH. Após este procedimento o conteúdo foi descartado e o calorímetro e termômetro foram completamente lavados com água destilada.
5. APLICAÇÃO DOS RESULTADOS EXPERIRMENTAIS
1º) Calcular a constante do calorímetro.
2º) Calcular o calor de dissolução do NaOH(s) (ΔH1)
NaOH(s) + H2O(l) → NaOH(aq)
ΔH1 = − [𝜌.𝑉. 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻. 𝛥𝑡 + 𝐾𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜. 𝛥𝑡] 
3º)Calor de neutralização do HCl(aq) pelo NaOH(s) 
NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq)
ΔH2 = − [𝜌.𝑉. 𝐶𝑁𝑎Cl. 𝛥𝑡 + 𝐾𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜. 𝛥𝑡] 
Agora podemos calcular o erro experimental:
Nosso erro pode ter dado um pouco elevado aparentemente, podemos considerar alguns erros que podem ter ocorridos no laboratório, como o manuseio de equipamentos de maneira inadequada, ou até mesmo erros ao operar o calorímetro.
4) Calor de neutralização do HCl (aq) pelo NaOH (aq)
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O
𝛥𝐻3 = 𝜌.𝑉. 𝐶𝑁𝑎𝐶𝑙. 𝛥𝑡 + 𝐾𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜. 𝛥𝑡]
Temperatura do NaOH = 26°C / Temperatura do HCl = 31°C
 Δt = Tf – Ti = 31°C – 26°C => Δt = 5°C
𝛥𝐻3 = 𝜌.𝑉. 𝐶𝑁𝑎𝐶𝑙. 𝛥𝑡 + 𝐾𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜. 𝛥𝑡] = − [1,02 ∗ 200 ∗ 0,95 ∗ (5) + 33,33 ∗ (5) 
𝛥𝐻3 = -11,36 Kcal
Calculando o erro do mesmo agora temos:
5) Aplicação da lei de Hess.
6. CONCLUSÃO
Realizamos o nosso experimento buscando atingir o nosso objetivo de calcular o calor de solução de um soluto em um solvente e determinar os calores de neutralização de um acido forte e uma base forte, podendo assim verificar e aplicar a lei de Hess, mesmo com algumas dificuldades que encontramos durante a nossa jornada no laboratório.	
6. REFERÊNCIAS
Manual de prática de Físico-Química experimental (UEPB)