Experimento 8 - Lei de Hess

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO
	 Departamento de Ciências Matemáticas e Naturais
Experimento 8:
Lei de Hess
 
Bruna Chieza Madeira
Caroline Meneghetti Galdino
	
	Centro Universitário Norte do Espírito Santo
Rodovia BR 101 Norte, Km. 60, Bairro Litorâneo, CEP 29932-54 São Mateus – ES Sítio eletrônico: http://www.ceunes.ufes.br
 Resumo
Durante a realização desse experimento visou-se verificar a validade da Lei de Hess utilizando-se três reações exotérmicas: a dissolução do NaOH sólido em água, a reação de NaOH sólido com HCl aquoso e a reação do NaOH aquoso com HCl aquoso. Medindo a massa das soluções e a das vidrarias e verificando as temperaturas foi possível calcular experimentalmente a variação da entalpia (ΔH) das reações.
 Introdução
Nas reações químicas, grande parte das energias envolvidas se apresenta sob a forma de calor ou trabalho. Pode-se entender sobre o que é calor, a partir de experiências comuns do dia a dia, como, por exemplo, quando se observa o derretimento do gelo na água. O calor é transferido do corpo mais quente, no caso a água, para o corpo mais frio, o gelo. Isso acontece, pois, as moléculas que estão com maior temperatura movem-se mais rapidamente e quando entram em contato com as moléculas de baixa temperatura estimulam o movimento das mesmas. O resultado é que a energia interna do sistema mais frio aumenta e a do mais quente diminui. 
Muitas reações químicas ocorrem com a liberação de calor para o ambiente, sendo denominadas exotérmicas. Já outras, ocorrem com absorção de calor, chamadas, endotérmicas. Essas reações químicas podem ocorrem em diferentes condições, como por exemplo, a volume constante ou a pressão constante. Nas reações em que a pressão é constante, o calor transferido é igual à variação de entalpia do sistema. 
Q = ΔH
E para calcular o calor, temos:
				Q = m.c. Δt
Entendemos variação de entalpia do sistema como sendo a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes.
			ΔH = ∑Hprodutos - ∑Hreagentes	
Uma das formas de prever essa variação de entalpia da reação é a Lei de Hess que diz que a entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser dividida.
 Materiais e métodos
Materiais e reagentes
Parte experimental
· Parte A: Dissolução de NaOH sólido em água
Pesou-se um Erlenmeyer de 250 mL em uma balança analítica e em seguida colocou-se 100 mL de água destilada em uma proveta de 100 mL e mediu-se com um termômetro a temperatura de equilíbrio. Logo após, pesou-se aproximadamente 4,0 g de hidróxido de sódio em um vidro de relógio. Jogou-se a água destilada no Erlenmeyer e em seguida o hidróxido de sódio. Com o termômetro na solução, agitou-se o Erlenmeyer, até que essa temperatura fosse máxima, que foi observada e registrada. Reservou-se essa solução para a utilização da mesma na terceira parte do experimento.
· Parte B: Reação de HCl aquoso com NaOH sólido
Pesou-se outro Erlenmeyer de 250 mL e com o auxilio de uma proveta de 100 mL, colocou-se 100 mL de HCl 1mol/L no Erlenmeyer e mediu-se a temperatura de equilíbrio. Em seguida pesou-se 4,0 g de hidróxido de sódio em vidro de relógio e adicionou-se nos 100 mL de HCl. Agitou-se a vidraria até que a tempertatura máxima fosse máxima foi atingida e a mesma foi anotada.
· Parte C: Reação de HCl aquoso com NaOH aquoso
Pesou-se um terceiro Erlenmeyer de 250 mL e com uma proveta de 100 mL, transferiu-se 50 mL da solução preparada na parte A, e mediu-se a temperatura de equilíbrio. Novamente, com a proveta de 100 mL colocou-se 50 mL de HCl 1 mol/L no Erlenmeyer. Logo após, agitou-se a solução até atingir a temperatura máxima.
 Resultados e Discussão
Após a medição da temperatura e dos pesos do experimento obteve-se os resultados mostrados na tabela a seguir.
· Tabela 1:
	
	Parte A
	Parte B
	Parte C
	Temperatura de equilíbrio (ºC)
	27
	26
	26
	Temperatura máxima (ºC)
	37
	45
	31
	Massa do Erlenmeyer (g)
	102,7997
	102,7997
	102,7997
	Massa da solução (g)
	101,3841
	104,6160
	102,4495
No experimento, utilizou-se como calorímetro, um Erlenmeyer, o que faz com que a soma dos calores absorvidos pelo calorímetro (solução + Erlenmeyer) é o calor liberado pela reação.
Como o calor calculado é o calor da vizinhança, e o ΔH pedido é o ΔH da solução, usaremos Q = - ΔH.
Temos que:
mc = massa do calorímetro			cs = calor específico da solução
cc = calor específico do calorímetro		n(X) = número de mol de X 
ms = massa da solução				Δt = variação de temperatura
M(X) = massa molar de X
· Parte A:
Pesou-se aproximadamente 4,0180 g de NaOH no experimento. Para achar o numero de mols de NaOH, temos:
Como ΔH = -Q, temos que: 
· Parte B:
Pesou-se aproximadamente 3,9690 g de NaOH no experimento. Para achar o numero de mols de NaOH, temos:
Como ΔH = -Q, temos que: 
· Parte C:
Utilizou-se 50 mL de NaOH 1 mol/L da reação da parte A.
Concentração da solução preparada na parte A:
Quantidade de moles de NaOH:
 
Como ΔH = -Q, temos que: 
· Tabela 2: Resultados do ΔH e comparação de valores teóricos e erros
	
	Valores experimentais
	Valores Teóricos
	Erro (%)
	
	-11,5342
	-11,20 Kcal/mol
	2,90
	
	-11,8376
	-13,80 Kcal/mol
	14,22
	 + 
	-23,3718
	-25,00 Kcal/mol
	6,51
	
	-22,5669
	-24,40 Kcal/mol
	7,51
· Demonstrando a Lei de Hess:
NaOH(s) → NaOH(aq)					ΔHA= -11,5342 Kcal/mol
NaOH(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) +H2O			ΔHC= -11,8376 Kcal/mol
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O	ΔHA + ΔHC = -23,3718 Kcal/mol
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O		ΔHB= -22,5669 Kcal/mol
· Espera-se que a dissolução de NaOH absorva calor, já que ligações iônicas estão sendo quebradas, porém como foi comprovado com o experimento acima, a dissolução de NaOH é exotérmica, pois o calor calculado experimentalmente é da vizinhança e é endotérmico, então o calor da solução, no caso NaOH, é exotérmico pois com o tempo, a temperatura do sistema diminui e, eventualmente, o equilíbrio térmico é restabelecido. O balanço energético no final do experimento mostra uma liberação de energia, na forma de calor, pelo sistema.
· Observou-se a proximidade entre os valores experimentais de e , o que condiz com o resultado esperado, pois ambas tratam da formação do sal cloreto de sódio mais água à mesma concentração.
· Os valores experimentais, apresentados na Tabela 2, estão relativamente próximos dos teóricos. 
· Os erros ocorridos podem ter sido gerados pelo tipo de vidraria utilizada como calorímetro, por variações nas condições do ambiente durante a realização dos procedimentos, assim como por erros do operador.
 Conclusão
Após o término dos experimentos e dos cálculos, observou-se um pequeno erro entre os dados experimentais e os dados teóricos nas partes A e B, porém houve um erro considerável na parte C. Isso se deve à imprecisão nas medições feitas, como nas massas dos Erlenmeyers, nas massas das soluções, do hidróxido de sódio sólido, e da temperatura. 
 Bibliografia
· Atkins, P.; Jones, L. Princípios de química. Porto Alegre: Bookman, 5ª edição, 2012.
· SILVA, R.R.; BOCCHI, N; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à química experimental. São Paulo: Mc Graw Hill, 1990.
· BRADY, J.; HUMISTON, G.E., Química Geral vol. 1, Capítulo 1, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos, Editora S.A., 1986.