Lei de Hess - relatório

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QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
RELATÓRIO EXPERIÊNCIA 5
LEI DE HESS
ALUNOS: ARTHUR BRUNELLI SALES E LUCAS TONETTE TEIXEIRA
SÃO MATEUS
2010
Resumo
	Experimento realizado com o objetivo de mostrar a aplicação da Lei de Hess em reações químicas, como por exemplo, a neutralização de NaOH e HCl. O relatório consiste em etapas de experiências com soluções de NaOH e HCl 1M, em que foi medido temperatura de equilíbrio, temperatura máxima, a massa do béquer e a massa da solução para determinar as entalpias das reações.
Introdução
Foram realizadas reações de dissolução e neutralização de hidróxido de sódio em água e solução aquosa de ácido clorídrico 1M, respectivamente. Através de dados pré-fornecidos e medições de massa e temperatura do conteúdo envolvido na reação (será especificado ao decorrer do experimento) foi possível calcular a entalpia das reações químicas realizadas, assim como avaliar a veracidade da Lei de Hess.
 	
Métodos e materiais
	Conforme solicitado no experimento, foram utilizadas soluções de NaOH e HCl a 1 mol/L para medir a temperatura máxima de cada reação. Para a realização dos experimentos, foram utilizados materiais como erlenmeyer de 250 mL, termômetro de mercúrio, uma balança com precisão de quatro casas decimais, proveta de 100 mL, vidro de relógio, espátula, bastão de vidro, água destilada e soluções a 1M de HCl e NaOH e NaOH sólido.
Preparação, pesagem e medição de temperatura da dissolução do NaOH sólido em água (reação 1):
	Foi pesado um erlenmeyer de 250 mL, para usar como recipiente para reação, adicionado 50 mL de água destilada e medido a temperatura. Logo após as anotações feitas, foram acrescentados 2 g de hidróxido de sódio sólido, através de um vidro de relógio como suporte, e agitado cuidadosamente até que o mesmo fosse dissolvido por completo. Até que a dissolução fosse completa, foi usado o termômetro para medir a temperatura máxima atingida pelo processo.
Preparação, pesagem e medição de temperatura da reação de HCl aquoso com NaOH sólido (reação 2):
Com os mesmos instrumentos e métodos utilizados no processo anterior, foi adicionado um volume de 50 mL de ácido clorídrico para 2 g de hidróxido de sódio sólido. Após feita adição de NaOH em HCl foi acompanhada o aumento da temperatura máxima da reação.
 Preparação, pesagem e medição de temperatura da reação de duas soluções de HCl e NaOH (reação 3):
Foi pesado um béquer de 250 mL e adicionado 25 mL de solução hidróxido de sódio a 1 mol/L e medido sua temperatura, que foi chamada de temperatura de equilíbrio. Uma proveta de 100 mL foi usada para que 25 mL da solução de ácido clorídrico fossem adicionadas à solução de hidróxido de sódio contida no erlenmeyer. Depois de adicionada a solução foi feita o acompanhamento do aumento da temperatura até atingir um ponto máximo.
Todos os valores obtidos nesses processos foram anotados fielmente ao observado.
Resultados e discussões
Com os procedimentos, acima citados, feitos e analisados, discutidos e calculados, foram obtidos resultados que estão relacionados a seguir. Na Tabela 1 contem o peso do erlenmeyer, peso da solução, temperatura máxima e temperatura de equilíbrio das reações denominadas 1, 2 e 3.
Tabela 1: Especificações das Amostras
	
	Reação 1
	Reação 2
	Reação 3
	Temp. de equilíbrio (ºC)
	24
	25
	25
	Temp. máxima (ºC)
	34
	44
	33
	Massa do erlenmeyer (g)
	120,7366
	117,4259
	114,1127
	Massa da solução (g)
	51,0390
	52,2310
	23,9696
Com os resultados da tabela, foram feitos cálculos matemáticos para obter valores de entalpia das reações 1, 2 e 3, mostrados a seguir:
mc = massa do calorímetro
cc = calor específico do calorímetro
ms = massa da solução
cs = calor específico da solução
n(X) = número de mol de X
ΔT = variação de temperatura
Reação 1:
ΔH1 = -(mccc + mscs)ΔT/n(NaOH) = -(120,7366 x 0,25 + 51,0590 x 1) x 10,0/0,05 = - 15,9 Kcal/mol
Reação 3:
ΔH2 = -(mccc + mscs)ΔT/n(NaOH) = -(114,1127 x 0,25 + 23,9696 x 0,99) x 8,00/0,025 = - 16,7 Kcal/mol
Reação 2:
ΔH1 = -(mccc + mscs)ΔT/n(NaOH) = -(117,4259 x 0,25 + 52,2310 x 0,99) x 19,0/0,05 = - 30,8 Kcal/mol
	Com os resultados obtidos acima, a Tabela 2 foi elaborada para melhor visualização dos resultados calculados.
Tabela 2: Comparação de entalpias teórica e experimental
	
	Valores experimentais
	Valores teóricos
	Erro (%)
	ΔH1 (kcal/mol)
	- 15,9
	- 11,2
	41,9
	ΔH3 (kcal/mol)
	- 16,7
	- 13,8
	21,0
	ΔH1 + ΔH3 (kcal/mol)
	- 32,6
	- 25,0
	30,4
	ΔH2 (kcal/mol)
	- 30,8
	- 24,4
	26,2
Tabela 3: erros referentes à aplicação da lei de Hess
	
	Valores experimentais
	Valores teóricos
	ΔH1 + ΔH3 (kcal/mol)
	- 32,6
	- 25,0
	ΔH2 (kcal/mol)
	- 30,8
	- 24,4
	Erro (%)
	5,84
	2,45
	Foi observado que na tabela 3 a diferença dos erros dos valores experimentais para os valores teóricos da soma da primeira e terceira reações é de apenas 3,39%. Foi concluído que, somando a primeira com a terceira reação, a entalpia gerada é 5,84% maior que a entalpia da segunda reação. Foi comparado esse resultado com a soma das entalpias teóricas das reações 1 e 3, na qual é 2,45% maior que a entalpia teórica da reação 2. Assim sendo, a Lei de Hess foi, realmente, verificada, pois a diferença das porcentagens mostradas acima é pequena, mostrando, assim, que ΔH1 + ΔH3 = ΔH2 .
Conclusões
Foi observada a não equivalência dos dados experimentais com os dados teóricos. Isso se deu devido a imprecisão nas medições feitas, como as massas dos erlenmeyers, das massas das soluções e da soda cáustica, assim como da medição da temperatura. Tais medições foram passíveis de erros devido a imperfeições nos métodos aplicados. Exemplificando essas imperfeições tem-se a não equivalência da temperatura do termômetro com a temperatura ambiente antes de colocá-lo na solução. Isso pode causar uma variação de temperatura diferente da ideal; tem-se, também, a não exatidão da medida da massa de soda cáustica e das soluções.
	Foram obtidos, portanto, erros nos resultados (mostrados na tabela 2), que, ao decorrer no experimento, acumulam-se, aumentando ainda mais a diferença entre os dados teóricos com os obtidos experimentalmente.
Foi observado que na dissolução da soda cáustica (reação 1) há a liberação de calor, diferentemente o esperado, que seria uma dissolução endotérmica. Isso se dá pela tendência da base se dissolver em água devido ao caráter hidrófilo do grupo OH-. Observando essa tendência natural é possível deduzir uma menor energia química acumulada quando em solução, se comparada ao hidróxido de sódio desidratado. Portanto, a preparação de uma solução aquosa de hidróxido de sódio libera energia térmica. 
Referências
Química geral experimental, Manual de Instruções e Roteiros dos Experimentos.