Descobrir a quantidade de calor envolvida em três procedimentos distintos

1. 0
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
IQB - INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
FRANCIELE MARIA RODRIGUES DIAS
SAMARA FARIAS DE MELO
FISICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
VERIFICAÇÃO DA LEI DE HESS
MACEIÓ – AL
3 DE JULHO DE 2019

2. 1
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
IQB - INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
FRANCIELE MARIA RODRIGUES DIAS
SAMARA FARIAS DE MELO
FISICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
VERIFICAÇÃO DA LEI DE HESS
Relatório solicitado pela Profª Dra.
Carmem Lúcia de Paiva para obtenção de
nota referente à 1ª avaliação bimestral na
disciplina de físico-química experimental.
MACEIÓ – AL
3 DE JULHO DE 2019

3. 2
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO________________________________________________3
2. OBJETIVO___________________________________________________4
3. MATERIAIS E REAGENTES_____________________________________4
4. PROCEDIMENTO______________________________________________4
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES__________________________________6
6. CONCLUSÃO_________________________________________________10
7. REFERÊNCIAS_______________________________________________11

4. 3
1. INTRODUÇÃO
A mudança de estado de um sistema produzida por uma dada reação química
é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na
composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou
mais produtos. Para iniciar a reação, geralmente é necessária energia na forma de
calor, ou seja, a entalpia da reação. A entalpia é a função de estado, logo é possível
falar em variação da entalpia. Assim, se transformamos uma quantidade de reagentes
num dado conjunto de produtos por mais de uma sequência de reações, a variação
total das entalpias será a mesma para cada sequência. Essa regra que é uma
consequência do primeiro princípio da Termodinâmica, é chamada lei de Hess.
(Castellan, G.)
Por exemplo, podemos comparar dois métodos para sintetizar cloreto de sódio
a partir de sódio e cloro:
Método 1:
Na(s) + H2O(l) → NaOH(s) + ½ H2(g) ∆H = -139,78 kJ/mol
½ H2(g) + ½ Cl2 (g) → HCl(g) ∆H = - 92,31 kJ/mol
HCl(g) + NaOH(s) → NaCl(s) + H2O(l) ∆H = -179,06 kJ/mol
_____________________________________________________
Reação global: Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hglobal = - 411,15 kJ/mol
Método 2:
½ H2(g) + ½ Cl2(g)→ HCl(g) ∆H = - 92,31 kJ/mol
Na(s) + HCl(g) → NaCl(s) + ½ H2(g) ∆H = - 318,84 kJ/mol
____________________________________________________
Reação Global: Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hnet = - 411,15 kJ/mol
A reação química global é obtida adicionando-se todas as reações na
sequência; A variação total de entalpia é obtida adicionando-se todas as variações de
entalpia na sequência. A variação total da entalpia precisa ser a mesma para cada

5. 4
sequência que tem a mesma reação química global. Qualquer reação química pode
ser adicionada ou subtraída, a fim de se obter a reação química global. (Castellan, G.)
2. OBJETIVOS
Medir e comparar as quantidades de calor envolvidas em três procedimentos distintos;
Ilustrar a lei de Hess; Trabalhar as técnicas de medição de calorimetria
3. MATERIAIS E REAGENTES
 Vaso de Dewar;
 Béqueres;
 Provetas;
 Termômetro;
 Balança analítica;
 Soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio.
4. PROCEDIMENTO
a. Determinar a capacidade calorifica no calorímetro
 Colocou-se 40 mL de água destilada na temperatura ambiente;
 Deixou-se estabilizar por 1 minuto e mediu-se a temperatura;
 Com o auxílio de um béquer colocou-se 40 mL de água destilada e
aqueceu-se até cerca de 60°C.
 Mediu-se a temperatura da água aquecida e verteu-a rapidamente no
calorímetro;
 Agitou-se cuidadosamente a mistura;
 Esperou-se estabilizar por um minuto e anotou-se a temperatura da
mistura;
 Repetiu-se mais duas vezes.

6. 5
Etapa 1
 Pesou-se cerca de 2,0 g de NaOH sólido;
 Colocou-se 80 mL de água em temperatura ambiente no calorímetro e
agitou-se cuidadosamente até a temperatura atingir um valor constante;
 Anotou-se esta temperatura com a melhor precisão do termômetro;
 Colocou-se NaOH pesado no calorímetro e agitou-se cuidadosamente
até a dissolução completa;
 Anotou-se a temperatura máxima alcançada;
 Lavou-se o calorímetro;
 Repetiu-se o experimento mais duas vezes.
Etapa 2
 Repetiu-se o mesmo procedimento acima, porém substituiu-se 80 mL de
água por 80 mL de ácido clorídrico;
 Anotou-se os resultados;
 Lavou-se o calorímetro;
 Repetiu-se duas mais duas vezes.
Etapa 3
 Colocou-se 40 mL de solução de HCl no calorímetro;
 Deixou-se estabilizar por um minuto;
 Colocou-se 40 mL de solução de NaOH em uma proveta, anotou-se a
temperatura imediatamente antes de verter a solução para o
calorímetro;
 Agitou-se rapidamente e anotou-se a temperatura máxima alcançada;
 Lavou-se o calorímetro;
 Repetiu-se mais duas vezes.

7. 6
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Nesse experimento a quantidade de calor total trocada deve ser nula, pois todo
o calor excedente da água aquecida deve ser transferido para a água fria ou para o
calorímetro. Assim, para a mistura pode-se aplicar a seguinte equação:
𝑄𝑎𝑚𝑏𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 + 𝑑𝑄𝑎𝑞𝑢𝑒𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑑𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 0
Dessa forma, foi possível calcular a capacidade calorifica do calorímetro
utilizando a equação acima. Considerou-se a capacidade calorífica da água igual a 1
cal/°C e determinou-se a massa de água utilizada a partir da equação abaixo:
𝑑 =
𝑚
𝑣
𝑚 = 40𝑔
Os resultados dos cálculos estão expostos na tabela abaixo:
Calibração do calorímetro
Temperatura
ambiente (°C)
Temperatura aquecida
(°C)
Temperatura da
mistura (°C)
Capacidade calorífica
(calorímetro)
27,40 59,80 45,90 9,95
28,00 59,90 45,80 8,31
28,00 60,00 46,00 8,89
27,40 60,00 45,90 9,51
Média = 9,17
O experimento foi feito em triplicata e obteve-se um valor de aproximadamente
9,17 cal/°C para a capacidade calorífica do calorímetro o que possibilitou os cálculos
posteriores.
Na dissolução de NaOH sólido em água formou-se uma solução aquosa de
íons Na+ e OH- segundo a equação:

8. 7
NaOH(s) + H2O → Na+
(aq)+ OH-
(aq)+ H2O
Para o cálculo da variação da entalpia da reação I utilizou-se a seguinte
fórmula:
𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 + 𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = ∆𝐻2
Nesta etapa utilizou-se a capacidade calorífica da solução de NaOH como
sendo aproximadamente 1 cal/°C.
Os resultados obtidos estão expostos na tabela abaixo:
VARIAÇÃO DA ENTALPIA 1 (∆H1)
Temperatura inicial (°C) Massa de NaOH (g) Temperatura final (°C) ∆H1 (cal/g)
∆H1
(kcal/mol)
27,40 42,04 34,20 348,15 6,96
27,40 42,01 35,30 404,27 8,09
27,40 42,03 36,30 455,55 9,11
Média = 402,66 8,05
Foi possível encontrar um valor de 8053,11 cal/mol e como temos uma
liberação de calor na reação, ou seja, se caracteriza como sendo uma reação
exotérmica temos que a variação de entalpia da primeira reação é igual a -8053,11
cal/mol.
Para o segundo procedimento foi utilizado a seguinte equação:
𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 + 𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 0
Na segunda reação NaOH sólido é misturado a uma solução de HCl formando água
e uma solução aquosa de NaCl:
NaOH(s) + H+
(aq) + Cl-
(aq) → H2O + Na+
(aq) + Cl-
(aq)

9. 8
Utilizou a seguinte fórmula para calcular a massa de HCl na solução:
𝑑 =
𝑚
𝑣
No qual a densidade utilizada foi de 1,18 g/mL e o volume o utilizado na
solução, equivalente a 80 mL. A capacidade calorifica da solução foi considerada
como sendo 1 cal/°C.
Os resultados obtidos estão expostos na tabela abaixo:
Variação da entalpia 2
(∆H2) Massa de HCl (g) 94,4
Temperatura inicial (°C) Temperatura final (°C)
Massa
total (g) ∆H2 (cal/g)
∆H2
(kcal/mol)
27 42 96,4 1583,40 31,67
27,6 42,4 96,4 1562,29 31,25
27,4 40,6 96,4 1393,39 27,87
Média = 1513,03 30,26
Assim, é possível perceber que a segunda reação obteve uma variação de
entalpia igual a -30260,53 cal/mol.
Para o terceiro procedimento utilizou-se a equação abaixo para o cálculo da
variação de entalpia:
𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝑏𝑎𝑠𝑒 + 𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = ∆𝐻3
Nesta etapa acontece a neutralização da solução de HCl e NaOH, ambas a 1
mol.L, formando água e solução aquosa de NaCl, segundo a reação:
Na+
(aq) + OH-
(aq) + H+
(aq) + Cl-
(aq) → H2O + Na+
(aq) + Cl-
(aq)

10. 9
Para efetuar os cálculos desta etapa utilizou-se a capacidade calorífica de
NaOH e HCl como sendo aproximadamente 1 cal/°C e para encontrar as massas de
NaOH e HCl em grama utilizou a seguinte equação:
𝑑 =
𝑚
𝑣
Em que a densidade de HCl utilizada foi de aproximadamente 1,18g/mL e a
densidade de NaOH foi de aproximadamente 2,13 g/mL. Nesse sentido efetuou-se os
cálculos e os resultados estão expostos abaixo:
Variação da entalpia 3
(∆H3)
Massa de NaOH (g) =
85,2
Massa de HCl (g) =
47,12
Temperatura do HCl
(°C)
Temperatura do NaOH
(°C)
Temperatura da
solução (°C)
∆H3
(cal/g)
∆H3
(kcal/mol)
27,6 28 34,2 900,22 22,51
27,5 27,6 34 911,62 22,79
27,4 27,4 33,8 905,99 22,65
Média = 22,65
Assim, obteve-se a variação de entalpia das reações 1, 2 e 3. É possível
calcular a Lei de Hess para a reação 2 através da soma das reações 1 e 3 como é
possível observar abaixo:
NaOH(s) + H2O(l) → Na+
(aq) + OH-
(aq) + H2O(l) ∆H = -8,05 kcal/mol
Na+
(aq) + OH-
(aq) + H+ + Cl- → H2O + Na+ + Cl- ∆H = -22,65 kcal/mol
_________________________________________________________
NaOH(s) + H+ + Cl-→ Na+
(aq) + Cl-+ H2O(l) ∆H = -30,7 kcal/mol
Ao somar as duas reações obteve-se um valor de aproximadamente -30700
cal/mol e experimentalmente foi encontrado um valor de -30260,53 kcal/mol. Foram
valores bem próximos e com isso podemos provar que a lei de Hess está correta.

11. 10
Nesse sentido, foi possível calcular o erro entre o valor teórico e o valor experimental
a partir da seguinte equação:
𝐸𝑅𝑅𝑂 = |𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝑚é𝑑𝑖𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜|
𝐸𝑅𝑅𝑂 = |30700 − 30260,53|
𝐸𝑅𝑅𝑂 = 439,47
𝐷𝐸𝑆𝑉𝐼𝑂 =
𝐸𝑅𝑅𝑂
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
∗ 100%
𝐷𝐸𝑆𝑉𝐼𝑂 =
439,47
30260,53
∗ 100%
𝐷𝐸𝑆𝑉𝐼𝑂 =
439,47
30260,53
∗ 100%
𝐷𝐸𝑆𝑉𝐼𝑂 = 1,45%
Assim, encontrou-se um erro de aproximadamente 1,45%, podendo então comprovar
a veracidade da lei de Hess já que o erro pode ser considerado relativamente baixo.
6. CONCLUSÃO
A partir dos dados obtidos, foi possível calcular a variação da entalpia a partir
da lei de Hess, utilizando a quantidade de calor envolvida nas reações obtendo um
erro relativamente baixo de aproximadamente 1,45% do valor teórico para o
experimental.

12. 11
7. REFERÊNCIAS
CASTELLAN, Gilbert William. Fundamentos de físico-química. Rio de Janeiro, RJ:
LTC, 1986.