Este documento descreve 3 experimentos realizados para determinar os calores de formação de reações químicas. Os objetivos eram comprovar a lei de Hess e calcular os calores liberados nos processos de dissociação e neutralização. Os resultados mostraram que as quantidades de calor liberado em cada processo foram diferentes, não comprovando a lei de Hess.

1. Índice
1.Introdução ...............................................................................................................................2
2.Objectivos ...............................................................................................................................3
21Objectivo Geral......................................................................................................................3
2.2Objectivo Específico.............................................................................................................3
3.Materiais e Reagentes .............................................................................................................4
4.Procedimento ..........................................................................................................................5
5.Resultado.................................................................................................................................6
6.Discussão ................................................................................................................................8
7.Conclusão................................................................................................................................9
8.Referência .............................................................................................................................10

2. 1. Introdução
De acordo com a lei de Hess o calor (Q) desenvolvido num processo a pressão constant e a
variação de entalpia é o mesmo quer o processo ocorre directamente numa etapa quer ocorre
em várias etapas, (Departamento de Química, 2019).
O valor da variação da entalpia não depende do número de etapas que constitui o processo
nem do tipo de cada etapa.
Para calcular o calor libertado em cada processo mede-se a diferença de temperaturas
máxima e inicial em cada experiência e usa-se seguinte equação:
∆Q = m.C. ∆T ou ∆H = m.C. ∆T
Nas soluções diluidas considera-se que o calor específico C é igual a 4.184 J/go
C e densidade
das soluções é igual 1 g/cm3
(1 g/ml) como para água e volume é igual a massa,
(Departamento de Química, 2019).

3. 2. Objectivos
2.1 Objectivo Geral
 Determinação de calores de formação nas diferentes etapas de processos Químicos.
2.2 Objectivo Específico
 Comprovar a lei de Hess.
 Calcular o calor liberto no processo da dissociação.
 Calcular o calor liberto no processo da reação de neutrlização.

4. 3. Materiais e Reagentes
Materiais
 Erlenmeyer 200 ml
 Termómetro
 Agitador de fio
 Balança analítica
 Vidro de relógio
 Espátula
Reagentes
 Água destilada
 1.6 g de NaOH
 80 ml de HCl 0.5 M
 40 ml de HCl 1 M
 40 ml de NaOH 1M

5. 4.Procedimento
Excperiência 1. Determinaçao de calor libertado no processo 1.
Deitou-se num erlenmeyer de 200 ml (com rolha de borracha com furos para termómetro e
agitador de fio) a 80 ml de H2O destilada que mediu-se com com uma proveta rigorosamente.
Introduziu-se um termómetro atè 29o
C na água e fez-se a leitura da temperatura em cada
minuto, e agitou-se devagar até temperatura fixa. Registou-se o seu valor com a respectiva
precisão. Pesou-se 1.60 de NaOH com uma precisão de 0.01 g. Utillizou-se uma espátula para
tomar a substância e um vidro de relógio para pesa-la. De seguida colocou-se no erlenmeyer
o NaOH, com precisão de 0.01 g e agitou-se o seu conteudo e mediu-se a temperatura em
cada minuto, até repetição de três leituras iguais. Escreveu-se os valores da temperatura e do
tempo gasto.
Excperiência 2. Determinaçao de calor libertado no processo 2.
Deitou-se num erlenmeyer de 200 ml (com rolha de borracha com furos para termómetro e
agitador de fio) a 80 ml de HCl 0.5 M que mediu-se com com uma proveta rigorosamente.
Introduziu-se um termómetro atè 27o
C na água e fez-se a leitura da temperatura em cada
minuto, e agitou-se devagar até temperatura fixa. Registou-se o seu valor com a respectiva
precisão. Pesou-se 1.60 de NaOH com uma precisão de 0.01 g. Utillizou-se uma espátula para
tomar a substância e um vidro de relógio para pesa-la. De seguida colocou-se no erlenmeyer
o NaOH, com precisão de 0.01 g e agitou-se o seu conteudo e mediu-se a temperatura em
cada minuto, até repetição de três leituras iguais. Escreveu-se os valores da temperatura e do
tempo gasto.
Excperiência 3. Determinaçao de calor libertado no processo 3.
Deitou-se num erlenmeyer de 200 ml (com rolha de borracha com furos para termómetro e
agitador de fio) a 40 ml de HCl 1 M que mediu-se com com uma proveta rigorosamente.
Introduziu-se um termómetro atè 34 o
C na água e fez-se a leitura da temperatura em cada
minuto, e agitou-se devagar até temperatura fixa. Registou-se o seu valor com a respectiva
precisão. Usou-se 40 ml de NaOH 1 M e agitou-se o seu conteudo e mediu-se a temperatura
em cada minuto, até repetição de três leituras iguais. Escreveu-se os valores da temperatura e
do tempo gasto.

6. 5.Resultado
Excperiência 1. Determinaçao de calor libertado no processo 1.
Temperatura (min) Temperatura(o
C)
0 25
1 26
2 26
3 26
4 24
5 29
NaOH(s) + H2O(l) → Na+
(aq) + OH-
(aq)
∆Q = ∆H = m.C. ∆T
⎩
⎪⎪
⎨
⎪⎪
⎧𝐶 = 4.184
𝐽𝑜𝑢𝑙𝑒𝑠
𝑔𝑟. 𝑔𝑟𝑎𝑢𝑠 𝐶𝑒𝑙𝑠𝑖𝑢𝑠
∆𝑇 = 𝑇 max − 𝑇 min = 5 𝑔𝑟𝑎𝑢𝑠 𝑐𝑒𝑙𝑠𝑖𝑢𝑠
𝑉𝐻2𝑂 = 80 𝑚𝑙
𝑚 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 1.60 𝑔 �
𝑑𝐻2𝑂 =
1 𝑔
𝑚𝑙
𝑉𝐻2𝑂 = 𝑚𝐻2𝑂
𝑚𝐻2𝑂 =
1 𝑔
𝑚𝑙
𝑥80 𝑚𝑙 = 80 𝑔 𝐻2𝑂
∆Q = ∆H = m.C. ∆T = ( 80 + 1.6) g x (4.184 J/go
C) x 5o
C = -2008.32 J
Excperiência 2. Determinaçao de calor libertado no processo 2.
Temperatura (min) Temperatura(o
C)
0 22
1 26
2 26
3 26
4 27

7. NaOH(s) + H+
(aq)
+
+ Cl-
(aq)→ Na+
(aq) + Cl-
(aq) + H2O(aq)
∆Q = ∆H = m.C. ∆T
⎩
⎪
⎨
⎪
⎧ 𝐶 = 4.184
𝐽𝑜𝑢𝑙𝑒𝑠
𝑔𝑟. 𝑔𝑟𝑎𝑢𝑠 𝐶𝑒𝑙𝑠𝑖𝑢𝑠
∆𝑇 = 𝑇 max − 𝑇 min = 5 𝑔𝑟𝑎𝑢𝑠 𝑐𝑒𝑙𝑠𝑖𝑢𝑠
𝑉𝐻𝐶𝑙 = 80 𝑚𝑙
𝑚 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 1.60 𝑔 �
[𝐻𝐶𝑙] = 0.5 𝑀
𝑚𝐻𝐶𝑙 =
0.5 𝑚𝑜𝑙
𝑙
𝑥
80 𝑚𝑙 𝑥 36.5 𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝑥
1 𝑙
1000 𝑚𝑙
= 1.46 𝑔 𝐻𝐶𝑙
∆Q = ∆H = m.C. ∆T = ( 1.60 + 1.46) g x (4.184 J/go
C) x 5o
C = -64.02 J
Excperiência 3. Determinaçao de calor libertado no processo 3.
Temperatura (min) Temperatura(o
C)
0 24
1 33
2 34
3 28
4 34
5 34
NaOH(s) + H+
(aq)
+
+ Cl-
(aq)→ Na+
(aq) + Cl-
(aq) + H2O(l)
∆Q = ∆H = m.C. ∆T
⎩
⎪
⎪
⎪
⎨
⎪
⎪
⎪
⎧𝐶 = 4.184
𝐽𝑜𝑢𝑙𝑒𝑠
𝑔𝑟. 𝑔𝑟𝑎𝑢𝑠 𝐶𝑒𝑙𝑠𝑖𝑢𝑠
∆𝑇 = 𝑇 max − 𝑇 min = 10 𝑔𝑟𝑎𝑢𝑠 𝑐𝑒𝑙𝑠𝑖𝑢𝑠
𝑉𝐻𝐶𝑙 = 40 𝑚𝑙 �
[𝐻𝐶𝑙] = 1 𝑀
1 𝑚𝑜𝑙
𝑙
𝑥
40 𝑚𝑙 𝑥 36.5 𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝑥
1 𝑙
1000 𝑚𝑙
= 1.46 𝑔 𝐻𝐶𝑙
𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 = 40 𝑚𝑙 �
[𝑁𝑎𝑂𝐻] = 1 𝑀
1 𝑚𝑜𝑙
𝑙
𝑥
40 𝑚𝑙 𝑥 40 𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝑥
1 𝑙
1000 𝑚𝑙
= 1.6 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
∆Q = ∆H = m.C. ∆T = ( 1.60 + 1.46) g x (4.184 J/go
C) x 10o
C = -128.03 J
Contudo, ∆H1 + ∆H3= ∆H2 não tendo si comprovado, ou seja tendo diferido do somatório do
calor liberto 1 e 3 par 2 logo, não comprovado a lei de Hess.

8. 6. Discussão
De acordo com a experência realizada, os valores de temperatura obtidas em cada minuto da
medição da mesma terem diferido quanto a diferença da mesma e pelo facto de os valores
correspondentes as massas da solução terem diferido a cada processo, razões as quais os
valores numéricos correspondentes aos calores libertos diferido a cada processo das três
experiências realizadas experimentaalmente, embora calor seje proporcional ao produto da
massa, calor específico e diferença de temperatura. A experiência com o hidróxido de sódio
foi feita rapidamente porque ele reage com dióxido de carbono da atmosfera, tanto porque é
higroscópico. Pelo facto de os calores nas experiência 1 e 3 seu somatório diferir da
experiência 2, razões as quais não comprova a lei de Hess.

9. 7. Conclusão
Das experiências feitas, conclui-se que a operação com o hidróxido de sódio no laboratório
deve ser feira rapidamente pelo facto de o hidróxido de sódio ser higroscópio , reagindo com
o dióxido de carbono da atmosfera. E para calcular o calor libertado em cada processo mede-
se a diferença de temperaturas máxima e inicial emm cada experiência. E nas soluções
diluidas, considera-se calor específico igual a 4, 184 J ̸ go
C e a densidade das soluções é igual
a 1 g ̸ ml e como para a água, o volume é iual a massa.

10. 7. Referência
1. Departamento de Química. (2019). Determinação de calores de formação. Faculdade de
Ciências. Universidade Eduardo Mondlane. Maputo.