UNIVERSIDADE ESTADUAL DE GOIÁS

UNIDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS

GRADUAÇÃO EM QUÍMICA INDUSTRIAL

AULA Nº. 09

DETERMINAÇÃO DE CALORES DE REAÇÃO

E

APLICAÇÃO DA LEI DE HESS

Thiago Oliveira Lopes, Glauco César e Eduardo Andrade.

Professora: Msc. Lílian Camargo; Disciplina: Físico-Química Experimental I

Experimento realizado dia 18/05/2009.

1. INTRODUÇÃO:

Através da experiência diária, o conceito de calor como sendo uma forma de energia que flui do mais quente para o mais frio, surge de maneira quase que intuitiva. Enquanto outras formas de energia podem ser convertidas integralmente em calor, o inverso não é possível. Nas reações químicas, grande parte das energias envolvidas nas interações de natureza elétrica ou magnética, aparece sob forma de calor ou de trabalho. Muitas reações ocorrem com liberação de calor para o ambiente, sendo denominadas exotérmicas. Outras, endotérmicas, retiram calor do ambiente com conseqüente abaixamento de temperatura [2].

Pode ser demonstrado que o calor transferido em uma mudança de estado à pressão constante, é igual à variação de entalpia do sistema, [2].

Em alguns casos é possível determinar diretamente o calor de formação de um composto conduzindo a reação de formação num calorímetro e medindo o efeito do calor produzido. Como exemplo [1]:

e

Já a maioria das reações de formação são inadequadas para medidas calorimétricas; esses calores de reação precisam se determinados por métodos indiretos. Como por exemplo:

No caso da reação acima, o metano queima facilmente e gera produtos definidos, portanto essa combustão pode ser usada para achar sua entalpia de formação. Os compostos orgânicos que contem somente carbono, hidrogênio e oxigênio queimam formando dióxido de carbono gasoso e água liquida [2].

O calor de combustão medido é . Em termos

das entalpias de substancias individuais:

Substituindo as entalpias de formação do dióxido de carbono e da água conhecidas, temos:

A mudança de estado de um sistema produzida por uma dada reação química é bem definida. A correspondente variação de entalpia é também definida, pois a entalpia é uma função de estado. Portanto, se transformarmos um dado conjunto de reações, a variação total da entalpia será a mesma para cada seqüência de reações, a variação total de entalpia será a mesma para cada seqüência. Essa regra, que é uma conseqüência do primeiro princípio da termodinâmica, era originalmente conhecida com lei de Hess ou da Soma constante de calores [1].

2. OBJETIVO:

Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, verificar como se determinam os calores de reação e constatar a lei de Hess.

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL [2]:

3.1 PARTE I: Determinação da capacidade calorífica de um calorímetro

Em uma proveta, mediu-se 200,0 mL de água destilada. Esta água foi colocada no calorímetro, onde foi agitada, até que a temperatura permanecesse constante (essa temperatura foi anotada). Feito isso, adicionou-se ao calorímetro contendo a água, 9,95g de cloreto de amônio. Agitou-se e observou-se a temperatura mínima alcançada.

Para determinação da densidade da solução resultante, utilizou-se o método do picnômetro.

3.2 PARTE II: Constatação da Lei de Hess

Dissolução do hidróxido de sódio em água ( ):

Utilizando a proveta, mediu-se

200,0 mL de água destilada, colocou-se no

calorímetro e agitou-se até que temperatura

permanecesse constante. Em seguida,

adicionou-se 2,02 g de hidróxido de sódio,

agitou-se e observou-se a temperatura

máxima alcançada.

Reação entre o hidróxido de sódio e ácido clorídrico ( ):

2

Foram medidos 100,0 mL de solução de

ácido clorídrico 0,50 mol/L, transferiu-se

para o calorímetro e a temperatura foi

verificada. Então, adicionou-se 100,0 mL

de solução de hidróxido de sódio 0,50

mol/L, agitou-se rapidamente e mais uma

vez a temperatura máxima foi observada.

Reação entre o hidróxido de sódio sólido e ácido clorídrico ( ):

O procedimento anterior foi repetido, no

entanto, utilizou-se 100,0 mL de solução de

ácido clorídrico 0,25 mol/L, no lugar dos

200,0 mL de água destilada. Novamente a

temperatura máxima foi observada.

Densidade determinada pelo

método do picnômetro.

OBS.: Todas as temperaturas (iniciais e

finais) foram anotadas para a execução dos

cálculos.

4. RESULTADOS E DISCUSSÕES:

4.1 PARTE I: Determinação da capacidade calorífica de um calorímetro

Para determinar a capacidade

calorífica do calorímetro, tomamos como

referência a reação de dissolução do cloreto

de amônio (com conhecido).

Sabe-se que o calor de dissolução

da reação é igual ao calor absorvido pela

solução mais o calor absorvido pelo

calorímetro. Então:

A massa molecular do sal usado é

de , e tendo usado 0,186 mol

do sal, isso implica que o calor específico é

de: . Sendo as temperaturas

inicial e final, respectivamente, 296,15 K e

292,15 K, o volume da solução de cloreto

usada de 200 mL e a densidade igual a

1,009g/cm³ capacidade calorífica do

calorímetro é de:

4.2 PARTE II: Constatação da Lei de Hess

Dissolução do hidróxido de sódio em água ( ):

A densidade da solução foi

determinada pelo método do calorímetro

(1,008 g/cm³), o volume da solução

estudada era de 200 mL, de acordo com a

3

tabela o calor específico da solução de

NaOH é de 1,285 J/g.K e = 294,15 –

297,15 = 2 K. Portanto:

Reação entre o hidróxido de sódio e ácido clorídrico ( ):

A densidade da solução calculada

foi de 1,004 g/cm³, o volume da solução era

de 200 mL, de acordo com a tabela o calor

específico da solução era de 50,5 J/K.mol

ou 0,863 J/g.K e = 296,65 – 294,15 =

2,5 K.

Ou seja, foram liberados 536,549

joules nesta reação (reação exotérmica).

Reação entre o hidróxido de sódio sólido e ácido clorídrico ( ):

A densidade calculada da solução foi de

1,022 g/mL, o volume da solução era de

100 mL, a capacidade calorífica da solução

de acordo com a tabela era de 29,1 J/mol.K

ou 0,797 J/g.K e = 299,15 -294,15 = 5

K.

Ou seja, foram liberados 4532,283

joules nesta reação (reação exotérmica).

Lei de Hess:

Segundo a Lei de Hess:

Porém

, enquanto , o que

demonstra um erro experimental,

provavelmente devido ao calorímetro.

5. CONCLUSÃO:

Após a realização dos experimentos

concluímos que reações com são

exotérmicas, reações com são

endotérmicas e que entalpia é uma

propriedade de estado, ou seja, não depende

do caminho e, portanto a Lei de Hess é

válida.

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Entretanto os valores duvidosos e a

alta perda atribuída ao calorímetro e a não

pureza dos reagentes comprometeram os

resultados finais.

6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA:

[1] Adaptado de: “Fundamentos de Físico-Química”; CASTELLAN. Gilbert; traduzido de “Physical Chemistry” por SANTOS, Cristina Maria Pereira e FARIA Roberto de Barros; Rio de Janeiro, RJ, Brasil; Ed. LTC; 2001.

[2] Adaptado de: “Apostila de Físico-Química Experimental I e II”; SILVA, Valmir Jacinto.

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