DEPARTAMENTO DE CIÊNIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS  LEI DE HESS

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UNIVERSIDADE ESTATUAL DE SANTA CRUZ  

DEPARTAMENTO DE CIÊNIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS  

LEI DE HESS

Ilhéus – BA  

  16 de novembro de 2019

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ

LEANE SOARES SOUSA

MATHEUS FERREIRA REIS

LEI DE HESS

Relatório apresentado pelos (as) discentes:

Leane Soares Sousa, Matheus Ferreira Reis à docente

 Miriam Tokumoto, para a disciplina Química Geral II

CET835, turma P010. 

Ilhéus – BA  

  16 de novembro de 2019

Sumário

1.Resumo        4

2.Introdução        5

3. Metodologia        6

3.2. Materiais e reagentes        6

3.2.1. Materiais        6

3.2.2. Reagentes        6

3.3. Procedimentos        6

3.3.1. Determinação da constante calorimétrica do calorímetro        6

3.3.2. Determinação do calor de dissolução de NaOH em água        7

3.3.3. Determinação do calor de neutralização do NaOH e HCl        7

3.3.4. Calor de dissolução e neutralização        7

4. Resultados e discussão        8

4.1. Determinação da constante calorimétrica do calorímetro        8

4.2. Determinação do calor de dissolução de NaOH em água        9

4.3. Determinação do calor de neutralização NaOH(aq) e HCl(aq)        9

4.4. Calor de dissolução e neutralização        10

4.5. Aplicação da Lei de Hess Aplicar a lei de Hess        10

5. Resultados        10

6. Referências        12

1.Resumo

Inicialmente foi realizado o procedimento para a determinação da constante de calorimetria do calorímetro, posteriormente, foi realizado a etapa na qual pudemos determinar o calor da dissolução de NaOH na água, obtendo o calor cedido pela reação, com ∆H1= -12,13358072 kcal.mol^-1. Em seguida, lavamos o calorímetro e realizamos os procedimentos necessários para obtenção do calor cedido da neutralização do NaOH(aq) e HCl(aq), obtivemos assim, um ∆H2=-6,2204 kca.mol^-1. Por fim, realizamos o experimento de neutralização e dissolução entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio e obtivemos um ∆H3=-19,14522401 kcal.mol^-1.

2.Introdução

A função de estado que permite obter informações sobre as variações de energia em pressão constante é chamada de entalpia, H:

H = U + PV

Em que U, P e V são a energia interna, a pressão e o volume do sistema. Podemos ver que a entalpia é uma função de estado notando que U (da primeira lei), P e V são funções de estado; logo, H = U + PV tem de ser também função de estado. Em pressão constante temos: ∆H= ∆U+P∆V, após as substituições das equações de energia interna, considerando que o sistema só pode executar trabalho de expansão e está aberto para a atmosfera, a entalpia do sistema é igual ao calor da reação, ∆H=Q.

A entalpia não é uma medida da energia do sistema no mesmo sentido fundamental da energia interna. É na verdade um instrumento para acompanhar e explicar os efeitos da mudança de volume durante trocas de calor sob pressão constante.

Quando transferimos energia, na forma de calor, a um sistema em pressão constante, a entalpia do sistema aumenta nessa mesma proporção. Quando energia deixa um sistema em pressão constante, na forma de calor, a entalpia do sistema diminui na mesma proporção. Para ∆H<0, a reação é classificada como exotérmica, e ∆H>0 é classificada como endotérmica.

Como a entalpia é uma função de estado, o valor do ∆H é independente do caminho entre os estados iniciais e finais. O calor total da reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser dividida, é conhecida como lei de hess. Essa lei aplica-se mesmo se as reações intermediárias, ou a reação total, não podem ser realizadas na prática. Conhecidas as equações balanceadas de cada etapa e sabendo que a soma dessas equações balanceadas de cada etapa e sabendo que a soma dessas equações é igual à equação da reação de interesse, a entalpia de reação pode ser calculada a partir de qualquer sequência conveniente de reações.

3. Metodologia

3.2. Materiais e reagentes

3.2.1. Materiais

• Provetas.
• Pisseta;
• Béquer;
• Balança analítica;
• Calorímetro com termômetro.

3.2.2. Reagentes

• Água destilada;
• NaOH sólido;
• HCl 1 mol/L.

3.3. Procedimentos

3.3.1. Determinação da constante calorimétrica do calorímetro

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3.3.2. Determinação do calor de dissolução de NaOH em água

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3.3.3. Determinação do calor de neutralização do NaOH e HCl

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3.3.4. Calor de dissolução e neutralização

[pic 5]

Obs.: Todos os processos citados acima são repetidos 3 vezes.

4. Resultados e discussão

4.1. Determinação da constante calorimétrica do calorímetro

Tabela 1.

Com a coleta dos dados, o próximo passo é determinar a constante calorimétrica.

             No processo adiabático Q=0 de tal forma que o calor cedido é igual ao calor recebido. Assim, em um calorímetro perfeito a energia ganhada pela água fria, na forma de calor, terá que ser igual à energia perdida, na forma de calor, pela água quente.

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