Lei De Hess

RESUMO

O trabalho de pesquisa foi feito com o objetivo de introduzir a termodinâmica e a lei de Hess e utilizando sua teoria e cálculos necessários quando feito o experimento. O resultado esperado com o experimento é achar os valores de entalpia próxima aos tabelados anteriormente das substancias que foram utilizadas no experimento. E também o porquê teria os erros aos valores calculados. Assim então concluindo como experimento é eficaz e serve para informar a emissão de calor nas reações químicas.

INTRODUÇÃO

As substancias podem se combinar a outras substancias, fazendo assim com que ocorram as reações químicas. E as reações químicas por si só são acompanhadas de trocas de energia. Na química tratamos que energia é uma medida da capacidade de realizar trabalho (1).

Para o estudo da energia e suas transformações, principalmente as que ocorrem nas reações químicas foi adotada um método em que estudos foram feitos e publicados chamado de termodinâmica.

A termodinâmica foi baseada em duas leis naturais. A primeira lei preocupa-se em acompanhar as variações de energia e permite o calculo da quantidade de calor produzida. A segunda lei explica por que algumas reações ocorrem, mas outras não. (1) E na termodinâmica a capacidade de realizar trabalho é chamada de energia interna.

A energia interna de um sistema pode ser afetada com a vizinhança podendo com ela haver trocas de calor.

O calor é energia transferida devido a diferencia de temperatura em um sistema, sendo medido em joules (1). O sinal do calor pode ser positivo ou negativo. Quando o calor é positivo, quer dizer que energia foi absorvida para o sistema, e é chamado de processo endotérmico. Quando o calor é negativo a energia do sistema foi liberada chamamos assim de processo exotérmico. O calculo de calor é feito quando se sabe a capacidade calorifica (C) do sistema que é a razão entre o calor fornecido e o aumento da temperatura.

C=q/∆T

A capacidade calorifica é calculada pelo calor especifico (c) que é tabelada vezes a massa do sistema. Logo a equação de calor pode ser dada por

q=m.c.∆T

No sistema quando se tem volume constante não há trabalho de expansão logo a variação de energia interna é igual à energia fornecida ao sistema na forma de calor. Muitas reações químicas ocorrem em recipiente aberto, logo tem pressão constante da atmosfera (1atm).

A função de estado que permite calcular as variações de energia à pressão constante é chamada de entalpia. A variação da entalpia será então igual ao calor fornecido ao sistema (1). Quando a variação de entalpia é positiva o processo é endotérmico, quando negativo o processo é exotérmico.

Qualquer reação química é acompanhada por transferência de energia, na forma de calor. O calor da reação é a diferença entre as entalpias dos reagentes e dos produtos.

ΔH = ⅀Hprodutos - ⅀Hreagentes

Com a pressão constante o ΔH é igual à quantidade de fluxo de calor.

∆H=q

A variação de entalpia em um processo físico é a soma das variações de entalpia em uma serie de etapas. Para as reações químicas é conhecida a lei de Hess, a entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser dividida.

PARTE EXPERIMENTAL

Para a realização do experimento de Lei de Hess foi utilizado:

3 Erlenmeyer de 250mL

Termômetro

Balança Analítica

Proveta de 100mL

Vidro de Relógio

Bastão de vidro

Água destilada

HCl 1mol/L

NaOH sólido

O procedimento consiste de três etapas, a primeira é a dissolução do NaOH(s) na água. Para essa dissolução foi pesado o Erlenmeyer, tentando retirar as impurezas. Anotado a sua massa foi adicionado 50mL de água destilada e medida a temperatura. Enquanto isso foi pesado uma massa bem próxima de 2g de NaOH. Foi adicionado também o hidróxido de sódio no Erlenmeyer, após agitado a solução, foi medida a temperatura de equilíbrio.

Já a segunda parte do experimento, consiste da reação de ácido clorídrico aquoso e hidróxido de sódio sólido. Foi pesado outro Erlenmeyer e adicionado 50mL de uma solução 1mol/L, foi medido a temperatura inicial. Após isso foi adicionado uma massa próxima de 2g de hidróxido de sódio na solução de ácido. Após agitado, foi medida a temperatura de equilíbrio.

A terceira etapa, é repetição do procedimento na pesagem do Erlenmeyer, foi adicionada a solução final da primeira etapa (50mL de NaOH 1mol/L), foi medida a temperatura do início. Após isso foi adicionado 50 mL de HCl 1mol/L, foi medido ao final a temperatura de equilíbrio.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

De acordo com o procedimento descrito, pode-se criar uma tabela com os resultados que obtivemos de temperatura e massa de cada reação.

Tabela 1. Dados dos experimentos

1ª Reação 2ª Reação 3ª Reação

T de equilíbrio(ºC) 23 24 25,5

T máxima(ºC) 30 40 30

Massa do Erlenmeyern(g) 103,8918 71,3582 119,2655

Massa da solução(g) 50 50 100

Com os dados obtidos da tabela, calcula-se o calor de cada reação e os compara com os valores teóricos da variação de entalpia.

∆H= Qr/nª de mols de NaOH

Sendo que Qr é o calor da reação, ou seja:

Qr= - (Qerlenmeyer + Qsolução)

Onde cada expressão do calor é calculada através de Q=mc∆T.

1ªReação:

Qr = - [(mc∆T)erlenmeyer] + (mc∆T)solução]

Qr = - [(103,8918 x 0,25 x 7) + (50 x 0,94 x 7)]

Qr