DEPARTAMENTO DE CIÊNIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS LEI DE HESS
Por: Matheus Ferreira • 14/12/2019 • Relatório de pesquisa • 1.569 Palavras (7 Páginas) • 339 Visualizações
[pic 1]
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
[pic 2]
3.3.2. Determinação do calor de dissolução de NaOH em água
[pic 3]
3.3.3. Determinação do calor de neutralização do NaOH e HCl
[pic 4]
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
T. Ambiente(ºC) | T. Água quente (ºC) | T. Mistura (ºC) | (ºC)[pic 6] | (ºC)[pic 7] |
27 | 70 | 47 | 20 | 23 |
27 | 70 | 47 | 20 | 23 |
27 | 70 | 46 | 19 | 24 |
Médias | - | - | 19,66 | 23,33 |
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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