O Colegiado de Engenharia Química

[pic 1]

Universidade Estadual de Santa Cruz

Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas- DCET

Colegiado de Engenharia Química

Lei de Hess

Crislândia Carvalho do Amparo

Ester Oliveira dos Santos

Ilhéus-BA

2019

Crislândia Carvalho do Amparo

Ester Oliveira dos Santos

Lei de Hess

[pic 2]

Ilhéus – BA

2019

1. INTRODUÇÃO

A entalpia de reação (∆Hr) é a variação de entalpia definida pela diferença entre a quantidade de calor do sistema após a transformação do sistema (∆Hf) e a quantidade de calor (∆Hi). De modo que a entalpia de reação é dada por:

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∆Hi e ∆Hf são referenciados como entalpia dos produtos e dos reagentes. Sendo este processo conhecido como Lei de Hess que diz: A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que podem ser divididas.

Conhecendo assim a equação de cada entalpia podemos então calcular a entalpia de reação.

Como a entalpia é uma função de estado ou, seja, depende somente do estado atual do sistema independente da maneira da qual o estado foi atingido permite que a reação possa ser visualizada em várias etapas. Porém para fazer uso da Lei de Hess precisa-se de uma sequencia de reações ao serem somadas resultem na equação de interesse.

(ATKIS, Princípios da Química 5ªed )

2. OBJETIVO

Validar a Lei de Hess com base nos calores liberados nas reações de dissolução e neutralização de um ácido e uma base forte.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 - Materiais e reagentes

• Balança analítica;
• Béquer (50mL);
• Bureta (50mL);
• Calorímetro;
• Espátula;
• Piseta com água destilada;
• Pipeta Volumétrica;
• Placa Aquecedora;
• Proveta;
• Termômetro;
• Água destilada;
• Solução de hidróxido de sódio (0,50 ml/L);
• Hidróxido de sódio sólido;
• Solução de ácido clorídrico (0,25 mol/L);
• Solução de ácido clorídrico (0,50 mol/L).

3.2 – Procedimentos

3.2.1 - Determinação da constante calorimétrica do calorímetro

Com o auxílio de uma proveta colocou-se no calorímetro 50,0mL de água destilada (temperatura ambiente) e mediu-se a temperatura. Em seguida adicionou-se ao calorímetro 50,0mL de água a 70°C, previamente aquecida na placa aquecedora, tampou-se e o agitou até homogeneizar a solução resultante. Foram anotadas as temperaturas do equilíbrio térmico.

3.2.2 – Determinação do calor de dissolução do NaOH(s) em água

Adicionou-se 99,0mL de água (temperatura ambiente) no calorímetro com o auxílio de uma bureta e adicionou-se aproximadamente 1,0 g de NaOH(s) previamente pesado em vidro de relógio na balança analítica. Fechou-se e agitou levemente até dissolver todo o hidróxido de sódio. Após alguns minutos (2 ou 3) mediu-se a temperatura da água do sistema após entrar em equilíbrio.

3.2.3 – Determinação do calor de neutralização NaOH(aq) e HCl(aq)

Lavou-se o calorímetro e foram adicionados 50 mL de solução de NaOH(aq) 0,5 mol/L com o auxílio de uma pipeta volumétrica e em seguida 50 mL de HCl(aq) 0,5 mol/L com o auxilio de uma proveta. Fechou-se rapidamente e mediu-se a temperatura do sistema após entrar em equilíbrio.

3.2.4 – Calor de dissolução e neutralização NaOH(s) e HCl(aq)

Lavou-se o calorímetro e foram adicionados 99,0 mL de ácido clorídrico 0,25 mol/L, deixou-se o sistema entrar em equilíbrio mediu-se a sua temperatura. Pesou-se 1,0 g de NaOH(s) e adicionou-se a base no calorímetro. Fechou-se rapidamente, homogeneizou-se a solução  e anotou-se a temperatura mais alta do sistema.

Obs.: Todos os procedimentos foram feitos em triplicata.

4. RESULTADOS E DISCUSSÕES

4.1 - Determinação da constante calorimétrica do calorímetro

A calibração do calorímetro é necessária porque este troca calor com o sistema que está sendo investigado no seu interior, além disso, como se trata de um calorímetro real e rudimentar pode ocorrer troca de calor entre o sistema e a vizinhança.

Quadro 1: Temperaturas da água.
Temperatura (°C)	ÁGUA FRIA	ÁGUA QUENTE	FRIA+QUENTE
T1	25	70	46
T2	26	70	47
T3	28	70	48
Média	26,33	70	46,33

Com os valores do quadro 1 encontrou-se a capacidade calorífica do calorímetro a partir da equação:

Q = q(água fria) + q(água quente) + q(calor trocado)

Segue-se os cálculos abaixo com Q = 0 ( quantidade de calor) pois,  o processo é adiabático:

q(água fria) + q(água quente) + q(cal) = 0

[m·c (Tf – Ti)] (água fria) + [m·c (Tf – 70)] (água quente) + C cal (Tf – Ti) = 0

                   [pic 4]

C cal = 12,289cal/°C

Dados:  m = massa da água; q(cal) = calor do calorímetro; Ti = média da temperatura da água fria; Tf = média da temperatura da mistura (fria + quente); C cal = capacidade calorífica do calorímetro; densidade da água 1g/mL; c = calor específico da água 1cal/°C.