Relatório I Físico-Química Eperimental- TERMOQUÍMICA-LEI DE HESS

Universidade Federal de Pernambuco

Centro Acadêmico do Agreste

Núcleo de Formação Docente

Química /Licenciatura – 8º período

Laboratório de Físico-Química

Relatório I

TERMOQUÍMICA-LEI DE HESS

Caruaru, 05/12/2013

INTRODUÇÃO

A termoquímica que também pode ser chamada de termodinâmica química, é o ramo da química que tem como objeto de estudo o calor (energia) produzido ou consumido nas reações químicas de acordo com os princípios enunciados na termodinâmica. Em linhas gerais a termoquímica, é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como misturas, transições de fases, reações químicas, e incluindo cálculos de grandezas tais como a capacidade térmica, o calor de combustão, o calor de formação, a entalpia e a energia livre.

Sabe-se que na termoquímica podemos usar a calorimetria para medir o calor “q” produzido ou absorvido numa reação e assim, chegar ao conceito de “calor de reação” ou variação de entalpia ΔH, que trata das mudanças de energia que ocorrem em um sistema. Portanto, em uma reação que há perca de calor dos reagentes para o meio ambiente seu valor de ΔH é negativo e a reação dita exotérmica; já se ocorrer o contrário, houver absorção de calor o valor de ΔH é positivo e a reação é dita endotérmica.

A variação de entalpia ΔH, é uma função de estado, ou seja, depende somente dos estados inicial e final do sistema e não da sequência de estados seguida pelo sistema durante a transformação. Portanto, durante a transformação de reagentes em produtos se houver mais de uma trajetória ou etapa, a variação total de entalpia ΔH será a mesma para cada uma delas. Essa regra é denominada de "Lei de Hess da Soma Constante dos Calores", ou simplesmente “Lei de Hess” nomeada assim em homenagem ao químico suíço Germain Henry Hess que a verificou a base de observações experimentais.

Uma maneira de obter a variação de entalpia de uma reação, é através de experiências calorimétricas, onde o efeito térmico de uma reação é medido usando um calorímetro adiabático assim chamado, pois, nele o sistema está isolado e não transfere calor para o meio ambiente. A temperatura no final da reação é em geral diferente da temperatura do início. Portanto, para qualquer transformação dentro do calorímetro, sob pressão constante, o primeiro princípio nos diz que Qp = ΔH = 0.

Durante este experimento foi construído um calorímetro adiabático para a determinação de calores de reação e de dissolução. No decorrer das etapas experimentais foi determinada a capacidade calorífica do calorímetro construído, o calor de neutralização (reação ácido-base) e calor de dissolução de um sólido. Concluindo a prática, foi feita a verificação experimental da lei de Hess, sendo esse o objetivo do experimento.

MATERIAIS E REAGENTES

2 béqueres de 250 mL Placa de aquecimento

Béquer de 1000 mL Tampa de isopor

Proveta de 100 mL Toalhas de papel

Bastão de vidro NaOH sólido

Vidro de relógio Solução de HCl 1,0 M

Termômetro

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.1 Construção do Calorímetro

Um béquer (250 mL) foi pesado limpo e seco de tal maneira que a máxima diferença entre duas medidas subsequentes e espaçadas de 30 segundos, fosse ± 0,05 g.

Este béquer foi envolvido pelos lados e por baixo com toalhas de papel amassadas. As toalhas de papel não deveriam ser amarradas nem compactadas fortemente ao redor do béquer, mas deixadas fofas de forma que formassem bolsas de ar preso, o verdadeiro isolante.

Este conjunto foi imobilizado dentro do outro béquer (1000 mL). A tampa de isopor foi colocada, com um pequeno orifício no centro com o termômetro, no béquer menor. Feito isto o calorímetro estava construído.

3.2 Determinação da Capacidade Calorífica do Calorímetro

Esta determinação foi necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. A calibração foi feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de água fria e quente, uma vez que o calor específico da água é conhecido (Use água destilada). A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 1°C.

Com o auxílio de uma proveta foi adicionado ao béquer de 250 mL dentro do calorímetro, 100,0 mL de água fria (temperatura ambiente) e anotou-se a temperatura (T1).

Foi aquecido mais ou menos 150 mL de água até aproximadamente 70 °C, em seguida medido 100 mL da água quente com uma proveta e esperou-se estabilizar a temperatura.

A temperatura da água quente na proveta foi medida e anotada no caderno de laboratório (T2).

Foi adicionada a água aquecida à água fria, no interior do calorímetro. O calorímetro foi tampado com o isopor, e inserido o termômetro pelo orifício, agitou-se levemente o calorímetro e foi medida a temperatura (T3) a cada 15 segundos por três minutos.

Calcular a capacidade calorífica do calorímetro. Lembrar-se que capacidade calorífica molar da água próximo a 25 °C é de 75,291 J/K•mol e de que a quantidade de água pode ser determinada através do volume de água empregada e da densidade desta. Para os cálculos não esquecer que o processo é adiabático (q = 0) e que q = qf + qq + qc, onde qf é o calor da água fria, qq o calor da água quente e qc o calor trocado entre o calorímetro e a água. O valor da capacidade calorífica do calorímetro será utilizado no experimento.

3.3 Verificação experimental da lei de Hess.

DISSOLUÇÃO: Determinação do calor de dissolução do NaOH (s) em água.