Lei De Hess

1. INTRODUÇÃO

1.1 Calorimetro

O calorímetro é um aparelho isolado termicamente do meio ambiente e muito utilizado nos laboratórios de ensino para fazer estudos sobre a quantidade de calor trocado entre dois ou mais corpos de temperaturas diferentes. É um recipiente de formato bem simples, construído para que não ocorra troca de calor entre o mesmo e o meio ambiente. Existem vários formatos de calorímetro, mas todos são constituídos basicamente de um recipiente de paredes finas que é envolvido por outro recipiente fechado de paredes mais grossas e isolantes. O calorímetro evita a entrada ou saída de calor assim como na garrafa térmica, por exemplo. No nosso experimento foi utilizado um copo plástico, e uma garrada de isopor como isolante térmico.

1.2 Lei de Hess

Germain Henry Hess nasceu na Suíça, em 1802, e faleceu na Rússia, em 1850. Foi professor na Universidade de São Petersburgo. Hess foi um dos pioneiros da Físico-Química, estudando os calores das reações químicas e as relações desses calores com a afinidade entre as substâncias e com as forças de ligação entre os elementos químicos.

A lei de Hess, que é experimental, de fundamental importância no estudo da termoquímica, estabelece que: o calor liberado ou absorvido numa reação química independe dos estados intermediários pelos quais a reação passa, ou seja, a variação de entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.

Utilizando a lei de Hess, é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através da soma algébrica de equações químicas, como mostra o exemplo abaixo:

C(grafite) + O2(g) → CO2(g)

Podemos admitir dois caminhos. São eles:

primeiro caminho: C(grafite) + O2(g) → CO2(g) Δ H = -393,3 kJ

segundo caminho: C(grafite) + 12O2(g)→ CO2(g) ΔH 1 = -110,3 kJ

CO(g) + 12O2(g) → CO2(g) ΔH2 = -283,0 kJ

Somando: ΔH1 + H2 = -110,3 - 283,0 = -393,3 kJ

Logo: ΔH = ΔH1 + ΔH2

Graficamente, temos:

Fig.1 : Gráfico da reação

Então, dizemos que, partindo-se sempre de um mesmo estado inicial e chegando-se sempre a um mesmo estado final, o Δ H será sempre o mesmo, quer a reação seja direta, quer ela se efetue em várias etapas. A lei de Hess pode ser considerada, atualmente, como uma simples consequência do princípio da conservação de energia ou do primeiro princípio da termodinâmica.

2. Objetivo

3. Procedimento experimental.

3.1 Capacidades caloríficas do calorímetro

Pesamos 5,01 g de nitrato de potássio.

Medimos numa proveta 100 mL de água destilada, e colocamos no calorímetro e agitamos com cuidado, até que a temperatura constante foi de 25º.

Colocamos o nitrato de potássio no calorímetro, agitamos com cuidado e obtivemos a temperatura de 21º.

Colocamos a solução numa proveta e determinamos a densidade com um densímetro.

Após a determinação colocamos a solução de nitrato de potássio num recipiente para recuperação.

nkno3= M/MM = 5,010/101= 0,0496 mol

Q diss= nkno3 x ΔHdiss

Q diss= 0,0496 x 8,34 x 1000

Q diss= 413,664 cal

Q solução = d x V x C x ΔT

Q solução = 1,03 x 100 x 0,94 x 4

Q solução = 387,28 cal

Q diss= Q solução + Q calorímetro

413,4 = 387,28 + Q calorímetro

Q calorímetro= 26,12 cal

Q calorímetro = C x ΔT

26,12 = C x 4

C = 6,53 cal/ ºC

3.2 Constatação da lei de Hess

a) Dissolução de hidróxido de sódio em água

Medimos em uma proveta, 100 mL de água destilada, colocamos no calorímetro agitando com cuidado até atingir a temperatura constante. Anotamos a temperatura que foi de 25º

Pesamos 1,0 g de hidróxido de sódio sólido.

Colocamos o NaOH no calorímetro, agitamos . A temperatura máxima alcançada foi 27º.

Q solução = d x V x C x ΔT

Q solução = 1,01 x 100 x 0,98 x 2

Q solução = 197,96

Q calorímetro = C x ΔT

Q calorímetro = 6,53 x 2

Q calorímetro = 13,06 cal

Q reação = Q solução + Q calorímetro

Q reação = 197,96 + 13,06

Q reação = 211,02

NNaOH= 0,996/40 = 0,0249 mol

ΔHdiss= Q realção / NNaOH= 211,02/0,0249 = 8474,70 cal/mol

Q diss= nNaOH x ΔHdiss

Q diss = 0,0249 x 8474,70 = 211,02 cal

b) Reação entre o NaOH sólido e HCl

Repetimos as mesmas operações do item anterior substituindo a água por 50 mL de HCl 0,25M no lugar de 100 mL de água. A temperatura máxima alcançada foi 32º

Q solução = d x V x C x ΔT

Q solução = 1,01 x 50 x 0,98 x 7

Q solução = 346,43 cal

Q calorímetro = C x ΔT

Q