Relatório de Fisico-Química Experimental I - Determinação de Calores de Reação e Aplicação Da Lei de Hess

 

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE GOIÁS UNIDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS GRADUAÇÃO EM QUÍMICA INDUSTRIAL

AULA Nº. 09 DETERMINAÇÃO DE CALORES DE REAÇÃO E APLICAÇÃO DA LEI DE HESS

Thiago Oliveira Lopes, Glauco César e Eduardo Andrade. Professora: Msc. Lílian Camargo; Disciplina: Físico-Química Experimental I Experimento realizado dia 18/05/2009.

1. INTRO NTROD DUÇ UÇÃO ÃO:: At Atra ravé véss da expe experi riên ênci ciaa diár diária ia,, o conceito de calor como sendo uma forma de energia que flui do mais quente para o mais frio, surge de maneira quase que intuitiva. Enquanto outras formas de energia podem ser convertidas integralmente em calor, o inv inver ersso não não é poss possív ível el.. Nas re reaç açõe õess quím químiica cass, gra rannde par arte te das ener energgias ias envo envolv lvid idas as na nass inter interaç açõe õess de natu nature reza za elétrica ou magnética, aparece sob des ca calo lorr ou de tr trab abal alho ho. . Mu Muit itas as forma reaç reaçõe ões oc ocor orre rem m com com li libe bera raçã çãoo de calor calor para para o ambiente, sendo denominadas exotérmicas. Outr Ou tras as,, endo endoté térm rmica icas, s, re reti tira ram m calo calorr do ambiente com conseqüente abaixamento de temperatura [2]. Pode ser demonstrado que o calor  transferido em uma mudança de estado à   press pressão ão con consta stante nte,, é igu igual al à var variaçã iaçãoo de [2] entalpia do sistema, Q p = ∆ H    . Em alguns casos é possível determinar diretamente o calor de formação de um composto conduzindo a reação de formaç for mação ão num cal calorí orímet metro ro e med medind indoo o

efeito do calor produzido. Como exemplo [1] : C ( grafita

)

+ O2 ( g ) →CO 2 ( g )

∆  H °  f   = −393 ,51

kJ  / mol 

e  H 2( g )

+

1 2

O2

→ H 2 O( l )

 H °  f   = −285 ,83 ∆

kJ  / mol 

Já a maioria das reações de formaç for mação ão são ina inadeq dequad uadas as par paraa med medidas idas calor calorimé imétr tric icas as;; esse essess calo calore ress de re reaç ação ão   pre precis cisam am se deter determin minad ados os por por mé méto todo doss indiretos. Como por exemplo: C ( grafita)

+

2 H 2 ( g )

→

CH 4 ( g )

 No caso da reação acima, o metano queima facilm cilmeente e gera produtos definidos, portanto essa combustão pode ser  usada para achar sua entalpia de formação.

 

Os comp compos osto toss orgâ orgâni nico coss que que cont contem em soment som entee car carbon bono, o, hid hidrog rogêni ênioo e oxi oxigên gênio io queima que imam m for forman mando do dió dióxid xidoo de car carbon bonoo [2] gasoso e água liquida . CH 4 ( g )

+

2O2 ( g )

CO2( g )

→

+

2 H 2 O(l )

O calor calor de comb combus ustã tãoo me medi dido do é ∆  H °comb = −890 ,36 kJ  / mol  . Em ter termo moss da dass enta entalp lpia iass de subs ubstanc tancia iass individuais: ∆ H °comb =  H °(CO 2 ( g ) ) + 2 H °( H 2 O( l ) ) −

 H °(CH  4 ( g ) )

Substit ituuind indo as entalpi lpias de formação do dióxido de carbono e da água conhecidas, temos:  H °(CH  4 ( g ) )

= −393

,51 + 2( −285 ,83 ) −

( −890 ,36 )

 H °(CH 4 ( g ) )

= −74,81

kJ  / mol 

A mudança de estado de um sistem sistemaa pro produz duzida ida por uma dad dadaa rea reação ção química é bem definida. A correspondente variaç var iação ão de entalpi entalpiaa é tam também bém def definid inida, a,  pois a entalpia é uma função de estado. Po Port rtan anto to,, se tr tran ansf sfor orma marm rmos os um dado dado conjun con junto to de rea reaçõe ções, s, a var variaç iação ão total total da entalpia será a mesma para cada seqüência de reações, a variação total de entalpia será a mesma para cada seqüência. Essa regra, quee é um qu umaa cons conseq eqüê üênc ncia ia do prim primei eiro ro   princípio da termodinâmica, era originalmente conhecida com lei de Hess ou da Soma constante de calores [1].

determinam os calores de reação e constatar  a lei de Hess.

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL [2]:

PAR TE I: Determina PARTE Deter minação ção da 3.1 capacidade calorífica de um calorímetro

Em uma proveta, mediu-se 200,0 mL de águ água des destila tilada da.. Esta Esta água água foi colocada no calorímetro, onde foi agitada, até que que a temp tempeera ratu tura ra perm perman anec eceesse sse constante cons tante (ess (essaa temper temperatura atura foi anota anotada). da). Feito Feito isso isso,, adic adicion ionou ou-s -see ao calo calorí ríme metro tro cont conten endo do a água água,, 9,95 9,95gg de clor cloret etoo de amô môni nioo. Agito gitouu-sse e obse bservo rvouu-se se a temperatura mínima alcançada. Para determinação determinação da dens densidade idade da solução soluç ão resul resultante, tante, utilizouutilizou-se se o método do  picnômetro.

3.2  PARTE II: Constatação da Lei de Hess

Dissolução do hidróxido de sódio em água ( ∆ H 1 ): 

Ut Utili iliza zand ndoo a prov provet eta, a, me medi diuu-se se 200,0 mL de água destilada, colocou-se no calorímetro e agitou-se até que temperatura   per perma mane neces cesse se cons consta tant nte. e.

Em segu seguida ida,,

adicionouadicio nou-se se 2,02 g de hidró hidróxido xido de sódio sódio,, agito agitouu-se se e  obs observ ervouou-se se a tem temper peratu atura ra

n

k 

∆ H ° = Σ H °( produtos ) i − Σ  H °( reagentes i =1

  j =1

)

  j

2. OBJETIVO: Determinar a capacidade calorífica de um calo calorí ríme metr tro, o, veri verifi fica carr como como se

máxima alcançada. Reação entre o hidróxido de sódio e ácido clorídrico ( ∆ H 2 ): 

Foram medidos 100,0 mL de solução de ácido cloríd clorídrico rico 0,50 mol/L, transferiu transferiu-se -se

2

 

  par paraa o calor calorím ímet etro ro e a temp temper eratu atura ra foi foi

Sabe-se que o calor de dissolução

verificada. Então, adicionou-se 100,0 mL

da reação é igual ao calor absorvido pela

de solu soluçã çãoo de hidr hidróx óxid idoo de sódi sódioo 0,50 0,50

solu soluçã çãoo ma mais is o cal aloor absor bsorvi vido do pel eloo

mol/L, agitou-se rapidamente e mais uma

calorímetro. Então:

vez a temperatura máxima foi observada. n × ∆ H dissolução

Reação entre o hidróxido de sódio sólido e ácido clorídrico ( ∆ H 3 ): 

= ρ ×V  × c sol  × ∆T  + C cal  × ∆T 

A massa molecular do sal usado é de

53 , 49

g/m /mol

, e tendo usado 0,186 mol

do sal, isso implica que o calor específico é O procedimento anterior foi repetido, no entanto, utilizou-se 100,0 mL de solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L, no lugar dos 200,0 mL de água destilada. Novamente a temperatura máxima foi observada. Dens ensid idaade

determina inada

pelo

método do picnômetro. OBS.:.: Tod OBS Todas as as tem temper peratu aturas ras (in (inicia iciais is e

de:

c

=1,572

temperaturas

.

Sendo

inicial

e

as final,

respectivamente, 296,15 K e 292,15 K, o volume da solução de cloreto usada de 200 mL e a dens densid idad adee igua iguall a 1,0 ,009 09g/ g/cm cm³³ capacidade calorífica do calorímetro é de: 0,186

×1520 =1,009 × 200 ×1,572 × ( −4) + C cal  × ( −4)

finais) foram anotadas para a execução dos

C cal 

cálculos.

C cal 

4. RESULTADOS DISCUSSÕES:

 J  /  g  gK  K 

=

1551 ,638 −4

= 387 ,91

 J  / mol 

E 4.2  PARTE II: Constatação da Lei de Hess

4.1  PARTE PARTE I: Determin Determinação ação da ca capa paci cida dade de calo calorí rífi fica ca de um calorímetro

Par araa

dete deterrmina minarr

a

Dissolução do hidróxido de sódio em água ( ∆ H 1 ): 

capa capaccidad idadee

calorífica calor ífica do calorí calorímetro, metro, tomamos como referência a reação de dissolução do cloreto

 NaOH ( s ) +  H 2 O(l )

→

+

 N  Na a

( aq .) +

−

O H  ( aq.)

∆ H 1 = ρ  sol  ×V  sol  × c hidróxido × ∆T  − C cal  cal  × ∆T 

de amônio (com ∆ H  conhecido). A  NH 4 Cl ( aq )

→

∆ H dissolução

C cloreto

+

 NH 4 ( aq.)

de amônio

= 1520

+

−

Cl 

( aq .)

da

solução

foi

determ det ermina inada da pel peloo mét método odo do cal calorí orímetr metroo (1,00 1,0088 g/cm g/cm³) ³),, o volu volume me da solu oluçã çãoo

 J  / mol 

= 84 ,1

densidade

estudada era de 200 mL, de acordo com a

 J  / mol 

tabe tabela la o calo calorr espe especí cífi fico co da solu solução ção de

3

 

 NaOH é de 1,285 J/g.K e

∆T  =

294,15 – 

A densidade calculada da solução foi de 1,022 g/mL, o volume da solução era de

297,15 = 2 K. Portanto:

100 mL, a capacidade calorífica da solução ∆ H 1 = 1,008 × 200 ×1,285 ×3 − 387 ,91 ×3

 H 1 = −2186 ∆

de acordo com a tabela era de 29,1 J/mol.K  ou 0,797 J/g.K e

,562  J 

∆T  =

299,15 -294,15 = 5

K. Reação entre o hidróxido de sódio e ácido clorídrico ( ∆ H 2 ): 

∆  H 3 = 1,022 ×100 × 0,797 × 5 − 987 ,91 × 5

 H 3 = −4532 ∆

 Na

+

 Na

−

( aq .) +

OH 

( aq .) +

Cl 

−

( aq .) +

 H 

+

( aq .) +

−

Cl 

( aq .) →

Ou seja, foram liberados 4532,283

−

( aq .)

 joules nesta reação (reação exotérmica).

∆  H 2 = ρ  sol  ×V  sol  × c sol  × ∆T  −

C cal 

,283  J 

× ∆T 



Lei de Hess:

A densidade da solução calculada Segundo a Lei de Hess:

foi de 1,004 g/cm³, o volume da solução era de 200 mL, de acordo com a tabela o calor  específico da solução era de 50,5 J/K.mol ou 0,863 J/g.K e

∆T 

Microsoft Equation 3.0

= 296,65 – 294,15 =

∆ H 3 = ∆ H 1 + ∆H 2

2,5 K.

Porém

∆ H 2 = 1,004 × 200 × 0,863 × 2,5 − 387 ,91 ×

 H 1 + ∆ H 2 = −2723 ∆ ∆  H 2 = −536

,549  J  ∆  H 3 = −4532

,83  J  ,

,111  J  ,

o que que demo demons nstr traa

um erro erro expe experi rime ment ntal al,, Ou seja, foram liberados 536,549  joules nesta reação (reação exotérmica).

enq enquant uantoo

prov provav avel elmen mente te

devido ao calorímetro.

5. CONCLUSÃO:

Reação entre o hidróxido de sódio sólido e ácido clorídrico ( ∆ H 3 ): 

Após a realização dos experimentos  NaOH ( s ) +  H   Na

+

( aq .) +

+

OH 

−

−

( aq .) +

Cl 

( aq .) +

Cl 

concluímos que reações com ∆ H  < 0 são

( aq ) →

exot exotér érmi mica cas, s, re reaç açõe õess com com

−

( aq .)

∆ H  > 0 são

endotér térmica icas e que ental talpia é uma  propriedade de estado, ou seja, não depende

∆ H 3 = ρ  sol  ×V  sol  × c sol  × ∆T  − C cal  × ∆T 

 

do caminho e, portanto a Lei de Hess é válida.

4

 

Entretanto os valores duvidosos e a alta perda atribuída ao calorímetro e a não   purez purezaa dos rea reagen gentes tes com compro promet metera eram m os resultados finais.

6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA: [1]

Adaptado

de: “  Fun Fund damen amento toss de Fí Físi sico co-Q -Quí uím mica ic”;a CAST CA STEL ELLA LAN. N. Gi Gilb lber ert; t; tr trad aduz uzid idoo de “  Physi Physical cal Chemis Chemistry try ” por SANTOS, Cristina Maria Pereira e FARIA Roberto de Barr Barros os;; Ri Rioo de Ja Jane neiro iro,, RJ RJ,, Bras Brasil il;; Ed. Ed. LTC; 2001.

[2]

Adaptado de: “Apostila de   Fís Físic icoo-Qu Quím ímic ica a Expe Experi rime ment ntal al I e II” II”; SILVA, Valmir Jacinto.

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