Relatorio- Verificação Experimental da Lei de Hess PDF

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Relatório de pratica de laboratório com todos os procedimentos e discussões....

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Universidade do Estado da Bahia - UNEB Departamento de Ciências Exatas e da Terra – Campus I Licenciatura em Química Disciplina: Química Geral II

Verificação Experimental da Lei de Hess Relatório da prática do dia 31/08

Setembro de 2016 Salvador

1. OBJETIVO Calcular a quantidade de calor liberado em cada uma das etapas de reação e comparar com a quantidade de calor da etapa final (global); comparar os dados teóricos aos dados experimentais; discutir o que foi observado e comparar com a literatura química; chegar a um resultado acerca da validade da lei de Hess. 2. RESUMO O experimento tem o objetivo de verificar a validade da lei de Hess através do cálculo do calor liberado nas etapas da reação e da reação final comparando-os aos valores da literatura química. O valor da variação de energia foram: ΔH 1 = -17,5217 J.mol-1, ΔH2 =-55,3362 kJ.mol-1, ΔH3 = -25,124 kJ.mol-1. Porém ΔH2 = ΔH1 + ΔH3 = −42,64 kJ . mol−1 , uma diferença de 22,93% entre o cálculo feito por partes e o cálculo feito a partir de uma reação. Por mais que seja possível calcular a variação de energia liberada ou absorvida pela reação na etapa global, esta terá uma porcentagem de diferença quando calculada por partes, através dos experimentos feito por partes (etapas intermediárias), como aconteceu neste experimento.

3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA O sistema, na química, é uma parte do universo que se deseja estudar, e ele pode ou não interagir com a vizinhança. O sistema pode ser aberto, fechado ou isolado, e seu estado influencia na interação com o meio ao redor (com a vizinhança). O calor é uma forma de energia (a energia em transito). A quantidade de calor, q, é a quantidade de calor absorvida por um sistema. Quando q é um número positivo significa que o sistema absorveu tal valor da vizinhança. Quando o valor de q é negativo, significa que ele liberou tal valor para a vizinhança. A primeira lei da Termodinâmica diz que a energia não pode ser criada nem destruída, ou seja, a energia é conservada. Portanto, qualquer energia perdida será absorvida, será aproveitada de alguma forma. Por exemplo: uma determinada energia é liberada pelo sistema é aproveitada pela vizinhança. A energia do sistema é a soma de toda energia cinética e potencial de todos os componentes do sistema. A entalpia diz respeito a quantidade de energia em uma determinada reação. E para calcular o calor de um sistema se usa a variação de entalpia e a mesma é igual ao calor fornecido ao sistema em pressão constante. E para um processo endotérmico ∆H > 0; para um processo exotérmico ∆H < 0. (Atkins & Jones p. 254). Ainda de acordo com a primeira lei, a quantidade de calor que é absorvida ou liberada por um sistema durante uma variação depende de como a variação ocorre. Depende especificamente de quanto trabalho é realizado durante o processo. Se o sistema é impedido de se expandir (ou de se contrair), isso é, se é mantido em volume constante, não pode realizar trabalho sobre ele durante qualquer transformação. Logo q

= ∆U – w = ∆U – 0 = ∆U (à volume constante), o que significa que o calor absorvido durante o processo à volume constante é igual à variação de energia do sistema. (Russel p. 117) Função de estado é propriedade onde só depende da condição atual, ou seja, não interessa o caminho percorrido para chegar ao resultado final. Logo, a entalpia é uma função de estado, pois o que importa é a variação de entalpia e não como aconteceu essa variação. Por entalpia ser uma função de estado, a variação de entalpia irá depender da quantidade que sofreu a variação de da natureza do estado inicial dos reagentes e do estado final dos produtos. Ou seja, uma reação poderá acontecer em uma só etapa ou em uma série de etapas. Contudo, o ∆H (entalpia) resultante terá que ser a mesma. A lei de Hess estabelece que a reação pode ser executada em uma série de etapas, o ∆H da reação será igual a soma das variações de entalpia das etapas individuais. A variação de entalpia total do processo é independente do número de etapas ou da natureza particular da maneira pela qual a reação é executada. Podemos, então, calcular o ∆H para qualquer processo, desde que encontremos uma rota para que o ∆H seja conhecido para cada etapa. O calor liberado ou absorvido durante as transformações físicas e químicas é medido através de um calorímetro. Para calcular a quantidade de calor liberado ou absorvido durante a reação é necessário conhecer a capacidade calorífera que nada mais é do que a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de um sistema a 1ºC. 4. MATERIAIS E MÉTODOS 4.1 REAGENTES E SOLUÇÕES Hidróxido de Sódio (NaOH) sólido Ácido Clorídrico 1 mol L-1 Hidróxido de Sódio 1 mol L-1 Água destilada 4.2 VIDRARIAS Erlenmeyer de 250 mL Proveta graduada de 50 mL Proveta graduada de 100 mL Béquer de 250 mL 4.3 EQUIPAMENTOS E OUTROS MATERIAIS Balança semi-analítica Termômetro com escala de -10° C a 100° C

4.4 PROCEDIMENTO 1- Dissolução do NaOH (Hidróxido de Sódio sólido) na água.  A massa do erlenmeyer 1, limpo e seco, foi medida através de uma balança analítica, e em seguida foi anotada.  100 mL de água foram medidas numa proveta e transferidas para o erlenmeyer. Em seguida a temperatura da água foi anotada.  Em um vidro de relógio foram medidos 4,00g de Hidróxido de Sódio sólido com o auxílio de uma balança e em seguida foi anotado o valor.  O Hidróxido de Sódio sólido transferido para o erlenmeyer com água. A solução foi agitada lentamente com a ajuda de um termômetro até a total dissolução. A temperatura máxima da reação ocorrida no sistema foi anotada em seguida. 2- Reação de HCl(aq) (Ácido Clorídrico) com NaOH (Hidróxido de Sódio sólido).  A massa do erlenmeyer 2, limpo e seco, foi medido através de uma balança e anotada.  Em uma proveta foi medido 100 mL de ácido clorídrico 1 mol.L-1 e transferido para o erlenmeyer. Com o auxílio de um termômetro, foi medida a temperatura do ácido. Em um relógio de vidro, foram medidos 4,00g de Hidróxido de sódio sólido.  O Hidróxido de sódio foi transferido para o erlenmeyer. 3- Reação do Ácido Clorídrico (HCl aquoso) com Hidróxido de Sódio (NaOH aquoso).  Foi medida a massa do erlenmeyer limpo e seco, e anotada em seguida.  50 mL de ácido clorídrico 1 mol. L-1 foi transferido pra o erlenmeyer. A temperatura do líquido foi medida e em seguida anotada.  Com o auxílio da proveta foi medido 50 mL de Hidróxido de sódio 1 mol. L-1, e quando estiver em equilíbrio com o ambiente (temperatura ambiente), adicionar cuidadosamente o erlenmeyer com ácido clorídrico.  Agitar, lentamente, a solução resultante com o termômetro. Acompanhar a elevação da temperatura e anotar a temperatura máxima atingida. 

5. OBSERVAÇÕES, DADOS, CÁLCULOS Segue abaixo os dados anotados do experimento e os respectivos cálculos de calor das reações.

Figura 1- Massa dos Erlenmeyers utilizados no experimento Massa das vidrarias (erlenmeyer) Vidro 1

213g

Vidro 2

189,36g

Vidro 3

209,95g

Figura 2 Temperaturas final e inicial das reações Temperatura dos experimentos em Experimento Inicial 1 26 ℃ 2 26 ℃ 3 25 ℃

℃

Final 33 ℃ 46 ℃ 30 ℃

Outros dados: Calor específico da água = 1 cal.g-1 ℃-1 Calor específico do vidro = 0,2 cal.g-1 ℃-1 Experimento 1 q vidro=m . c . ∆ T → 213,61 g . 0,2.7=299,054 cal ≅300 cal . 0,00418=1,254 kJ

300 Cal equivalem a aproximadamente 1,254 kJ. q1 =m. c . ∆ T →104,09.1 .7=728,63cal . 0,00418=3,0456 kJ .

728,63 Cal equivale a 3,0456 kJ. ∆ H 1=q1 +q vidro → ∆ H 1=−3,0456+1,254 =−1,7916 kJ

1 mol de NaOH tem 40g, 4,09g utilizado no experimento equivalem a 0,102 mol. −1,7916 =−17,5217 J . mol−1 Logo ∆ H 1= 0,102 mol Experimento 2 q vidro=m . c . ∆ T → 189,36 g .0,2 .20=757,44 cal .0,004184=3,1691 kJ . q 2=m. c . ∆ T →104. 1 .20=2080 cal que equivalem a 8,7027 kJ. ∆ H 2=q2 +q vidro → ∆ H 2 =−8,7027 + 3,1691=5,53362 kJ . −5,53362 =−55,3362 kJ . mol−1 . ∆ H 2= 0,1 mol

Experimento 3 q vidro=m . c . ∆ T → 209,95 . 0,2. 5=0,8784 kJ . q3 =m. c . ∆ T →102,04 .1. 5=510,2 cal . 0,004184 kJ =2,1346 kJ . ∆ H 3=q3 +q vidro → ∆ H 3=−2,1346+0,8784 kJ =−1,2562 kJ . −1,2562 −1 ∆ H 3= =−25,124 kJ . mol . 0.05

Cálculo da porcentagem de erro: ∆ H 2 Erro ( % ) =

( experimento −teórico) 55,3362 kJ . mol−1−56,2 kJ . mol−1 x 100= =1,548 % teórico 56,2 kJ .mol−1

(∆H1 + ∆H3) Experimental com ∆H2 Teórico ( experimento −teórico ) 42,64 kJ . mol−1−56,2 kJ . mol−1 x 100= Erro ( %) = .100=24,12 % teórico 56,2 kJ . m ol−1 (∆H1 + ∆H3) Experimental com ∆H2 Experimental Erro ( %) =

( experimento −teórico ) 42,64 kJ . mol−1−55,3362 kJ . mol−1 x 100= .100=22,93 % teórico 55,3362 kJ . m ol−1

Cálculo da variação de energia das reações: NaOH(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2O(l) ΔH1 = −17,5217 J . mol−1 NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ΔH2 ¿−55,3362kJ .mol−1 NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ΔH3 = −25,124 kJ .mol−1

6. RESULTADOS E DISCUSSÃO No cálculo da variação de energia, ΔH1 = −17,5217 J . mol−1 e ΔH3 = −25,124 kJ .mol−1 . Sabemos que ΔH2 = ΔH1 + ΔH3 = −42,64 kJ . mol−1 que é um valor diferente do ΔH2 calculado a partir dos dados obtidos ( ¿−55,3362kJ .mol−1 ), uma diferença de 22,93 % . O valor teórico para a variação de energia da etapa global é igual a −56,2 kJ . m ol −1 , que é um valor muito próximo do valor encontrado no cálculo a partir dos dados encontrados experimentalmente. Vale ressaltar que houve muitas fontes de erro, como por exemplo o uso de vidrarias com pouca precisão e o manuseio do experimento em si. Mas é possível observar que a margem de diferença entre a soma do ΔH1 + ΔH3 = −42,64 kJ . mol−1 , que deveria ser um valor mais próximo de −55,3362 kJ . mol−1 (uma diferença de 24,12%).

Os três sistemas apresentados no experimento são abertos e cedem calor para a vizinhança. O modo que o sistema se encontra influencia na interação deste com a vizinhança. Apesar do calorímetro (erlemeyer) possuir baixa condutividade térmica, isso não afeta nos resultados obtidos experimentalmente, uma vez que a temperatura média encontrada é do sistema e não da vidraria. Mas algumas fontes de erros do experimento são, por exemplo, as vidrarias não tão precisas e o manuseio dos instrumentos na prática. Quando não se tem um sistema à pressão constante, é possível encontrar o valor da variação da energia do sistema através do sistema com volume constante. Logo, de acordo com a primeira lei da termodinâmica: q = ∆U – w = ∆U – 0 = ∆U (à volume constante), o que significa que o calor absorvido durante o processo à volume constante é igual à variação de energia do sistema. 7. CONCLUSÃO O experimento mostrou que é possível calcular o valor experimental a partir dos dados obtidos experimentalmente, porém, há uma porcentagem de erro considerável entre a literatura e os dados experimentais. Outro ponto importante é a variação entre o cálculo feito a partir do experimento 2, que é o cálculo do ΔH2 diretamente a partir dos dados obtidos e o cálculo do ΔH2 a partir dos valores obtidos através da soma dos cálculos de ΔH1 e ΔH3. Ou seja, por mais que seja possível calcular a variação de energia liberada ou absorvida pela reação na etapa global, esta terá uma porcentagem de diferença quando calculada por partes, através dos experimentos feito por partes (etapas intermediárias), como aconteceu neste experimento. 8. REFERÊNCIAS RUSSEL, J.B. Química Geral. V1 e.2. McGraw-Hill, Inc. São Paulo. ATKINS, Peter. JONES, Loretta. Princípios de Química. Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª edição. BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005...