AULA 10. Verificação da Lei de Hess. Laboratório de Química QUI OBJETIVOS. Determinar o calor envolvido em uma reação química;

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1 AULA 10 Verificação da Lei de Hess OBJETIVOS Determinar o calor envolvido em uma reação química; Verificar a aplicação da Lei de Hess. Esta aula tem relação com a aula da semana anterior, na qual discutimos a função termodinâmica, entalpia. Por isso é muito importante que você tenha entendido este conceito aplicado às reações químicas. Função de estado: Apesar de normalmente não haver um meio de saber o valor preciso da energia interna de um sistema, há um valor fixo para certo quadro de condições. As condições que influenciam a energia interna incluem a temperatura e a pressão. Além disso, a energia interna total de um sistema é proporcional à quantidade total de matéria, no sistema, uma vez que a energia é uma propriedade extensiva. (BROWN, 2005). Veja o exemplo abaixo: Suponha que o sistema definido seja aquele em que temos 50g de água a 25ºC. O sistema poderia ter chegado a esse estado através do resfriamento de 50g de água a 100ºC ou pela fusão de 50g de gelo e, subsequente aquecimento da 86

2 água a 25ºC. A energia interna da água a 25ºC é a mesma em ambos os casos. Ou seja, a energia interna, uma função de estado, depende apenas do estado atual do sistema, e não do caminho pelo qual o sistema chegou àquele estado. Sistema e vizinhança: Em se tratando de uma reação química que se processa num frasco o sistema provavelmente será o conjunto de reagentes mais produtos. O frasco é considerado como parte da vizinhança. A entalpia, que é uma função de estado, responde pelo fluxo de calor nas mudanças químicas que ocorrem à pressão constante quando nenhuma forma de trabalho é realizada a não ser trabalho PV. A entalpia é igual a energia interna mais o produto da pressão pelo volume do sistema, conforme expressão abaixo: H = E + PV forma: Suponhamos que a mudança ocorra à pressão constante, então a equação acima pode ser escrita da seguinte H = E + P V Quando um sistema sofre qualquer mudança física ou química, a variação obtida em sua energia interna ( E) é dada pelo calor absorvido ou liberado do sistema (q), mais o trabalho realizado pelo ou no sistema (ω), ou seja: E = q + ω Substituindo o valor de E e sabendo que o trabalho de expansão de um gás é dado pela expressão ω = P V, temos: H = q (a pressão constante) 87

3 Como a maioria das reações químicas usuais são realizadas em condições de pressão constante podemos concluir que a variação da entalpia ( H) corresponde ao calor liberado ou absorvido em um sistema. Em virtude da variação da entalpia ser uma função de estado, o processo químico de transformação de uma substância A em uma substância B não depende da sequência de reações em que a transformação é feita, nem se existem uma ou mais etapas, unicamente da quantidade de substância que sofre a variação, da natureza dos estados inicial e final dos reagentes e produtos. Além disso, se equações descrevendo reações químicas são combinadas de modo a originar a equação de uma nova reação, pode-se, da mesma forma, combinar os H s das reações originais para obter-se o H da nova reação. Esse é o enunciado da Lei de Hess. Veja o exemplo abaixo de combustão do metano. Se uma reação é executada em uma série de etapas, o H para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais. CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 KJ 2H2O(g) 2H2O(l) H = -88 KJ CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 KJ Germain Henri Hess Químico russo, nasceu em Genebra, na Suíça, em 7 de agosto de 1802, e faleceu em São Petersburgo, na Rússia, em 30 de novembro de Hess tornou-se importante pelos estudos realizados na área da termodinâmica, sendo considerado um dos fundadores desta ciência. Esses estudos iniciaram-se no ano de 1839 enquanto professor de Química em São Petersburgo. Em 1840, Hess formulou uma lei empírica, a lei de Hess, Esta lei foi a precursora de uma das leis mais completas sobre a conservação de energia. Muitos químicos fizeram grande uso desta lei ao estabelecer os calores de formação dos compostos que não eram facilmente formados a partir dos seus constituintes elementares. Fonte: 88

4 PARTE PRÁTICA Procedimento 1: Determinação do calor de dissolução do NaOH (Q1) Pesar um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa. m 1 erl = Com o auxílio de uma proveta, medir 50 ml de água destilada e transferir para o erlenmeyer. Verificar a temperatura do sistema. Anotar o valor. T 1 = Pesar 0,50g de NaOH sólido. Lembre-se que a pesagem do NaOH deve ser efetuada o mais rápido possível, por ele ser higroscópico. Transferir o NaOH sólido para o erlenmeyer contendo a água e agitar com o auxílio de um bastão de vidro. Anotar a temperatura máxima atingida. T 2 = Calcule a quantidade de calor liberado (Q1) na dissolução do NaOH, considerando os dados abaixo apresentados. Com base na variação da temperatura, classifique a dissolução do NaOH quanto à transferência de calor. 0,98 cal/gºc Calor específico da solução de NaOH 0,25 mol/l 1,01 g/ml Densidade da solução de NaOH 0,25 mol/l 0,16 cal/gºc Calor específico do vidro 89

5 Procedimento 2: Determinação do calor de neutralização entre uma solução de NaOH e uma solução de HCl (Q2) Pesar um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa. m 2 erl = Com o auxílio de uma proveta, medir 50 ml de uma solução de ácido clorídrico 0,25 mol/l e transferir para o erlenmeyer. Verificar a temperatura do sistema. Anotar o valor. T 1 = Com o auxílio de outra proveta, medir 50 ml de uma solução de NaOH 0,25 mol/l e transferir para o erlenmeyer contendo a solução de ácido clorídrico. Agitar com o auxílio de um bastão de vidro. Anotar a temperatura máxima atingida. T 2 = Calcule a quantidade de calor liberado (Q2) na reação de neutralização entre o NaOH e o HCl, considerando os dados abaixo apresentados. 1,00 cal/gºc Calor específico da solução de NaCl formada 1,00 g/ml Densidade da solução de NaCl formada 0,16 cal/gºc Calor específico do vidro 90

6 Procedimento 3: Determinação do calor de reação entre o NaOH sólido e uma solução de HCl (Q3) Pesar um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa. m 3 erl = Com o auxílio de uma proveta, medir 50 ml de uma solução de ácido clorídrico 0,25 mol/l e transferir para o erlenmeyer. Verificar a temperatura do sistema. Anotar o valor. T 1 = Pesar 0,50g de NaOH sólido e transferir para o erlenmeyer contendo a solução de HCl. Agitar com o auxílio de um bastão de vidro. Anotar a temperatura máxima atingida. T 2 = Calcule a quantidade de calor liberado (Q3) na reação de neutralização entre o NaOH e o HCl, considerando os dados acima apresentados. Escreva as equações químicas que representam os procedimentos 1, 2 e 3 acima realizados. 91

7 Calcule os valores de variação de entalpia ( H1, H2 e H3) através da equação 5 apresentada na aula anterior. Expresse os valores encontrados em J/mol. Não se esqueça de atribuir o sinal ao valor de H. Verifique se a Lei de Hess foi constatada no experimento realizado. 92

8 Referências Bibliográficas: 1. Giesbrecht, E.; Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de Ensino de Química, Ed. Moderna Universidade de São Paulo, São Paulo, Barros, H. L. de C.; Química Inorgânica, Uma Introdução, Ed. UFMG, Belo Horizonte, Minas Gerais, Brown, T.L.; LeMay, E.; Bursten, B.R.; Burdge, J.R. Química, a Ciência Central, 9ª Edição, Pearson Prentice Hall, São Paulo, AUTO-AVALIAÇÃO 1. Quais são as possíveis causas de erro nos valores obtidos no experimento? 2. Que modificações poderiam ser feitas para melhorar os resultados experimentais? 3. Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, a 25ºC e 1 atm, em KJ/mol, sendo dados: C(graf.) + 2H2(g) + ½O2(g) CH3OH(l) H2(g) + ½O2(g) H2O(l) C(graf.) + O2(g) CO2(g) H = -239 KJ/mol H = -286 KJ/mol H = -393 KJ/mol Resolva o exercício também pelo método do calor de formação. 93