I. Introdução

O calor é uma das formas de energia mais comum e de conhecimento geral. A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que freqüentemente se manifestam na forma de variações de calor entre o sistema envolvido e o meio como resultado de uma diferença de temperatura (desequilíbrio térmico). A partir do estudo da termoquímica é possível obter as quantidades de calor liberadas ou absorvidas durantes as diversas reações.

Quando a transferência de calor entre o sistema e o meio ocorre sob pressão constante tem-se a entalpia de reação. Observa-se que toda a transformação de reagentes em produtos apresenta uma variação de entalpia (∆H). A mudança de entalpia numa reação química é calculada somando a entalpia total dos produtos e subtraindo a entalpia total dos reagentes, sendo representada pela expressão: ∆H = Hprodutos – Hreagentes.

As reações químicas, quanto ao calor envolvido, podem ser classificadas em de duas formas. Quando há a aquisição de energia em forma de calor do meio, é chamada reação endotérmica, na qual a variação de entalpia é positiva. Quando há perda de energia em forma de calor para o meio, é chamada de reação exotérmica, na qual a variação de entalpia é negativa. Por fim, quando a variação de entalpia é igual a zero, tem-se uma reação atérmica.

Pela Lei de Hess, a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estágios inicial e final da reação. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas, daí a lei de Hess ser também chamada de “lei da soma dos calores de reação”. É importante observar que ao inverter uma equação termoquímica, o sinal do ∆H se inverte, e multiplicando (ou dividindo) a equação por um número diferente de zero, o valor do ∆H também deverá ser multiplicado (ou dividido) pelo número em questão. Isso representa a conservação de energia entre os estados inicial e final.

Pode-se determinar o calor liberado ou absorvido numa reação química através da expressão Q = m . c . ∆T, na qual Q é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação, em calorias, m é a massa da substância que recebe ou cede calor, em gramas, c é o calor específico da substância que recebe ou cede o calor (para a água seu valor é 1 cal/g . ºC) e ∆T é a variação de temperatura, sofrida pela substância que recebe ou cede calor, em °C.

Outros conceitos importantes são os de propriedades intensiva e extensiva da matéria. O primeiro refere-se a fenômenos que não dependem da massa da amostra, como por exemplo a temperatura. Já o segundo refere-se a fenômenos que dependem da massa da amostra, como por exemplo o volume.

A reação de neutralização ocorre entre um ácido e uma base e o composto iônico produzido é um sal. De maneira geral, tem-se que para a reação de um ácido forte e uma base forte há a produção de um composto iônico (sal) e água.

II. Objetivos

Demonstrar na prática reações que envolvem trocas de calor, calcular a variação de entalpias e comprovar a Lei de Hess com as equações dos experimentos.

III. Materiais e Métodos

a. Materiais utilizados

Água destilada Balança Bastão de vidro Becker

Caixinha de isopor Caneta Erlenmeyer Espátula HCl solução NaOH sólido Pedaços de papel Pissete Proveta graduada Termômetro Vidro de relógio

b. Metodologia

Etapa 1:

Ao iniciar o experimento, certificou-se de que os três erlenmeyers reservados eram menores que a caixinha de isopor e que entravam perfeitamente nela. Tarou-se a balança e pesou-se os três erlenmeyers, um a um, anotou-se cada resultado na tabela correspondente. Numerou-se três pedaços de papel, de um a três, com o auxílio de uma caneta e identificou-se cada erlenmeyer. Acrescentou-se com o auxílio de um pissete, 50 mL de água destilada a uma proveta, transferindo-se em seguida para o erlenmeyer de número um, tarou-se a balança e pesou-se. Anotou-se a medida na tabela correspondente. Colocou-se o erlenmeyer de número um dentro da caixinha de isopor e inseriu-se o termômetro, após três minutos verificou-se a temperatura inicial. Anotou-se a medição na tabela.

Posicionou-se em cima de uma balança um vidro de relógio, tarou-se-a e com o auxílio de uma espátula retirou-se rapidamente algumas pastilhas de NaOH de um frasco-estoque tampando-o e pesou-se 0.5 g sobre o vidro de relógio. Transferiu-se com o auxílio de uma espátula, o NaOH do vidro de relógio para o erlenmeyer de número um, já envolvido pela caixinha de isopor e dissolveu-se-o com o auxílio de um bastão de vidro. Inseriu-se um termômetro na solução, observou-se a temperatura final máxima e anotou-se na tabela.

Com o auxílio de uma calculadora, calculou-se o calor absorvido pela água utilizando-se a expressão: Q1 = m1.c1.ΔT e anotou-se o resultado na tabela 1. O mesmo cálculo foi repetido na calculadora para determinar o calor absorvido pelo erlenmeyer, utilizando-se deste vez a expressão: Q2 = m2.c2.ΔT e o resultado também foi anotado na tabela 1. Os resultados de Q1 + Q2 foram somados em uma calculadora e anotados abaixo da tabela 1.

Etapa 2:

Acrescentou-se 50 mL de solução aquosa 0,5 mol L -1 de HCl da garrafa de solução estoque para o béquer e do mesmo, transferiu-se para uma proveta graduada. Inseriu-se o erlenmeyer 2 dentro da caixinha de isopor e despejou-se a solução da proveta no erlenmeyer, aguardou-se um minuto e verificou-se a maior temperatura medida. Anotou-se a temperatura inicial na tabela correspondente a etapa. Retirou-se o erlenmeyer da caixinha de isopor e pesou-se-o. Anotou-se a massa da solução de HCl e colocou-se o erlenmeyer dentro da caixinha térmica novamente.

Colocou-se um vidro de relógio sobre uma balança e tarou-se-a, com o auxílio de uma espátula, retirou-se pequena quantidade de NaOH de um frasco estoque e gradativamente depositou-se sobre o vidro de relógio 0,5 g do sólido e rapidamente transferiu-se para o erlenmeyer 2, dissolveu-se a base com o auxílio de um bastão de

vidro, inseriu-se o termômetro e anotou-se na tabela correspondente, a maior temperatura final obtida.

Calculou-se com o auxílio de uma calculadora, o calor absorvido pela solução utilizando-se a expressão: Q1 = m1.c1.ΔT e anotou-se o resultado na tabela 2. O mesmo cálculo foi repetido na calculadora para determinar o calor absorvido pelo erlenmeyer, utilizando-se deste vez a expressão: Q2 = m2.c2.ΔT e o resultado também foi anotado na tabela 2. Os resultados de Q1 + Q2 foram somados em uma calculadora e anotados abaixo da tabela 2.

Etapa 3:

Acrescentou-se 25 mL de solução aquosa 0,5 mol L -1 de HCl da garrafa estoque para um becker e transferiu-se a solução do becker para a proveta, colocou-se o erlenmeyer 3 dentro da caixinha de isopor e escoou-se a solução do becker no erlenmeyer. Inseriu-se um termômetro na solução e observaram-se as temperaturas medidas durante 3 minutos, anotando-se a temperatura inicial máxima na tabela 3. Retirou-se o termômetro.

Acrescentou-se 25 mL de solução aquosa 0,5 mol L-1 de NaOH da garrafa estoque para um becker, transferiu-se a solução do becker para uma proveta e escoou-se-a no erlenmeyer 3. Com o auxílio de um termômetro misturou-se as soluções e repousou-se-o na solução durante 3 minutos, observando-se as temperaturas medidas. Anotou-se a temperatura final máxima na tabela 3. Retirou-se o erlenmeyer da caixinha de isopor e com o auxílio de uma balança, pesou-se a massa das soluções de HCl e NaOH. Anotou-se a medida na tabela 3.

Calculou-se com o auxílio de uma calculadora, o calor absorvido pela solução utilizando-se a expressão: Q1 = m1.c1.ΔT e anotou-se o resultado na tabela 3. O mesmo cálculo foi repetido na calculadora para determinar o calor absorvido pelo erlenmeyer, utilizando-se desta vez a expressão: Q2 = m2.c2.ΔT e o resultado também foi anotado na tabela 3. Os resultados de Q1 + Q2 foram somados em uma calculadora e anotados abaixo da tabela 3.

c. Esquema de aparelhagem

Bastão de vidro BeckerÁgua destilada Balança Caixinha Isopor

NaOHHClErlenmeyer EspátulaCaneta

IV. Resultados e Discussão

Os resultados obtidos e calculados foram escritos em três tabelas, que estarão dispostas abaixo.

Etapa 1:

Tabela 1: dissolução de hidróxido de sódio (NaOH) sólido em água destilada.Massa do

erlenmeyer vazio (m2)

Ti Tf C2 Q2= m2 . c2 .

117,70g 24,5°C 26,0°C 1,50°C 0,200 35,3 calMassa da água

(m1)Ti Tf C1 Q2= m2 . c2 .

49,13g 24,5°C 26,0°C 1,50°C 1,00 73,7 cal

O calor absorvido pelo vidro é o calor liberado na dissolução de 0,49g de hidróxido de sódio, ou seja, 109 cal. Esse último resultado foi obtido a partir da soma de Q1 + Q2. Para 1 mol será:

q=xm= 0,49g NaOHmm= 40,0g/mol NaOH

0,49g NaOH ______109 cal40,0g NaOH ______X

X= 8897,9 cal

Equação global:NaOH(s) água Na+ (aq) + OH- (aq) + 8897,9 cal

Etapa 2:

Tabela 2: Dados para cálculos dos calores de liberação na dissolução de 0,5g de NaOH com HCl, correspondente a etapa II do procedimento.

Massa do erlenmeyer vazio (m2)

Ti Tf C2 Q2= m2 . c2 .

115,14g 24,8°C 28°C 3,2°C 0,200 73,7 calMassa da

sol.HCl 0,25mol/l (m1)

Ti Tf C1 Q2= m2 . c2 .

50,27g 24,8°C 28°C 3,2°C 1,00 161 cal

Proveta GraduadaPissete TermômetroVidro de relógio

O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na dissolução e reação de 0,49g de hidróxido de sódio com o HCl(aq), ou seja, 235 cal. Esse último resultado foi obtido a partir da soma de Q1 + Q2.

Completou-se a equação considerando a massa de NaOH e a quantidade de HCl utilizados na experiência.

NaOH HCl

1 mol _________40,0g NaOH 50 mL de solução de HCl 0,25 mol/L X _________ 0,49g NaOH

0,25 mol_________1000 mLX= 0,0125 mol x 1000 Y _________ 50mL X= 12,5 mmol

Y= 0,0125 mol x 1000Y= 12,5 mmol

Equação global:NaOH(S) + HCl (aq) NaCl(aq) + H2O(l) + 23382,4 cal

Etapa 3:

Tabela 3: neutralização da reação do hidróxido de sódio em solução aquosa com ácido clorídrico em solução aquosa

Massa do erlenmeyer vazio

(m2)

Ti Tf C2 Q2= m2 . c2 .

104,54g 24,9°C 26,2°C 1,3°C 0,200 27,2 calMassa das sol. de HCl e NaOH

(m1)Ti Tf C1 Q2= m2 . c2 .

49,73g 24,9°C 26,2°C 1,3°C 1,00 64,6 cal

O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na reação de 12,5 mmol (n) de NaOH com 12,5 mmol (n) de HCl e formação de 12,5 mmol (n) de H2O, ou seja, 91,8 cal. Como a relação das substancias na equação são de 1 para 1, as concentrações de mmol(n) são as mesmas, sendo encontrado o resultado da seguinte forma:

NaOH HCl

Utilizou-se 25 mL de NaOH 0,5 mol/L Utilizou-se 25 mL de HCl 0,5 mol/L

0,5 mol _________1000 mL X _________ 25 mL

X= 0,0125 mol x 1000X= 12,5 mmol

A equação foi completada considerando o nº de mmols de NaOH e de HCl utilizados na experiência:

1 Na+(aq) + 1 OH-

(aq) + 1 H+(aq) + 1 Cl-(aq) 1 H2O(l) + 1 Na+

(aq) + 1 Cl-(aq) + 7347,5 cal

Gráfico 1: refere-se a uma reação endotérmica. Gráfico 2: refere-se a uma reação exotérmica. A e B representam os reagentes, b é a energia de ativação e c é o .

Etapa 4:

Com as equações representativas dos experimentos das etapas I, II e III comprovou-se a Lei de Hess:

Com os dados da Etapa I calculou-se o calor de dissolução (H = kJ/mol) do NaOH (s)

e, com os dados da Etapa III calculou-se o calor de neutralização (ΔH = kJ/mol) do HCl pelo NaOH. Comparou-se o seu resultado com os dados tabelados na literatura e calculou-se o erro percentual.

Calor de dissolução do NaOH(s) = 1 kcal _____ 4,18 kJ 8,90 kcal _____ x x = 37,20 kJ

Dado tabelado do calor de dissolução : 10,2 kcal = 42,63 kJ. Erro percentual de 0,03%

Calor de neutralização do HCl pelo NaOH = 1 kcal__________4,18 kJ 7,35__________x x = 30,72 kJ

Dado tabelado do calor de neutralização: 13,8 kcal = 57,7kJ/molErro percentual: 0,03%

V. Conclusão

Os objetivos da prática foram alcançados com sucesso. A partir deste experimento, pode-se concluir que reações químicas ocorrem produzindo variações de energia, que freqüentemente se manifestam na forma de variações de calor. Essas reações podem ser classificadas como reações exotérmicas, que liberam calor para o meio ambiente e como reações endotérmicas, que para ocorrerem absorvem calor.

Na+(aq) + OH-

(aq) NaOH(s) 1 = - 8897,9 calNaOH(s) + H+

(aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) 2 = + 23382,4 cal

1 Na+(aq) + 1 OH-

(aq) + 1 H+(aq) + 1 Cl-(aq) 1 H2O(l) + 1 Na+

(aq) + 1 Cl-(aq) = + 7347,5

3 = 1 + 2 -> 23382,4 – 8897,9 = 7347,5 cal

O calor de reação entre um ácido e uma base é denominado calor de neutralização. Como foi possível observar, a determinação do calor de neutralização é um processo complexo, pois é necessário medir várias vezes a temperatura das soluções e conhecer a capacidade calorífica do calorímetro.

Verificou-se através das medidas dos calores de reação, que o calor liberado ou absorvido numa reação química depende apenas dos estados intermediários pelos quais a reação passa, comprovando-se a Lei de Hess.

VI. Referências bibliográficas

Lei de Hess – Mundo educação.http://www.mundoeducacao.com/quimica/lei-hess.htm Acessado em 18/05/2015.

Sistema-fronteira- vizinha – Energia http://energia23.blogspot.com.br/2007/06/sistema-fronteira-vizinhana.html Acessado em 18/05/2015.

Variações da entalpia em reações endotérmicas e exotérmicas – http://www.alunosonline.com.br/quimica/variacao-entalpia-reacoes-exotermicas-endotermicas.html Acessado em 18/05/2015.

Energia de ativação. http://www.infoescola.com/quimica/energia-de-ativacao/ Acessado em 18/05/2015.

Teoria do complexo ativado. http://www.infoescola.com/quimica/teoria-do-complexo-ativado/ Acessado em 18/05/2015.