O CALOR DE REAÇÃO

...

q = - 1,669.104 J = - 16,69 kJ

H= qn

n NaOh = massa de NaOH (g)massa molar de NaOH (g/mol)= 1,8840=0,047 mols

H = - 16,69 kJ0,047 mol= -35,53 kJ/mol

H1 (kJ/mol)

H2 (kJ/mol)

H3 (kJ/mol)

-37,68

-105,01

-58,52

-35,53

-111,61

-52,67

-41,20

-98,30

-52,67

-28,30

-80,00

-

Tabela 1 - Tabela com resultados referentes à prática de Calor da Reação obtidos pelos grupos que realizaram o experimento. Para o H3 só foram obtidos três valores, pois houve a ausência de um grupo.

Com os resultados obtidos foram feitas médias das entalpias:

H1 médio = -35,68 kJ/mol

H2 médio = -98,73 kJ/mol

H3 médio = -54,62 kJ/mol

Primeiramente devemos levar em consideração a lei de Hess, explicada no item 1 desse relatório. A variação de entalpia 1 é o NaOH solubilizado em um reagente, H2O; a variação de entalpia 2 é o HCl reagindo diretamente o NaOH sólido, em pérolas; E, por última, na entalpia 3 temos duas soluções, de HCl e de NaOH. Desta maneira, o valor de H1 médio somado ao valor de H3 médio deve ser igual ao valor de H2 médio.

Logo a variação de entalpia média da primeira parte da prática, somado à variação de entalpia da terceira parte, deveria ter um valor igual à variação de entalpia da segunda parte.

Isto é:

H1 médio + H3 médio = H2 médio

-35,68 kJ/mol + -54,62 kJ/mol = 90,3 kJ/mol

Sendo que o valor de H2 médio é igual a -98,73 kJ/mol.

A diferença entre as variações de entalpia 2 experimental e o valor de entalpia 2 teórico é de 8,73 kJ/mol, que é um valor acima do esperado

Dessa maneira, o experimento feito pelas duplas da turma não se mostrou acurado em relação ao esperado teoricamente. A melhor justificativa para tanto é que tenha ocorrido algum erro humano na confeccção de alguma das soluções.

Analisando a Tabela 1 é correto afirmar que o problema provavelmente ocorreu na segunda coluna, nas soluções de HCl reagindo com hidróxido de sódio perolado. Essa conclusão se baseia na análise das diferenças entre os valores de cada uma das três colunas. Na primeira coluna, apesar de haver diferenças de valores de entalpia, a mesma é justificada pela faixa de pesagem de NaOH permitido - de 1,8g a 2,2g - e que as quatro duplas que realizaram o experimento o fizeram com diferentes massas. Já a terceira coluna, onde a variação de entalpia foi determinada com soluções de HCl e NaOH, temos dois valores idênticos e um terceiro em que a diferença não é tão grande. A segunda coluna por sua vez, onde temos valores de variação de entalpia calculados após experimento com solução de HCl e NaOH perolado, temos grandes discrepâncias entre os valores, chegando acima de 10 unidades. Inclusive, o valor mais baixo - de -80,00 kJ/mol - e o mais alto - de -111,61 kJ/mo-l, tem uma diferença de 31,61 kJ/mol; diferença esta que não é vista em nenhuma das outras colunas.

Conclusão

O experimento acima relatado demonstrou as leis de Hess e a aplicação química da termodinâmica, focando na variação de entalpia existente.

O resultado final obtido e debatido no item 4 não foi o correto devido a erro dos químicos que manusearam a experimentação e que pode ser corrigido com uma nova análise, onde se preste atenção na medição das temperaturas, na medição dos volumes e do cálculo utilizando a fórmula citada no item 1.

Bibliografia

[1] RUSSEL, John Blair. Química Geral volume 2, 2ª edição. São Paulo, Makron Book, 1994 (capítulo 3, págs 117);

[2] RUSSEL, John Blair. Química Geral volume 2, 2ª edição. São Paulo, Makron Book, 1994 (capítulo 3, pág 118);

[3] RUSSEL, John Blair. Química Geral volume 2, 2ª edição. São Paulo, Makron Book, 1994 (capítulo 3, pág 122);