determinaçao de calor

1-Introdução:
Através da experiência diária, 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 inverso não é possível. Nas reações químicas, grande parte das energias envolvidas nas interações de natureza elétrica ou magnética aparece sob a forma de calor ou de trabalho. Muitas reações ocorrem com liberação de calor para o ambiente, sendo denominadas exotérmicas. Outras endotérmicas retiram calor do ambiente com conseqüente abaixamento de temperatura.
Pode ser demonstrado que o calor transferido em uma mudança de estado à pressão constante é igual à variação de entalpia do sistema
Qp = ∆H
A entalpia, H, de um sistema é a soma da energia interna, U, e da energia de expansão, ou energia elástica, PV:
H=U + PV
Quando as reações químicas se processam em condições de pressão constante, os calores envolvidos são iguais às variações das entalpias dessas reações. Para uma dada reação química, a variação de entalpia, ∆H, é a diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes:
H =  Hprodutos -  Hreagentes
Independentemente dos caminhos percorridos pelos reagentes até a formação dos produtos a variação de entalpia deverá ser sempre a mesma. Essa afirmação, que constitui a Lei de Hess, provém do fato de que a entalpia é uma função de estado, ou seja, cada estado apresenta o seu valor correspondente de entalpia. Por isso a diferença de entalpia entre dois estados é independente de quantos estados possam existir intermediariamente.

2-Objetivo:
Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, verificar como se determinam os calores de reação e constatar a lei de Hess.

3-Materiais e Reagentes:
-3 Erlenmeyer 250 mL;
-Termômetros;
-Bastões de vidro;
-NaOH sólido;
-Solução aquosa NaOH 0,5 mol/L;
-Solução aquosa HCl 0,25 mol/L;
- Solução aquosa HCl 0,5 mol/L;
-Pissetas com água