UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO

CENTRO ACADÊMICO DO AGRESTE

NÚCLEO DE FORMAÇÃO DE DOCENTE

LABORATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA

RELATÓRIO DE ATIVIDADES

Docente: Gilmara PedrosaCurso: QuímicaDiscente: Emérson Rocha dos SantosTurma: 2011.1Prática realizada em: 29 / Setembro / 2014Título da Prática: Termoquímica – Lei de Hess

CARUARU-PE

Outubro de 2014

Introdução

A Termoquímica é a área da química responsável pelo estudo das trocas de calor (calorimetria) no meio reacional e os fatores que alteram essa troca de calor (energia)1. Nas investigações termodinâmicas, o universo se divide em sistema e vizinhança. O primeiro é definido com a parte do universo em que estamos interessados, já o segundo é a parte externa do sistema onde as medidas são feitas2.

O tipo de sistema depende das características da fronteira que separa o sistema de suas vizinhanças e pode ser classificado em aberto, fechado ou isolado. Quando o sistema troca calor – transferência de energia que utiliza o movimento caótico das moléculas – e matéria (mol) com sua vizinhança ele é classificado como aberto; quando o sistema troca calor, mas não matéria, é fechado; se ele não troca calor nem matéria é classificado como isolado2.

O calor q transferido pelos sistemas (aberto ou fechado) pode ser expresso através da equação q = m x c x ∆T, onde m é a massa de amostra (corpo) que absorve calor, c é o calor específico – quantidade de calor (expressa em J ou em cal; 1 cal = 4,184 J) necessária para elevar em 1°C a massa de 1 g do corpo – e ∆T é a variação de temperatura. A razão q/∆T é entendida como capacidade calorífica C 3,4.

São dois os processos em que há transferência de calor: processos endotérmicos e processos exotérmicos. Um processo endotérmico é uma situação em que a vizinhança cede energia ao sistema, enquanto um processo exotérmico é a liberação de calor do sistema para a vizinhança2. Nas reações químicas e nas transformações físicas, a quantidade de calor liberada ou absorvida é conhecida como calor de reação, os quais representam a variação de entalpia do sistema, à pressão constante3.

O conceito entalpia vem do alemão, enthalten, que significa “conter”, é representado pela letra H (do inglês, Heat = calor), de modo que ela não pode ser medida de modo absoluto, mas mede-se sua variação ∆H envolvida nas transformações1, pois ela é uma forma de energia e, como afirma a Lei da Conservação da Energia, ela não pode ser criada nem destruída, pode apenas ser transformada5. A Figura 1 mostra a variação de entalpia para os processos endo e exotérmico:

Figura 1: Variações de entalpia para as reações químicas

A Lei de Hess (ou Lei da Soma dos Calores de Reação6) afirma que a variação de entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos e independe do número de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação4. Isso acontece porque entalpia é uma função de estado, ou seja, só depende do estado inicial e do estado final1. Tal lei pode ser aplicada até mesmo se as reações intermediárias, ou a reação total, não possam, de fato, ocorrer7. A Figura 2 apresenta, matematicamente, essa lei, onde v é o coeficiente estequiométrico e o índice f representa a formação:

Figura 2: Lei de Hess8

O objetivo desta atividade experimental é a construção de um calorímetro (instrumento usado para a medida de calor transferido em uma reação química) simples para posterior determinação dos calores de reação e dissociação. Feito isso, poderá se verificar a Lei de Hess, observando que ela só depende dos estados inicial e final do sistema.

Procedimento experimental

Materiais e reagentes

˗ 2 béqueres de 250 mL˗ Béquer de 1000 mL˗ Proveta de 100 mL˗ Bastão de vidro˗ Vidro de relógio˗ Termômetro˗ Placa de aquecimento˗ Tampa de isopor˗ Toalhas de papel˗ NaOH sólido˗ Solução de HCl 1,0 M

Metodologia

Construção do Calorímetro

Pesou-se um béquer (250 mL) limpo e seco de tal maneira que a máxima diferença entre duas medidas subseqüentes e espaçadas de 30 segundos, fosse de mais ou menos 0,05 g. Esse béquer foi envolto pelos lados e por baixo com toalhas de papel amassadas, que foram deixadas fofas para formarem bolsas de ar preso e funcionar como um isolante térmico.

Imobilizou-se esse conjunto dentro do outro béquer (1000 mL) e colocou-se a tampa de isopor, com um pequeno orifício no centro com o termômetro, no béquer menor. Feito isso o calorímetro estava construído.

Determinação da Capacidade Calorífica do Calorímetro

Com o auxílio de uma proveta adicionou-se, ao béquer de 250 mL dentro do calorímetro, 100,0 mL de água fria (temperatura ambiente) e anotou-se a temperatura (T1). Aqueceu-se mais ou menos 150 mL de água até aproximadamente 70 °C, em seguida mediu-se 100 mL da água quente com uma proveta e esperou-se estabilizar a temperatura. Mediu-se a temperatura da água quente na proveta, a qual foi anotada (T2).

Adicionou-se a água aquecida à água fria, no interior do calorímetro. Tampou-se o calorímetro com o isopor, se inseriu o termômetro pelo orifício, agitou-se levemente o calorímetro e mediu-se a temperatura (T3) a cada 15 segundos por três minutos. Calculou-se a capacidade calorífica do calorímetro.

Verificação experimental da lei de Hess

A) DISSOLUÇÃO: Determinação do calor de dissolução do NaOH (s) em água

Mediu-se com uma proveta, 96 mL de água destilada a temperatura ambiente e despejou-se no calorímetro vazio. Após o sistema ter entrado em equilíbrio mediu-se a temperatura da água no calorímetro em intervalos de 30 segundos durante 3 minutos.

Pesou-se 4g de NaOH utilizando um béquer pequeno e balança analítica. Esse procedimento foi feito rapidamente, pois NaOH é altamente higroscópico. Adicionou-se os 4g de NaOH dentro do calorímetro com água e agitou-se levemente para dissolver todo o NaOH. Foram feitas leituras do tempo e da temperatura em intervalos de 15 segundos por 3 minutos.

Foram feitos cálculos para determinar ΔT, calculou-se o calor cedido pela reação e em seguida calculou-se o ΔH (ΔH1).

B) NEUTRALIZAÇÃO: Determinação do calor de reação do NaOH (aq) e HCl (aq).

Mediu-se a temperatura da solução de 100 mL de NaOH 1M que estava no calorímetro (obtida no item anterior). Em uma proveta mediu-se 100 mL de uma solução de HCl 1M, a qual foi colocada num outro béquer de 250 mL. Uma vez obtida esta condição, iniciou-se a contagem do tempo com um cronômetro e mediu-se a temperatura da solução no calorímetro (NaOH) em intervalos de 30 segundos por 3 minutos anotando o tempo de cada medida.

Retirou-se o termômetro, lavou-se o bulbo com água destilada, e foi colocado na solução no outro béquer (HCl) e, da mesma forma, anotou-se o tempo e a temperatura a cada 30 segundos por mais 3 minutos.

Em seguida, derramou-se de uma vez a solução de HCl sobre a solução de NaOH (no calorímetro) e anotou-se cuidadosamente o tempo desse momento. Cubriu-se o calorímetro com o isopor, inseriu-se o termômetro pelo orifício, agitou-se levemente a solução, agitando cuidadosamente o calorímetro e reiniciando as medidas de tempo e temperatura a cada 15 segundos por três minutos. Calculou-se o calor cedido pela reação e em seguida calcule-se o ΔH (ΔH2).

C) DISSOLUÇÃO E NEUTRALIZAÇÃO: Determinação do calor de reação entre NaOH(s) e HCl(aq)

Em uma proveta, mediu-se 100 mL de uma solução de HCl 1M em seguida coloque-na no béquer do calorímetro. Após o sistema entrar em equilíbrio mediu-se a temperatura da solução no calorímetro em intervalos de 30 segundos durante 3 minutos.

Pesou-se 4g de NaOH utilizando um béquer pequeno e uma balança analítica. Esse procedimento rápido pois NaOH é altamente higroscópico. Adicionou-se os 4g de NaOH dentro do calorímetro com a solução de HCl 1M e agitou-se levemente para dissolver todo o NaOH. Fez-se leituras do tempo e da temperatura em intervalos de 15 segundos por 3 minutos. Calculou-se o calor cedido pela reação e em seguida calculou-se o ΔH (ΔH3).

Resultados e discussões

Determinação da Capacidade Calorífica do Calorímetro

Após a construção do calorímetro, necessita-se o conhecimento de sua capacidade calorífica C. Essa determinação (calibração) é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que está sendo investigado no seu interior. Isso pôde ser feito através da adição de água à temperatura ambiente (25°C) ao calorímetro vazio e posterior adição de água quente 70°C ao sistema calorímetro + água na temperatura (água fria) ambiente e verificação da temperatura do sistema presente no interior do calorímetro (água fria + água quente) por 3 minutos a cada 15 segundos.

Tabela 1: Temperatura da mistura entre H2O fria e H2O quente em função do tempo Tempo (s) Temperatura (°C)

15 4430 4345 4360 42,575 42,590 42,5105 42,5120 42,5135 42,5150 42,5165 42,5180 42,5

Com esses dados, calcula-se a capacidade calorífica C do calorímetro através da relação q = qr + qq + qc, onde qr é o calor da água fria, qq é o calor da água fria e qr é o calor do calorímetro. Como o sistema é fechado, ele não troca calor e q = 0, assim, q r + qq + qc = 0. Substituindo qn por mn x cág. x (Tf,n – Ti,n) com os índices f e i representando, respectivamente, os estados final e inicial, e substituindo-se qc por C x ∆T tem-se:

mr x cág. x (Tf,r – Ti,r) + mq x cág. x (Tf,q – Ti,q) + C x ∆T = 0 (1)

Como mr = 100 mL (=100 g, pois a densidade da água é 1 g/mL), mq = 100 g, cág.

= 1 cal/g.°C, Tf,r = 42,5°C, Ti,r= 25°C, Tf,q = 42,5°C, Ti,q= 70°C e ∆T = 42,5°C-25°C = 17,5°C, temos que C é igual a 57,14 cal/°C:

100 g x 1 cal/g.°C x (42,5°C – 25°C) + 100 g x 1 cal/g.°C x (42,5°C – 70°C) + C x 17,5°C = 0

C x 17,5°C + 1750 cal - 2750 cal = 0C x 17,5°C = 1000 calC = 1000 cal/17,5°C

C = 57,14 cal/°C

Ou seja, a capacidade calorífica do calorímetro é 57,14 cal/°C, assim, são necessárias 57,14 calorias para elevar a temperatura do sistema em 1°C.

Verificação experimental da lei de Hess

A) DISSOLUÇÃO: Determinação do calor de dissolução do NaOH (s) em água

Nessa etapa, mediu a variação da temperatura de 96 mL (=96 g) água dentro do calorímetro, em função do tempo, em intervalos de 30 segundos durante 3 minutos. Quando a água foi colocada no calorímetro (t = 0 s) sua temperatura era de 28°C. Os resultados constam na tabela 2.

Tabela 2: Temperatura de H2O no calorímetro vazio, em função do tempo Tempo (s) Temperatura da água no calorímetro (°C)

0 2830 2760 2790 27120 27150 27180 27

Analisando a tabela anterior, nota-se que o equilíbrio térmico entre a água e o calorímetro foi atingido logo aos 30 segundos, com a temperatura ficando constante em 27°C (temperatura de equilíbrio térmico) após esse instante.

Em seguida, pesou-se 4,0025 g de hidróxido de sódio, NaOH, um reagente altamente higroscópico, de modo que essa pesagem (e posterior adição ao calorímetro) foi feita rapidamente a fim de evitar absorção de água e possíveis erros. Essa massa foi adicionada ao calorímetro que continha somente água e verificou-se a variação da temperatura em função do tempo, em intervalos de 15 segundos durante 3 minutos. Os dados constam na tabela 3.

Tabela 3: Temperatura da dissolução do NaOH, em função do tempo Tempo (s) Temperatura (°C)

0 2715 3330 3345 3460 3475 3590 35105 36120 36135 36150 36,5165 36,5180 37

Analisando a tabela 3, notamos que a temperatura não permaneceu constante por

um longo período de tempo, isso significa dizer que o equilíbrio térmico não foi atingido. Tal fato pode indicar que o NaOH ainda estava sendo dissolvido no instante t = 180 s. Utilizando novamente a equação 1, podemos descobrir o calor liberação q1 por essa dissolução: mdis x cdis x (Tf,dis – Ti,dis) + q1 + C x ∆Tcal = 0, onde os índices dis e cal, representam, respectivamente, dissolução, reação e calorímetro. Dados: mdis = 100 g, cdis

= 0,94 cal/g.°C, Tf,dis = 37°C, Ti,dis = 27°C, C = 57,14 cal/°C e ∆Tcal = ∆Tdis.

100 g x 0,94 cal/g.°C x (37°C - 27°C) + q1 + 57,14 cal/°C x 10°C = 0q1 + 940 cal + 571,4 cal = 0

q1 = - 1511,4 cal (= - 6323,7 J, pois 1 cal = 4,184 J)

Ou seja, a dissolução do NaOH em água (NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-

(aq)) liberou 6323,7 J. Podemos então, relacionar a quantidade de calor liberada à variação de entalpia da reação, definida em J/mol. Para isso, calculamos a quantidade de mols nNaOH de NaOH na solução:

nNaOH = mNaOH / MMNaOH nNaOH = (4,0025 g)/ (40g/mol)

nNaOH = 0,10006 mol (aproximadamente 0,1 mol)

Como 0,1 mol da dissolução de NaOH liberou uma energia de 6.323,7 J (6,32 kJ) – é portanto, uma reação exotérmica –, 1 mol de NaOH liberaria 10 vezes a quantidade de calor liberada nessa dissolução, ou seja, a variação de entalpia da reação 1 é ∆H1 = - 63.237 J (- 63,2 kJ). Logo, podemos escrever:

NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-

(aq) ∆H1 = - 63,2 kJ

B) NEUTRALIZAÇÃO: Determinação do calor de reação do NaOH (aq) e HCl (aq).

Nessa etapa, mediu-se a variação da temperatura da solução de 100 mL de NaOH que estava no calorímetro (obtida no item anterior), em função do tempo, em intervalos de 30 segundos durante 3 minutos. Os resultados constam na tabela 4.

Tabela 4: Temperatura de NaOH no calorímetro, em função do tempo Tempo (s) Temperatura da água no calorímetro (°C)

0 2630 2660 2690 26120 26150 26180 26

Analisando a tabela anterior, nota-se que o equilíbrio térmico entre o NaOH e o calorímetro foi atingido no inicio da medição, com a temperatura ficando constante em 26°C (temperatura de equilíbrio térmico).

Em seguida, mediu-se 100 mL de ácido clorídrico, HCl, e verificou-se, em um béquer, a temperatura em função do tempo, em intervalos de 30 segundos durante 3 minutos. Os dados constam na tabela 5.

Tabela 5: Temperatura do HCl no béquer, em função do tempo Tempo (s) Temperatura (°C)

30 2560 2590 25120 25150 25180 25

Analisando a tabela 5, notamos que a temperatura do HCl permaneceu constante

por um longo período de tempo, isso significa dizer que o equilíbrio térmico entre o béquer e o HCl estava atingido. Em seguida, misturou-se, rapidamente, o HCl ao calorímetro, que continha NaOH, resultando em uma reação de neutralização:

Na+(aq) + OH-

(aq) + H+(aq) + Cl-

(aq) ↔ H2O(l) + Na+(aq) + Cl-

(aq)

Anotou-se a temperatura em função do tempo, durante 3 minutos em intervalos de 15 segundos. Os resultados estão na tabela 6:

Tabela 6: Temperatura da reação NaOH + HCl em função do tempoTempo (s) Temperatura (°C)

15 3230 3245 3260 3275 3290 32105 32120 32135 32150 32165 32180 32

Analisando a tabela 6, nota-se que o equilíbrio térmico da reação ácido-base foi rapidamente atingido e que a temperatura de equilíbrio térmico foi de 32°C. Usando a equação 2, podemos calcular o calor q2 cedido pela reação:

q2 + mdisNaOH x cdisNaOH x (Tf,disNaOH – Ti,disNaOH) + mHCl x cdiHC. x (Tf,disHCl – Ti,disHCl) + Ccal x ∆Tcal = 0 (2)

Como mdisNaOH = 100 g, cdisNaOH = 0,94 cal/g.°C, Tf,disNaOH = 32°C, Ti,disNaOH = 26°C, mHCl = 100 g (pois sua densidade é aproximadamente 1g/mL), cdiHC. = 1,001 cal/g.°C, Tf,disHCl = 32°C, Ti,disHCl = 25°C, Ccal = 57,14 cal/°C e ∆Tcal = 6°C, temos que q2

é igual a :

100 g x 0,94 cal/g.°C x (32°C – 26°C) + 100 g x 1,001 cal/g.°C x (32°C – 25°C) + 57,14 cal/°C x 6°C + q2 = 0

q2 + 564 cal + 700,7 cal + 342,84 cal = 0q2 = - 1607,54 cal (= 6725,9 J)

Ou seja, a neutralização do NaOH com HCl liberou 6725,9 J. Podemos então, relacionar a quantidade de calor liberada à variação de entalpia da reação, definida em J/mol. Para isso, calculamos a quantidade de mols nNaOH de NaOH na solução:

nNaOH = mNaOH / MMNaOH nNaOH = (4,0025 g)/ (40g/mol)

nNaOH = 0,10006 mol (aproximadamente 0,1 mol)

Como 0,1 mol da neutralização de NaOH com HCl liberou uma energia de 6.725,9 J (6,73 kJ) – reação exotérmica–, 1 mol de NaOH liberaria 10 vezes a quantidade de calor liberada nessa dissolução, ou seja, a variação de entalpia da reação 2 é ∆H2 = - 67.259 J (- 67,2 kJ). Assim, podemos escrever:

Na+(aq) + OH-

(aq) + H+(aq) + Cl-

(aq) ↔ H2O(l) + Na+(aq) + Cl-

(aq) ∆H2 = - 67,2 kJ

C) DISSOLUÇÃO E NEUTRALIZAÇÃO: Determinação do calor de reação entre NaOH(s) e HCl(aq)

Nessa etapa, mediu-se a variação da temperatura da solução de 100 mL de HCl 1 M que foi colocada no calorímetro, em função do tempo, em intervalos de 30 segundos durante 3 minutos. Os resultados constam na tabela 7.

Tabela 7: Temperatura de HCl no calorímetro, em função do tempo Tempo (s) Temperatura da água no calorímetro (°C)

0 2630 2660 2690 26120 26150 26180 26

Analisando a tabela anterior, nota-se que o equilíbrio térmico entre o HCl e o calorímetro foi atingido no inicio da medição, com a temperatura ficando constante em 26°C (temperatura de equilíbrio térmico).

Em seguida, pesou-se 4,0200 g de NaOH e adicionou-se essa massa ao calorímetro contendo o HCl, ocorrendo a reação 3:

NaOH(s) + H+(aq) + Cl-

(aq) ↔ H2O(l) + Na+(aq) + Cl-

(aq)

Foi verificada a temperatura da reação em função do tempo, em intervalos de 30 segundos durante 3 minutos. Os dados constam na tabela 8:

Tabela 8: Temperatura da reação 3, em função do tempo Tempo (s) Temperatura (°C)

15 3930 4545 4560 4575 4590 45105 45120 45135 45150 45165 45180 45

Analisando a tabela 8, notamos que a temperatura da reação permaneceu

constante após os 30 segundos de reação, isso significa dizer que o equilíbrio térmico desse sistema foi rapidamente atingido, assumindo uma temperatura de equilíbrio térmico igual a 45°C.

Podemos calcular o calor q3 envolvido na reação através da equação 3:

q3 + mdisHCl x cdisHCl x (Tf,disHCl – Ti,disHCl) + Ccal x ∆Tcal = 0 (3)

Como mdisHCl = 100 g, cdiHCl. = 1,001 cal/g.°C, Tf,disHCl = 45°C, Ti,disHCl = 25°C, Ccal

= 57,14 cal/°C e ∆Tcal = 20°C, temos que q3 é igual a :

100 g x 0,94 cal/g.°C x (45°C – 25°C) + 57,14 cal/°C x 20°C + q3 = 0

q3 + 1880 cal + 1142,8 cal = 0q2 = - 3022,8 cal (= 12.647,4 J)

Ou seja, a dissolução e neutralização do HCl com NaOH liberou 12.647,4 J. Podemos então, relacionar a quantidade de calor liberada à variação de entalpia da reação, definida em J/mol. Para isso, calculamos a quantidade de mols nHCl de HCl na solução:

CHCl = nHCl / VHCl nHCl = 1 mol/L x 0,1 L

nHCl = 0,1 mol

Como 0,1 mol da neutralização de HCl com NaOH liberou uma energia de 12.647,4 J (12,65 kJ) – reação exotérmica–, 1 mol de HCl liberaria 10 vezes a quantidade de calor liberada nessa reação, ou seja, a variação de entalpia da reação 3 é ∆H3 = - 126.474 J (- 126,5 kJ). Assim, podemos escrever:

NaOH(s) + H+(aq) + Cl-

(aq) ↔ H2O(l) + Na+(aq) + Cl-

(aq) ∆H3 = - 126,5 kJ

Fazendo a soma das reações 1, 2 e 3, podemos verificar se ∆H3 = ∆H1 + ∆H2, como afirma a lei de Hess:

NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-

(aq ) ∆H1 = - 63,2 kJ Na+

(aq) + OH-(aq) + H+

(aq) + Cl-(aq) ↔ H2O(l) + Na+

(aq) + Cl-(aq) ∆H2 = - 67,2 kJ

__+_________________________________________________________________

NaOH(s) + H+(aq) + Cl-

(aq) ↔ H2O(l) + Na+(aq) + Cl-

(aq) ∆H3 = - 126,5 kJ

O resultado não deu exatamente igual ao valor teórico (mas muito próximo), com uma diferença de 3,9 kJ entre o valor teórico e o valor experimental. Isso pode ter acontecido por causa do equilíbrio térmico da reação de dissolução do NaOH em água (reação 1) não ter sido atingido – provavelmente, por o NaOH não ter sido inteiramente dissolvido –, embora nos cálculos, considerou-se que ele já havia sido atingido. Como no experimento foi trabalhado com 0,1 mol de NaOH (e não com 1 mol), a diferença prática entre o valor real e o experimental, do calor liberado pela reação foi apenas de 390 J (93,2 cal).

Conclusão

O presente experimento cumpriu muito bem com o seu objeto pedagógico, mostrando como podemos construir um calorímetro para a medida dos calores de reação, assim como instigando-nos a determinar sua capacidade calorífica a fim de que possamos utilizar em uma vasta gama de reações químicas, e verificar se elas são endo ou exotérmicas. É uma prática de realização relativamente fácil, e que exige, assim como outras práticas, atenção e devidos cuidados para a minimização e de erros.

Questões

1) Qual é a propriedade fundamental de ∆H que torna possível a lei de Hess?

Resp.: A propriedade fundamental da variação de entalpia que torna possível a lei de Hess é que entalpia é uma função de estado, assim, ela independe do caminho percorrido, ou seja, só é dependente do estado inicial e final.

2) Usando a lei de Hess, escreva todas as reações de formação que se deve somar e calcule, a 25°C, para a seguinte reação, que ocorre quando usamos bicarbonato para abafar fogo na cozinha.

2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l) ∆rH = + 85,3 kJResp.:

Na(s) + 1/2 H2(g) + C(grafite) + 3/2 O2(g) → NaHCO3(s) ∆fH1 = - 947,7 kJ

2 Na(s) + C(grafite) + 3/2 O2(g) → Na2CO3(s) ∆fH2 = - 1.130,7 kJ

C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆fH3 = - 393,5 kJ

H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆fH4 = - 285,9 kJ

∆rH = (1 x ∆fH2 + 1 x ∆fH3 + 1x ∆fH4) – (2 x ∆fH1)

∆rH = {[1 x (- 1.130,7 kJ) + 1 x (- 393,5 kJ) + 1 x (- 285,9 kJ)] – [2 x (- 947,7 kJ)]}

∆rH = - 1810,1 kJ + 1895,4 kJ

∆rH = + 85,3 kJ

Como a reação 2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l) tem variação de entalpia positiva (ou seja, as variações de entalpia dos produtos são maiores que a variação de entalpia do reagente), a reação é endotérmica. Em outras palavras, essa decomposição necessita do fornecimento de energia para acontecer.

Referências bibliográficas

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