Relatorio experimento termoquimica

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INSTITUTO FEDERAL DE PERNAMBUCO – CAMPUS IOJUCA 
CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA 
Disciplina: Físico Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prática 1: TERMOQUÍMICA 
 
 
Erivania Oliveira e Elisangela Santos 
 
 
 
 
 
 
 
 
IPOJUCA 
2023 
ERIVANIA OLIVEIRA E ELISANGELA SANTOS 
 
 
(Termoquímica) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado por Erivania Oliveira e 
Elisangela Santos como parte dos requisitos 
para obtenção do aprovação na disciplina físico 
Química do curso Técnico em Química módulo 
2.Professor da disciplina: Prof. Caio Henrique 
Telles Lins Santos Albuquerque 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IPOJUCA 
 
2023
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO _________________________________________________________1 e 4 
1. METODOLOGIA EXPERIMENTAL ______________________________________ 5 
1.1. Materiais e reagentes _________________________________________________ 5 
1.2. Procedimento experimental _________________________________________ 6 e 7 
2. RESULTADOS E DISCUSSÃO ___________________________________________ 8 
3. CONCLUSÃO ________________________________________________________ 9 
QUESTÕES PROPOSTAS _________________________________________________ 10 
REFERÊNCIAS __________________________________________________________ 11 
1 
INTRODUÇÃO 
 
A termoquímica é o ramo da Química que estuda as reações através da quantidade de energia 
liberada ou absorvida durante o processo reacional. Para saber se um sistema perde ou ganha 
energia utilizamos a variação de entalpia, representado pelo ∆H, como referência. 
A variação de entalpia é definida como a energia em kJ liberada ou absorvida quando o número 
de moles de reagentes indicado pela equação balanceada descreve a reação completa. A 
variação de entalpia é calculada da seguinte forma: 
∆H= H produtos – H reagentes 
Quando a variação de entalpia tem um valor positivo dizemos que a reação é exotérmica e 
quando a variação de entalpia é um valor negativo a reação é endotérmica. 
Uma reação endotérmica é uma reação que recebe calor do ambiente ao redor. Este tipo de 
reação ocorre quando a energia produzida formando ligações é maior do que a energia 
necessária para quebrá-las, a partir disso o excesso de calor dessa reação é liberado para o 
ambiente. Alguns exemplos desse tipo de reação são: todas as reações de combustão, por 
exemplo a queima de combustível. 
Já uma reação exotérmica é uma reação que liberal energia, na forma de calor, para o meio. Ela 
ocorre quando o calor produzido formando as ligações é menor do que a quantidade necessária 
para rompe-las, desta forma o sistema precisa absorver energia do ambiente para compensar 
essa deficiência. Alguns exemplos de reação endotérmicas são: a ebulição da água e a 
fotossíntese. 
Podemos também representar graficamente este tipo de reação, conforme mostrado abaixo: 
 
Nas reações endotérmicas a energia começa baixa e aumenta no decorrer da reação. 
https://www.infoescola.com/quimica/entalpia/
https://www.infoescola.com/quimica/reacoes-endotermicas/
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Nas reações exotérmicas ocorre o inverso, ou seja, a energia começa alta e acaba sendo liberada 
para o ambiente terminando menor. 
Alguns conceitos importantes a respeito da termoquímica são: 
Entalpia de Formação ou Calor de Reação: é a energia da reação quando forma 1 mol de 
substância, a partir das substâncias químicas (elemento no seu estado padrão). O estado padrão 
é a forma mais estável de uma substância a 25°C e a 1atm de pressão. As substâncias que 
participam da reação de formação devem ser simples, ou seja, formadas por apenas um 
elemento químico. A entalpia de formação padrão de uma substância simples é zero. 
Exemplo de cálculo a partir de entalpia de formação: Qual o valor da entalpia de combustão do 
benzeno (C6H6)? Sabendo que C6H6= +80kJ/mol; CO2 = -400 kJ/mol; H2O= -240 kJ/mol 
C6H6 + 15/2 O2 → 6CO2 + 3H2O 
∆H comb = Hp – Hr 
∆H comb = [6x(-400) +3x (-240)] – [ +80 + (15/2 x 0)] 
∆H comb = -3200 kJ/mol 
Entalpia de combustão: Durante as reações químicas, as ligações químicas são alteradas. 
Podemos calcular o ΔH pela análise dessas novas ligações formadas. A entalpia de ligação é a 
variação de entalpia verificada na quebra de 1mol de uma determinada ligação química, sendo 
que todas as substâncias estejam no estado gasoso, a 25° C e 1atm 
Exemplo: Calcule a entalpia através das energias de ligação. Sabendo que H-H = +436kJ; Cl-
Cl= +242 kJ; H-Cl= -431 kJ 
H2 + Cl2 → 2HCl 
(H-H) + (Cl-Cl) 2. (H-Cl) 
+ 436 +242 2.(-431) 
+678 kJ absorvido -862 kJ liberado 
∆H= -184 kJ (Reação exotérmica) 
 
Pela análise dos fenômenos físicos e termoquimicos, ocorreu a criação das leis da 
termodinâmica e suas aplicações no campo científico. Baseado na Lei Zero da Termodinâmica, 
criaram-se os termômetros, cujo principal propósito é quantificar a temperatura ou variações de 
temperatura de um objeto ou sistema analisado. 
https://www.infoescola.com/quimica/reacoes-exotermicas/
https://www.infoescola.com/quimica/entalpia-de-formacao/
https://www.infoescola.com/quimica/substancia-quimica/
https://www.infoescola.com/quimica/entalpia-de-combustao/
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A partir do uso das leis da termodinâmica, suas fórmulas e conceitos, busca- se analisar os 
experimentos propostos e solucionar as questões levantadas. Por isso a metodologia aplicada 
foi a utilização dos conceitos físicos químicos e a realização dos experimentos para 
compreensão e resolução das atividades propostas. 
A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que 
frequentemente se manifestam na forma de trabalho ou de calor. A energia térmica, 
relacionada à transferência de calor, de uma substância depende do movimento de seus 
átomos e suas moléculas, e para estudarmos essa variação de temperatura nas reações 
temos a termoquímica. 
 A Termoquímica é uma parte da química que estuda as trocas de calor, ou seja, a 
transferência de energia envolvida durante as reações químicas. Além disso, a 
termoquímica também se ocupa em entender a transferência de calor existente nos 
fenômenos físicos, como as transformações de estados físicos entre os estados sólido, 
líquido e gasoso. (MENDES, 2019) 
Os principais conceitos da termoquímica se baseiam em: 
• Calor é a energia térmica envolvida nas reações químicas. O calor sempre 
ocorre do corpo de maior temperatura, ou seja, mais quente, para o corpo de 
temperatura mais baixa, isto é, mais frio. 
• Energia a energia consiste na capacidade de realizar trabalho ou transformar 
calor. 
• Trabalho é a força aplicada em um objeto para deslocá-lo de um ponto a outro. 
Corresponde a troca de energia sem que haja diferenças de temperatura. 
 Com a termoquímica temos uma divisão nos processos de variação de energia, 
chamados de endotérmicos ou exotérmicos. No endotérmico temos reações químicas que 
podem absorver energia e, portanto, essa reação é caracterizada pela sensaç*ão de 
resfriamento, já as reações exotérmicas são o contrário das endotérmicas pois são 
responsáveis por liberar energia em formar de calor e por isso esse tipo de reação é 
caracterizado por uma sensação de aquecimento. 
 Energia em forma de calor que é liberada ou absorvida em uma reação química é 
denominada em termoquímica de variação de entalpia e é simbolizada por 𝛥𝐻. A 
entalpia (𝐻) designa o conteúdo de energia de cada substância e à diferença de energia 
entre os reagentes e os produtos (𝛥𝐻 = HPRODUTOS – HREAGENTES). Quando a 
equação que descreve o processo inclui o valor da variação de entalpia, dizemos que é 
4 
uma equação termoquímica. Se o valor de 𝛥𝐻 for negativo, quer dizer que o processo é 
exotérmico, porque a entalpia final é menor que a inicial; e se der positivo, o processo é 
endotérmico. 
Todosos processos físicos e químicos envolvem, além das transformações materiais (reações 
químicas) e mudanças de estados físicos, variações energéticas. Desta maneira, um enfoque 
que é dado pela calorimetria, se baseia justamente em medir as variações energéticas que 
acompanham os processos físicos e químicos. A parte da calorimetria que trata 
especificamente destas variações de temperatura é conhecida como Termoquímica. O 
conceito da calorimetria envolve a aplicação da primeira lei da Termodinâmica que 
estabelece que a energia é conservada nas transformações. 
A medida direta dos calores envolvidos nas reações químicas é uma parte da calorimetria a 
qual não é muito valorizada uma vez que muitas destas reações ocorrem sob condições que 
estão fora do alcance das medidas calorimétricas diretas. No entanto, reações de dissociação, 
neutralização e muitas reações iônicas de precipitação, são susceptíveis de observação 
calorimétrica direta. 
As reações químicas sempre estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia. 
Se a energia dos produtos for menor que a energia dos reagentes, então o sistema libera energia 
na forma de calor (reação exotérmica), causando aumento na temperatura do meio. Por outro 
lado, se a energia dos produtos for maior que a energia dos reagentes, o sistema absorve 
energia durante a reação (reação endotérmica), retirando calor do meio e conseqüentemente 
diminuindo a temperatura do sistema. 
A energia de qualquer sistema pode ser expressa em termos de seu equivalente em calor, 
entalpia (H). Quando a reação é conduzida sob pressão constante, a variação de entalpia, 
designada por H, é dada simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos 
reagentes.
H 
5 
1.METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
 
1.1. Materiais e reagentes 
• 4 Bérqueres 100 mL; 
• Calorímetros artesanais feitos com béquer, lata, isopor e termômetro; 
• Termômetros 
• Espátula; 
• Vidro de relógio; 
• Bastão de vidro; 
• Funil de vidro; 
• NH4cl(s) 
• NaOH(s); 
• Solução 2 M NaOH(aq) 50 mL; 
• Solução 2 M HCl(aq) 50 mL; 
• 3 Provetas 50 mL 
6 
 
 
1.2. Procedimento experimental 
 
 
Calibração do Calorímetro 
 
 
Pesou-se 50 g de água à temperatura ambiente utilizando béquer de 100 mL, foi 
adicionando no calorímetro, Tampos é transferimos a temperatura do conjunto após 
equilíbrio térmico. com uma proveta foi transferido 50 ml de água para um béquer de 100 
mL é aquecido até 70 
°C colocamos no calorímetro é anotamos a temperatura final após o equilíbrio térmico. E 
repetimos esse procedimento mais 2 vezes. Determinação da entalpia de dissolução 
 
Utilizamos o calorímetro calibrado para fazer a medição da entalpia de dissolução da sais. 
 
1) Entalpia de dissolução do Cloreto de Amônio 
 
Pesou-se 50 g de água à temperatura ambiente foi colocada no calorímetro 
esperamos equilíbrio térmico é aferir temperatura do sistema. Pensamos 6 g de cloreto 
de Amônio com auxílio de espátula e do vidro de relógio. Colocamos cloreto de 
Amônio pesado no calorímetro homogenizado, tampamos calorímetro é aferimos à 
temperatura de equilíbrio. 
2) Entalpia de dissolução do hidróxido de sódio 
 
Pesou-se 50 g de água à temperatura ambiente foi colocado no calorímetro esperamos 
equilíbrio térmico é aferir temperatura do sistema. 
Pesou-se 5 g de hidróxido de sódio com auxílio de espátula e do vidro de relógio. 
Colocamos o cloreto de Amônio pesado no calorímetro homogenizado com auxílio do 
bastão de vidro, tampamos calorímetro é aferimos à temperatura de equilíbrio. 
3) Entalpia de dissolução do hidróxido de sódio 
Pesou-se 50 g de água à temperatura ambiente foi colocado no calorímetro esperamos 
equilíbrio térmico é aferir temperatura do sistema. 
7 
 
Pesou-se 10 g de hidróxido de sódio com auxílio de espátula e do vidro de relógio. 
Colocamos o cloreto de Amônio pesado no calorímetro homogenizado com auxílio do 
bastão de vidro, tampamos calorímetro é aferimos à temperatura de equilíbrio. 
 
Determinação da entalpia neutralização. 
 
Medimos com auxílio de uma proveta e medimos 50 ml de solução de NaOH 2 mol/ 
L e com outra proveta medimos 50 mL de solução de HCL 2 mol/L. Adicionado a solução 
de HCL no calorímetro esperamos equilíbrio térmico é aferimos à temperatura inicial do 
sistema. 
 
Medimos a temperatura inicial da solução de NaOH (aq). Foi colocado a solução de 
NaOH no calorímetro, tampando é esperamos atingir equilíbrio térmico. Em seguida 
medimos a temperatura de equilíbrio. 
8 
 
2. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
 
 
Determinação da Capacidade Calorífica do Calorímetro 
 
Conhecendo o princípio da igualdade das trocas de calor, pode-se afirmar que a soma 
das quantidades de calor do calorímetro e da água é igual a zero, portanto, substituindo-
se os valores obtidos experimentalmente na Equação tem-se: 
 
NaOH NH4CL 
QAF+QAQ+QCAL=0 QAF+QAQ+QCAL=0 
 
50.1(50,7-25)+50.1(42,5-70,5)+C.(50,7-25) 50.1(50,3-24)+50.1(44-69,5)+C.(50,3-24) 
 
50.25,7+50(-28)+C.25,7=0 50.26,3+50(-25,5)+C.26,3=0 
 
1285-1400+25,7.C=0 1315-1275+C.26,3=0 
 
-115+25,7.C=0 40+26,7.C=0 
 
C=115/25,7 C=40/26,7 C=1,50 
 
C=4,48 
 
 𝛥Hdeneutralização 
QsolHcl+QsolNaOH+Qcal+Qreação 
 100.1(36-25)+4,48.(36-25)+QR=0 
 
1100+49,28+QR=0 
 
QR=1149,28Cal----0,1mol 1Cal--------4,18J 
 
 x----------1mol 114928Cal---x 
 
 48039J=48,039KJ 
 
Dados NaOH NH4Cl 
TEMP. H2O FRIA 25°C 24°C 
SOLUÇÃO 5g 6g 
TEMP. BEQUER 
QUENTE 70,5°C 69,5°C 
MISTURA 42,5 °C 44 °C 
Mistura 
TEMP.final 44°C 18°C 
9 
 
3. CONCLUSÃO 
 
A realização deste experimento permite ao aluno a assimilação de alguns conceitos 
termoquí2micos de fundamental importância como: a Primeira Lei da Termodinâmica, entalpia, 
reação endotérmica, reação exotérmica, capacidade calorífica, calor de dissolução, entre outros. 
Desta forma, este experimento consiste em utilizar materiais e reagentes de uso cotidiano para 
realização de um experimento com alto valor pedagógico. Neste experimento foi possível 
determinar as entalpias de dissolução de alguns sais, a partir de um calorímetro simples e de 
baixo custo, sendo obtidos valores muito próximos daqueles encontrados na literatura 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
 
QUESTÕES PROPOSTAS 
1. Dois sistemas, A é B, estão em contato separados por paredes diatérmicas ( que 
permitem troca de calor ) e isolados da vizinhança conforme podemos observar 
inicialmente na figura abaixo. Responda: 
 
a. Em que sentido ocorrerá a transferência de calor Por quê ? 
R. Do sistema B para o sistema A,pois A transferência de calor sempre 
ocorre de forma espontânea, no sentido do corpo de maior temperatura 
para o corpo de menor temperatura. 
b. Observando as temperaturas iniciais mostradas na figura, sabendo, que a 
temperatura final de equilíbrio térmico é de 45 °C é que a capacidade 
 Térmica do sistema A,CA = 2,5 cal /°C. Quantidade de calor , QA, é cedida 
ou recebida pelo sistema A. 
 
R. QA=CAx 𝛥T 𝛥T=60C-45C=15C 
 QA=2,5x15 O sistema A recebe 37,5cal de calor 
 QA= 37,5cal 
 
 c.Qual A capacidade térmica, CB, do sistema B? 
 
QB=-QAQ=Cp x m x 𝛥t 
 QB=-37,5Cal 37,5=CB x 𝛥t 
 CB=-37,5/(60-45) CB=2,5cal/C 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
 
 
1) Russel. J.B química geral 2 Ed, Trad. MA. Broto Et , São Paulo Makron Book do Brasil 
Editora LTDA 1994 
2)Castellan. G fundamento de físico - química. Trad de C. M. P dos Santos 
3)R.B Faria Rio de Janeiro , Livros Técnicos e científicos 1986 
4) Termoquímica - introdução, conceitos, exemplos - InfoEscola 
5)https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/11380418082016Termodinamica_Quimica
_Aula_6.pdf 
 
https://www.infoescola.com/quimica/termoquimica/
https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/11380418082016Termodinamica_Quimica_Aula_6.pdf
https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/11380418082016Termodinamica_Quimica_Aula_6.pdf