Relatorio 3 - Calor de reações iônicas (Neutralização).

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Alunos: Jucilane Braga, Ricardo Torres, Tiago costa. 
Data: 12 de maio de 2023. 
Professor: Elson Almeida. 
 
TÍTULO 
 Calor de reações iônicas (Neutralização). 
RESUMO 
A reação de neutralização é uma reação química entre um ácido e uma base que produz 
sal e água. Tal reação é tida como uma reação exotérmica, ou seja, uma reação que libera 
energia na forma de calor para a sua vizinhança. Com isso, o presente relatório teve como 
o objetivo calcular o calor que é gerado durante uma reação de neutralização ente o NaOH 
com HCL, e NaOH com Ácido Acético. Como resultado, tivemos que, para o primeiro 
experimento, o ∆H = -12,575 kcal/mol, e para o segundo experimento, tivemos que 
∆H = -13,83 kcal/mol. Transformando os resultados para KJ/mol, temos ∆H = -
52,6138 para o primeiro experimento, e ∆H = -57,86472 KJ/mol para o segundo 
experimento. Os valores encontrados em Kj/mol chegaram próximos aos valores 
descritos na literatura. 
INTRODUÇÃO 
A calorimetria envolve o estudo da energia absorvida ou liberada durante um 
processo de qualquer natureza: físico, químico ou biológico. Por essa técnica pode-se 
determinar capacidades caloríficas, energia envolvida em mudanças de estado como 
vaporização e fusão, e em processos químicos, como combustão, neutralização. Os 
calorímetros são os instrumentos utilizados nessas medidas e, de um modo geral ele é 
constituído por três partes básicas: a cela ou vaso calorimétrico, local onde se realiza o 
processo em estudo, os arredores ou vizinhança e a parede que separa fisicamente a cela 
e os arredores [1]. 
De 1882 a 1886, Julius Thomsen publicou dados de entalpias de neutralização de 
ácidos e bases. Esse pesquisador verificou que a entalpia de neutralização de um ácido 
forte por uma base forte em solução diluída era praticamente constante [2]. Existem várias 
teorias sobre acidez e basicidade. Nos primórdios da química os ácidos eram identificados 
pelo seu gosto azedo “ácido” e pelo seu efeito sobre certos pigmentos de plantas (por 
exemplo, o tornassol). Em 1884, Arrhenius sugeriu a teoria da dissociação eletrolítica e 
propôs a auto-ionização da água: 
𝐻2𝑂(𝑙) ↔ 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) ∆𝑟𝐻𝜃(298𝑘, 𝐼 = 0) 
Para que a energia do produto seja menor do que a do reagente, é preciso que a 
reação libere calor, ou seja, ocorra uma reação exotérmica. Portanto, a entalpia de 
neutralização é definida como a liberação de calor durante a neutralização de uma solução 
diluída em ácido por uma solução diluída em base [3]. 
Um processo é dito exotérmico quando este cede energia na forma de calor para o 
ambiente. Quando um processo exotérmico ocorre num sistema com fronteiras 
diatérmicas, há liberação de calor para as vizinhanças (parte do universo vizinha ao 
sistema de onde se faz as observações ou medidas). Quando um processo exotérmico 
ocorre num sistema com fronteiras adiabáticas, a temperatura do sistema se eleva. A 
variação de entalpia (∆H) de um processo exotérmico é negativa, uma vez que, a entalpia 
dos produtos, ∆H(p), é menor que o a entalpia dos reagentes ∆H(r). Um exemplo de 
processo exotérmico é a reação de combustão [4]. 
A entalpia de uma determinada reação é calculada mediante as entalpias de 
formação das substâncias em questão, e de acordo com as expressões (Equações 1 e 2): 
∆𝐻 = ∆𝐻𝑝 − ∆𝐻𝑟 (1) 
∆𝐻 = ∑ 𝐻𝑓(𝑝) − ∑ 𝐻𝑓(𝑟) (2) 
A energia pode ser expressa em termos de seu equivalente em calor, entalpia (H). 
A reação quando 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 
[5]. Sendo assim: Hf = entalpia de formação das substâncias e os valores de ∆H expressos 
em Joule (J). Para as medições das variações de entalpia de neutralização, empregam-se 
geralmente calorímetros, que é um recipiente fechado, com um termômetro, no qual são 
projetados para manter a transferência de calor no seu interior. É importante ressaltar a 
capacidade calorífica no interior do mesmo, para que o calor cedido ou liberado pela 
substância precise ser o mesmo calor cedido ou liberado pelo calorímetro [6]. 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
- Materiais e reagentes: vide o roteiro da aula prática 3, pag. 8. 
- Procedimento: vide o roteiro da aula prática 3, pag. 9. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 A parte inicial do procedimento pode ser considerada uma confirmação dos 
resultados da prática passada. Para encontrar o W, calculamos o equivalente em água para 
a amostra contendo 100 ml de água, com a temperatura variando para +10°C acima da 
temperatura ambiente. Os dados coletados podem ser observados através da Tabela 1, a 
seguir. 
Tabela 1 – Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do equivalente em água 
para 100 ml de água com +10°C acima da temperatura, onde t (s) é o tempo em segundos, Tf °C é a 
temperatura fria e Tq °C é a temperatura quente. 
 
Fonte: Os autores. 
Logo, temos que o ∆𝑇f = 32-28=4°C, e o ∆𝑇q=38-32=6°C. Então, usando a 
Equação 2, temos: 
(2) 
100𝑥6 = 𝑊𝑥4 + 100𝑥4 
600 = 4𝑊 + 400 
600 − 400 = 4𝑊 
200
4
= 𝑾 = 𝟓𝟎 𝒈. 
 Portanto, temos como o valor de W = 50g, o mesmo valor encontrado para o 
procedimento da prática anterior. Os mesmos valores para a temperatura e variação da 
temperatura também ficaram idênticos, confirmando que o calorímetro é eficaz para esse 
volume de água e temperatura. 
 O procedimento inicial da etapa anterior também foi utilizado para calcular os 
calores de reação de neutralização, no entanto, no lugar da água fria foi utilizado uma 
solução de NaOH a 0,5 mol/L, e no lugar da água quente, foi utilizado uma solução de 
HCl a 0,5 mol/L, os dados coletados antes e após a mistura dos dois reagentes podem ser 
observados através da Tabela 2. 
Tabela 2 – Dados referente a reação de neutralização, com a temperatura dos reagentes antes da mistura, e 
depois das misturas de ambos. 
 
Fonte: Os autores. 
 Com isso, é possível confirmar que a reação se trata de uma reação de 
neutralização com um processo exotérmico, que pode ser definida como, de acordo com 
ATKINS e DE PAULA, 2018, um processo que libera energia para a vizinhança na forma 
de calor, uma vez que a temperatura do meio reacional saiu de aproximadamente 27,5°C 
e passou para 30°C. Na Figura 1, é possível observar o comportamento da Temperatura 
em função Tempo para o meio reacional, onde se observa que a temperatura aumentou 
logo nos primeiros 10 s após a mistura dos reagentes, indicando que a reação ocorre de 
forma imediata, além disso, a temperatura se manteve constante após a mistura dos 
reagentes até o final da análise. O ∆𝑇 para a reação foi de 2,5°C. 
 
 
 
Figura 1 – Gráfico do comportamento do meio reacional mostrando o que acontece com a temperatura ao 
misturar os reagentes após um breve período. 
 
 Fonte: Os autores. 
 Com isso, utilizando a Equação 3, foi possível encontrar o Q(cal) da amostra, onde: 
 (3) 
200𝑥2,5 + 50𝑥2,5 = 𝑄(𝑐𝑎𝑙) 
500 + 25 = 𝟔𝟐𝟓 = 𝑸(𝒄𝒂𝒍) 
 Antes de substituir os valores na Equação 4, foi necessário encontrar o número de 
mols presente em 100 ml de NaOH a 0,5 mol/L, portanto: 
𝐶 =
𝑀
𝑀𝑀𝑥𝑉
, logo 𝑀𝑀𝑥𝑉𝑥𝐶 = 𝑀 
39,997𝑥0,1𝑥0,5 = 1,99 = 𝑀 
Então: 
𝑛 =
𝑀
𝑀𝑀
,
1,99
39,997
= 0,0497 
Com isso, agora com todos os dados necessários, foi possível calcular o ∆H do 
meio reacional, utilizando a Equação 4, onde: 
(4) 
∆H = − (
625
0,0497
) = −12,575
cal
mol
 
O teste foi feito em duplicata, onde o valor encontrado para Q(cal) foi de 750 e o 
∆H foi de 15,090 cal/mol. Contudo, a média das entropias para esta reação foi de ∆H = 
13,83 kcal/mol. 
O mesmo procedimento foi feito utilizando a reação de NaOH a 0,5 mol/L com 
o ácido acético (AA) CH₃COOH, os dados coletados podem ser observados através da 
Tabela 3. 
Tabela 3 – Dados referente a reação de neutralização do NaOH com o Ácido Acético, com a temperaturados reagentes antes da mistura, e depois das misturas de ambos. 
 
Fonte: Os autores. 
 Através da Figura 2, é observado que o comportamento do gráfico seguiu o mesmo 
comportamento da reação anterior, ou seja, também é uma reação de neutralização de 
processo exotérmico que libera energia na forma de calor. Além disso, foi calculado 
também o ∆H que apresentou -12,575 cal/mol, e para a replicação do teste obtivemos um 
valor de -15,090 cal/mol, adquirindo uma média de ∆H = -13,83 kcal/mol. 
 Assumindo que -1kcal/mol equivale -4,184 KJ/mol, logo, para a reação do 
NaOH com HCl, onde ∆H = -12,575 kcal/mol, pode ser descrita como ∆H = -52,6138 
KJ/mol. E para a reação do NaOH com o Ácido Acético, onde ∆H = -13,83 kcal/mol, 
pode ser descrita como ∆H = -57,86472 KJ/mol. 
 O valor encontrado para ∆H, nas unidades de KJ/mol, foi um valor próximo 
ao resultado descrito por PASTRE et al., 2012, onde ele explica que valores próximos 
de -56,5 kj/mol é uma aproximação considerável para a entalpia de neutralização de 
ácidos fortes e bases fortes em condições padrão, ainda mais, o autor explica que o 
valor pode sofrer alterações de acordo com a temperatura e a pressão das condições 
em que ocorre a reação. 
 
 
Figura 2 – Gráfico do comportamento do meio reacional, mostrando o mesmo comportamento que a reação 
anterior apresentou. 
 
 Fonte: Os autores. 
 
CONCLUSÃO 
As reações de neutralização permitem a liberação de uma determinada quantidade 
de energia que pode ser expressa pela entalpia de neutralização que é o calor liberado 
durante a neutralização de um ácido por uma base, ambos diluídos. Através da realização 
da prática por meio da calorimetria, foi possível determinar o calor de neutralização 
ácido-base. Os resultados adquiridos, chegaram próximos aos valores descritos na 
literatura, portanto, o calorímetro se mostrou eficaz para a tal prática. 
 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P.; DE PAULA, J. Físico Química. 10 ed. – Porto Alegre: Bookman, 2018. 
CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico- Química. Trad. De C. M. P dos Santos e R. B. 
Faria. Rio De Janeiro, Livros técnicos e científicos, 1986. (5) 
CHAGAS, Aécio Pereira; AIROLDI, Claudio. Termoquímica na Unicamp: depoimento 
sobre uma jornada de 25 anos. Química Nova, v. 22, p. 435-442, 1999. (1) 
J.A. SIMONI, R.A. JORGE, Química Nova, 13 (1990) 108-111. (6) 
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa–tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo: 
Edgard Blücher, v. 31, p. 516-786, 1996. (3) 
P.C. BRAATHEN, A.A. LUSTOSA, A.C. FONTES, K.G. SEVERINO, Química Nova 
na Escola, 29 (2008) 42-45. (4) 
PASTRE, I. A. et al. Reações ácido-base: conceito, representação e generalização a partir 
das energias envolvidas nas transformações. Química Nova, v. 35, p. 2072-2075, 2012. 
W.J. MOORE, Físico-Química. Vol. 2, Trad. Tibor Rabockai, São Paulo, Edgard Blucher, 
1976, p. 391-392. (2)