Determinação do calor de reação (Neutralização) - Físico química experimental

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM 
Instituto de Ciências Exatas - ICE 
Departamento de Química - DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2º RELATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANAUS - AM 
12 DE MAIO DE 2015 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM 
Instituto de Ciências Exatas - ICE 
Departamento de Química - DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DETERMINAÇÃO DO CALOR DE REAÇÃO - NEUTRALIZAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALUNOS: AYRTON LUCAS TELES 21201646 
JOSIANA MOREIRA MAR 21206535 
LUANA LEÃO 21201434 
WAGNER MOREIRA 21203673 
 
 
 
 
MANAUS - AM 
12 DE MAIO DE 2015 
 
DETERMINAÇÃO DO EQUIVALENTE EM ÁGUA DE UM CALORÍMETRO 
 
RESUMO 
O calor e a entalpia de neutralização das reações ácido-base foram realizadas 
em um calorímetro que possuí o equivalente médio total de 66,71 𝑐𝑎𝑙. ℃−1, os dados 
obtidos foram determinados a partir das variações de temperaturas da base e das 
misturas de cada ácido com a mesma base, onde mediu-se logo após ser realizada a 
mistura. Realizou-se os cálculos, onde tirou-se média total e desvio-padrão dos valo-
res de calor de neutralização. O valor médio total do calor de neutralização foi 
−16,95 𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1, com desvio padrão de ± 0,667. Por tratar-se de um experimento 
com reações rápidas em geral, pequenos erros podem ter sido cometidos, então esse 
valor pode ter sofrido diversas influências, mas apresenta boa concordância em rela-
ção ao valor descrito na literatura de −13,4 𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1. 
 
INTRODUÇÃO 
O calor de reação entre um ácido e uma base é denominado calor de neutrali-
zação. Em solução aquosa, os ácidos e as bases fortes encontram-se completamente 
dissociados, e o calor de neutralização é numericamente igual ao calor de dissociação 
da água com sinal contrário [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 e igual 
a - 57,7 kJ mol -1 (- 13,4 kcal mol -1), a 25 ºC [2]. 
Esse resultado e alguns dados de condutividade conduziram Svante Arrhenius 
a propor, em 1887, uma nova teoria para o comportamento das soluções eletrolíticas. 
Esse sugeriu que na solução existe um equilíbrio entre as moléculas não dissociadas 
do soluto e os íons que delas provêm pela dissociação eletrolítica. Os ácidos e as 
bases fortes sendo quase que totalmente dissociados, sua interação era, em todos os 
casos, equivalente a: 
H+ (aq) + OH- (aq) H2O(l) 
Explicando assim a constância do valor da entalpia de neutralização dos mes-
mos. 
Assim sendo, a entalpia de neutralização pode ser definida como o calor libe-
rado durante a neutralização de uma solução diluída de ácido por uma solução diluída 
de base. Essa entalpia de neutralização é sempre igual a - 55,84 kJ mol -1, a 25 ºC [3]. 
A neutralização envolvendo ácidos e bases fortes podem ser escritas de forma 
simplificada: 
H3O+(aq) + OH-(aq) → 2H2O(l) 
 
ficando claro que o efeito térmico não depende do cátion da base e do ânion 
do ácido. Quando o ácido ou a base não estão completamente dissociados ou ioniza-
dos, conforme o caso, a afirmação anterior não é verdadeira [4]. 
Pode-se medir calorimetricamente a variação de entalpia acompanhando-se a 
variação de temperatura de uma transformação física ou química que ocorra a pres-
são constante [5]. 
Com isso, pode-se calcular a variação de entalpia através do calor liberado pela 
mistura da base com o ácido a partir da seguinte fórmula: 
300∆𝑇 + 𝐶∆𝑇 = 𝑄 (I) 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛(𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑏𝑎𝑠𝑒)
𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 (II) 
O objetivo deste experimento é determinar o calor de neutralização de ácidos 
fortes e fracos a partir da calorimetria de neutralização de ácidos fortes e ácido fraco 
adicionados em base forte. 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
 Material e Reagentes 
 
- Calorímetro composto por frasco de Dewar; 
- Termômetro; 
- Proveta de 250 mL; 
- Béquer 100 ml; 
- Solução de NaOH 0,5M; 
- Solução de HCl 0,5M; 
- Solução de CH3COOH 0,5M; 
- Solução de H2SO4 0,5M. 
 
 Procedimento Experimental 
 
(a) Determinação do calor de neutralização usando ácidos clorídrico e acé-
tico e a base hidróxido de sódio: 
 
- Adicionou-se no calorímetro 150mL de solução 0,5 M de NaOH padronizada. 
Agitou-se a solução moderadamente e registrou-se a temperatura a cada 20 se-
gundos até que o equilíbrio térmico fosse atingido. 
- Adicionou-se 150 mL de solução de HCl 0,5 M, com temperatura igual a da so-
lução contida no calorímetro. Agitou-se e iniciou rapidamente a leitura da tempe-
ratura desta mistura, anotando-se em intervalos de 10 segundos até que perma-
necesse constante, ou diminuísse lentamente. 
- Repetiu-se este procedimento mais uma vez. 
 
(b) Substituir a solução de ácido clorídrico pela de ácido acético e/ou depois 
ácido sulfúrico. 
 
- Repetiu-se o procedimento (a) duas vezes para cada um dos ácidos 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Os valores de calor de reação de neutralização para o ácido clorídrico (HCl, 0,5 
M), ácido acético (CH3COOH, 0,5 M) e ácido sulfúrico (H2SO4 0,5 M), com o hidróxido 
de Sódio (NaOH, 0,5 M) foram tabelados, onde encontram-se no corpo deste relatório. 
Observou-se o calor absorvido da base pelo calorímetro, assim como o calor absor-
vido durante a reação de neutralização entre os ácidos e a base, para fins de análises 
e cálculos, foram utilizados as variações temperatura, entre a temperatura da base ou 
ácido, já que possuíam valores muito próximos, com a temperatura da reação neutra-
lizada, utilizando-se da equação (1) e (2). Pode-se então plotar os gráficos da variação 
de tempo em função das temperaturas para cada mistura. 
Por fim, determinou-se o valor médio do calor de neutralização para cada ácido, 
e seus respectivos desvios-padrões através de suas duplicatas. 
 
 Determinação do calor de reação – neutralização: NaOH + HCl 
 
Os valores da variação da temperatura em razão do tempo para o volume de 
150 ml de HCl, 0,5 M e 150 ml de NaOH, 0,5 M. 
 
Tabela 1 - Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do 
calor de neutralização de HCl com NaOH, medida 01. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Legenda: (Ti) Temperatura inicial (Tf) Temperatura final 
 
A partir dos dados coletados na 1ª medida obteve-se a curva tempo em função 
da variação da temperatura, montou-se o gráfico (Figura 1) para melhor visualização 
e análise, onde ∆T representa a variação de temperatura e ∆t a variação de tempo. 
 
t (s) Ti/ oC Tf/ oC 
0 20,40 19,50 
10 20,30 21,10 
20 20,20 22,50 
30 20,00 23,50 
40 19,90 23,30 
50 19,70 23,10 
60 19,70 23,00 
70 19,60 23,00 
80 19,50 22,90 
90 19,50 22,90 
100 19,50 22,90 
Figura 1. Variação da temperatura em função do tempo para o volume de 150mL de HCl e 150mL de 
NaOH, 0,5 M. 
 
Tanto o hidróxido de sódio, NaOH, quanto o ácido clorídrico, HCl, estão na mesma 
temperatura, 19,50ºC. 
Pode-se analisar a partir deste experimento onde a base (Ti) após ser introduzida 
no calorímetro, com uma temperatura inicial de 20,40ºC, possui um pequeno declínio de 
temperatura, até a temperatura permanecer constante em 19,50ºC a partir de 80 segun-
dos, ∆𝑇𝑖 = 0,90°𝐶. 
Após a introdução do ácido (Tf) no calorímetro com temperatura de 19,50ºC, ob-
serva-se um súbito aumento de temperatura da mistura
(NaOH + HCl), onde em 30 se-
gundos chega a uma temperatura máxima de 23,50ºC , ao decorrer do tempo começa a 
decair, até o ponto onde apresenta uma temperatura em equilíbrio no valor de 22,90ºC 
a partir de 190 segundos (80 segundos após inserida no calorímetro), ∆𝑇 = 3,40°𝐶. 
Conforme o cálculo teórico (Equação I e II), calculou-se o calor de neutralização 
da mistura: 
−[(𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑚𝑏𝑎𝑠𝑒) . ∆𝑇 . 𝐶𝐻2𝑂 + 𝐶. ∆𝑇] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
19,30
19,50
19,70
19,90
20,10
20,30
20,50
20,70
20,90
21,10
21,30
21,50
21,70
21,90
22,10
22,30
22,50
22,70
22,90
23,10
23,30
23,50
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210
Te
m
p
e
ra
tu
ra
/ 
⁰C
Tempo/ s
∆T
∆t
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
 (𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1) 
−[(150𝑔 + 150𝑔) . 3,40℃ . (1 𝑐𝑎𝑙. 𝑔−1. °𝐶−1) + (66,71 𝑐𝑎𝑙. ℃−1) . 3,40℃] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
 
Cancelando as unidades, temos: 
−[(150 + 150) . 3,40 . (1 𝑐𝑎𝑙) + (66,71 𝑐𝑎𝑙) . 3,40] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
−[1020 𝑐𝑎𝑙 + 226,81] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
𝑄𝑐𝑎𝑙 = −1246,81 𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
=
−1246,81 𝑐𝑎𝑙
0,075 𝑚𝑜𝑙
= −𝟏𝟔𝟔𝟐𝟒 𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 = −𝟏𝟔, 𝟔𝟐 𝒌𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
 
Tabela 2 - Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do 
calor de neutralização de HCl e NaOH, medida 02. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Legenda: (Ti) Temperatura inicial (Tf) Temperatura final 
 
A partir dos dados coletados na 2ª medida obteve-se a curva tempo em função 
da variação da temperatura, montou-se o gráfico (Figura 2) para melhor visualização 
e análise, onde ∆T representa a variação de temperatura e ∆t a variação de tempo. 
t (s) Ti/ oC Tf/ oC 
0 20,20 19,70 
10 20,10 21,10 
20 20,00 22,10 
30 20,00 23,50 
40 19,90 23,40 
50 19,80 23,20 
60 19,60 23,20 
70 19,60 23,10 
80 19,60 23,00 
90 19,60 22,90 
100 19,60 22,90 
 
Figura 2. Variação da temperatura em função do tempo para o volume de 150mL de HCl e 150mL de 
NaOH, 0,5 M. 
 
A variação de temperatura do ácido clorídrico (19,70ºC) e do hidróxido de sódio 
(19,60ºC) é de ∆𝑇𝑏𝑎𝑠𝑒,á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 0,10°𝐶. 
Pode-se analisar a partir deste experimento onde a base (Ti) após ser introduzida 
no calorímetro, com uma temperatura inicial de 20,20 ºC, possui um pequeno declínio de 
temperatura, até a temperatura permanecer constante em 19,60 ºC a partir de 60 segun-
dos, ∆𝑇𝑖 = 0,60°𝐶. 
Após a introdução do ácido (Tf) no calorímetro com temperatura de 19,70ºC, ob-
serva-se um súbito aumento de temperatura da mistura (NaOH + HCl), onde em 30 se-
gundos chega a uma temperatura máxima de 23,50º C , ao decorrer do tempo começa 
a decair, até o ponto onde apresenta uma temperatura em equilíbrio no valor de 22,90 
ºC a partir de 200 segundos (90 segundos após inserida no calorímetro), ∆𝑇 = 3,30°𝐶, 
tomando como temperatura inicial a base. 
Conforme o cálculo teórico (Equação I e II), calculou-se o calor de neutralização 
da mistura: 
19,30
19,50
19,70
19,90
20,10
20,30
20,50
20,70
20,90
21,10
21,30
21,50
21,70
21,90
22,10
22,30
22,50
22,70
22,90
23,10
23,30
23,50
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210
Te
m
p
e
ra
tu
ra
/ 
⁰C
Tempo/ s
∆t
∆T
−[(𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑚𝑏𝑎𝑠𝑒) . ∆𝑇 . 𝐶𝐻2𝑂 + 𝐶. ∆𝑇] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
 (𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1) 
−[(150𝑔 + 150𝑔) . 3,30℃ . (1 𝑐𝑎𝑙. 𝑔−1. °𝐶−1) + (66,71 𝑐𝑎𝑙. ℃−1) . 3,30℃] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
Cancelando as unidades, temos: 
−[(150 + 150) . 3,30 . (1 𝑐𝑎𝑙) + (66,71 𝑐𝑎𝑙) . 3,30] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
−[990 𝑐𝑎𝑙 + 220,14] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
𝑄𝑐𝑎𝑙 = −1210,14 𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
=
−1210,14 𝑐𝑎𝑙
0,075 𝑚𝑜𝑙
= −𝟏𝟔𝟏𝟑𝟓 𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 = −𝟏𝟔, 𝟏𝟒 𝒌𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
 
Analisando os dois gráficos juntamente, pode-se notar certa proximidade nos 
valores, Figura 3. 
Figura 3. Variação da temperatura em função do tempo para o volume de 150mL de HCl e 150mL de 
NaOH, 0,5 M. 
19,30
19,50
19,70
19,90
20,10
20,30
20,50
20,70
20,90
21,10
21,30
21,50
21,70
21,90
22,10
22,30
22,50
22,70
22,90
23,10
23,30
23,50
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210
Te
m
p
e
ra
tu
ra
/ 
⁰C
Tempo/ s
Medida 1 Medida 2
Calculando a média do calor de neutralização em HCl e o desvio-padrão do 
mesmo, temos: 
 
 
Tabela 3 - Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do 
calor de neutralização do ácido clorídrico, 0,5 M, medida 01 e 02. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Determinação do calor de reação – neutralização: NaOH + CH3COOH 
 
Os valores da variação da temperatura em razão do tempo para o volume de 
150 ml de CH3COOH, 0,5 M e 150 ml de NaOH, 0,5 M. 
 
 
Tabela 4 - Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do 
calor de neutralização de CH3COOH e NaOH, medida 01. 
Medida 
Calor de neutralização/ 
𝒌𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
1 - 16,62 
2 - 16,14 
Média - 16,38 
Desvio-Padrão ± 0,35 
t (s) Ti/ oC Tf/ oC 
0 20,50 19,80 
10 20,40 20,40 
20 20,20 20,90 
30 20,00 21,70 
40 20,00 22,10 
50 19,80 23,10 
60 19,70 23,20 
70 19,70 23,50 
80 19,60 23,40 
90 19,60 23,30 
100 19,60 23,20 
110 19,60 23,20 
 
 
 
 
 
Legenda: (Ti) Temperatura inicial (Tf) Temperatura final 
 
A partir dos dados coletados na 2ª medida obteve-se a curva tempo em função 
da variação da temperatura, montou-se o gráfico (Figura 4) para melhor visualização 
e análise, onde ∆T representa a variação de temperatura e ∆t a variação de tempo. 
Figura 4. Variação da temperatura em função do tempo para o volume de 150mL de CH3COOH e 
150mL de NaOH, 0,5 M. 
 
A variação de temperatura do ácido acético (19,80ºC) e do hidróxido de sódio 
(19,60ºC) é de ∆𝑇𝑏𝑎𝑠𝑒,á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 0,20°𝐶. 
Pode-se analisar a partir deste experimento onde a base (Ti) após ser introduzida 
120 19,60 23,10 
130 19,60 23,10 
140 19,60 23,10 
150 19,60 23,10 
19,30
19,50
19,70
19,90
20,10
20,30
20,50
20,70
20,90
21,10
21,30
21,50
21,70
21,90
22,10
22,30
22,50
22,70
22,90
23,10
23,30
23,50
23,70
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210 220 230 240 250
Te
m
p
e
ra
tu
ra
/ 
⁰C
Tempo/ s
∆T
∆t
no calorímetro, com uma temperatura inicial de 20,50 ºC, possui um pequeno declínio de 
temperatura, até a temperatura permanecer constante em 19,60 ºC a partir de 80 segun-
dos, ∆𝑇𝑖 = 0,90°𝐶. 
Após a introdução do ácido (Tf) no calorímetro com temperatura de 19,80ºC, ob-
serva-se um aumento moderado de temperatura da mistura (NaOH + CH3COOH), onde 
em 70 segundos chega a uma temperatura máxima de 23,50ºC , ao decorrer do tempo 
começa a decair, até o ponto onde apresenta uma temperatura em equilíbrio no valor de 
23,10 ºC a partir de 230 segundos (120 segundos após inserida no calorímetro), ∆𝑇 =
3,50°𝐶, tomando como temperatura inicial a base. 
Conforme o cálculo teórico (Equação I e II), calculou-se o calor de neutralização 
da mistura: 
−[(𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑚𝑏𝑎𝑠𝑒) . ∆𝑇 . 𝐶𝐻2𝑂 + 𝐶. ∆𝑇] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
 (𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1) 
−[(150𝑔 + 150𝑔) . 3,50℃ . (1 𝑐𝑎𝑙. 𝑔−1. °𝐶−1) + (66,71 𝑐𝑎𝑙. ℃−1) . 3,50℃] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
Cancelando as unidades, temos: 
−[(150 + 150) . 3,50 . (1 𝑐𝑎𝑙) + (66,71 𝑐𝑎𝑙) . 3,50] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
−[1050 𝑐𝑎𝑙
+ 233,49] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
𝑄𝑐𝑎𝑙 = −1283,49 𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
=
− 1283,49 𝑐𝑎𝑙
0,075 𝑚𝑜𝑙
= −𝟏𝟕𝟏𝟏𝟑 𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 = −𝟏𝟕, 𝟏𝟏 𝒌𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
 
Tabela 5 - Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do 
calor de neutralização de CH3COOH e NaOH, medida 02. 
t (s) Ti/ oC Tf/ oC 
0 20,70 19,70 
10 20,60 20,20 
20 20,40 20,50 
30 20,30 21,30 
40 20,10 21,70 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Legenda: (Ti) Temperatura inicial (Tf) Temperatura final 
 
A partir dos dados coletados na 2ª medida obteve-se a curva tempo em função 
da variação da temperatura, montou-se o gráfico (Figura 5) para melhor visualização 
e análise, onde ∆T representa a variação de temperatura e ∆t a variação de tempo. 
Figura 5. Variação da temperatura em função do tempo para o volume de 150mL de CH3COOH e 150mL 
de NaOH, 0,5 M. 
50 20,00 22,50 
60 19,80 22,90 
70 19,70 23,10 
80 19,70 23,50 
90 19,60 23,50 
100 19,50 23,40 
110 19,50 23,20 
120 19,50 23,20 
130 19,50 23,20 
140 19,50 23,20 
150 19,50 23,20 
19,35
19,60
19,85
20,10
20,35
20,60
20,85
21,10
21,35
21,60
21,85
22,10
22,35
22,60
22,85
23,10
23,35
23,60
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210 220 230 240 250
Te
m
p
e
ra
tu
ra
/ 
⁰C
Tempo/ s
∆T 
∆t
A variação de temperatura do ácido acético (19,70ºC) e do hidróxido de sódio 
(19,50ºC) é de ∆𝑇𝑏𝑎𝑠𝑒,á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 0,20°𝐶. 
Pode-se analisar a partir deste experimento onde a base (Ti) após ser introduzida 
no calorímetro, com uma temperatura inicial de 20,70 ºC, possui um pequeno declínio de 
temperatura, até a temperatura permanecer constante em 19,50 ºC a partir de 100 se-
gundos, ∆𝑇𝑖 = 1,20°𝐶. 
Após a introdução do ácido (Tf) no calorímetro com temperatura de 19,70ºC, ob-
serva-se um aumento moderado de temperatura da mistura (NaOH + CH3COOH), onde 
em 80 segundos chega a uma temperatura máxima de 23,50º C , ao decorrer do tempo 
começa a decair, até o ponto onde apresenta uma temperatura em equilíbrio no valor de 
23,20 ºC a partir de 220 segundos (110 segundos após inserida no calorímetro), ∆𝑇 =
3,70°𝐶, tomando como temperatura inicial a base. 
Conforme o cálculo teórico (Equação I e II), calculou-se o calor de neutralização 
da mistura: 
−[(𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑚𝑏𝑎𝑠𝑒) . ∆𝑇 . 𝐶𝐻2𝑂 + 𝐶. ∆𝑇] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
 (𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1) 
−[(150𝑔 + 150𝑔) . 3,70℃ . (1 𝑐𝑎𝑙. 𝑔−1. °𝐶−1) + (66,71 𝑐𝑎𝑙. ℃−1) . 3,70℃] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
Cancelando as unidades, temos: 
−[(150 + 150) . 3,70 . (1 𝑐𝑎𝑙) + (66,71 𝑐𝑎𝑙) . 3,70] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
−[1110 𝑐𝑎𝑙 + 246,83] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
𝑄𝑐𝑎𝑙 = − 1356,83 𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
=
− 1356,83 𝑐𝑎𝑙
0,075 𝑚𝑜𝑙
= −𝟏𝟖𝟎𝟗𝟏, 𝟎𝟐 𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 = −𝟏𝟖, 𝟎𝟗 𝒌𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
 
Analisando os dois gráficos juntamente, pode-se notar certa proximidade nos 
valores, Figura 6. 
Figura 6. Variação da temperatura em função do tempo para o volume de 150mL de CH3COOH e 
150mL de NaOH, 0,5 M. 
 
Calculando a média do calor de neutralização em CH3COOH e o desvio-padrão 
do mesmo, temos: 
 
 
Tabela 6 - Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do 
do calor de neutralização do ácido acético, 0,5 M, medida 01 e 02. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Medida 
Calor de neutraliza-
ção/ 𝒌𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
1 - 17,11 
2 - 18,09 
Média - 17,60 
Desvio-Padrão ± 0,691 
19,35
19,60
19,85
20,10
20,35
20,60
20,85
21,10
21,35
21,60
21,85
22,10
22,35
22,60
22,85
23,10
23,35
23,60
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210 220 230 240 250
Te
m
p
e
ra
tu
ra
/ 
⁰C
Tempo/ s
 Determinação do calor de reação – neutralização: NaOH + H2SO4 
 
Os valores da variação da temperatura em razão do tempo para o volume de 
150 ml de H2SO4, 0,5 M e 150 ml de NaOH, 0,5 M. 
 
 
Tabela 7 - Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do 
calor de neutralização de H2SO4 com NaOH, medida 01. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Legenda: (Ti) Temperatura inicial (Tf) Temperatura final 
 
 
A partir dos dados coletados na 1ª medida obteve-se a curva tempo em função 
da variação da temperatura, montou-se o gráfico (Figura 7) para melhor visualização 
e análise, onde ∆T representa a variação de temperatura e ∆t a variação de tempo. 
t (s) Ti/ oC Tf/ oC 
0 20,40 19,80 
10 20,30 20,50 
20 20,20 21,60 
30 20,00 23,00 
40 19,90 23,40 
50 19,80 23,30 
60 19,70 23,20 
70 19,60 23,20 
80 19,60 23,10 
90 19,60 23,00 
100 19,60 23,00 
Figura 7. Variação da temperatura em função do tempo para o volume de 150mL de H2SO4 e 
150mL de NaOH, 0,5 M. 
 
A variação de temperatura do ácido sulfúrico (19,80ºC) e do hidróxido de sódio 
(19,60ºC) é de ∆𝑇𝑏𝑎𝑠𝑒,á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 0,20°𝐶. 
Pode-se analisar a partir deste experimento onde a base (Ti) após ser introduzida 
no calorímetro, com uma temperatura inicial de 20,40 ºC, possui um pequeno declínio de 
temperatura, até a temperatura permanecer constante em 19,60 ºC a partir de 70 segun-
dos, ∆𝑇𝑖 = 0,80°𝐶. 
Após a introdução do ácido (Tf) no calorímetro com temperatura de 19,80ºC, ob-
serva-se um súbito aumento de temperatura da mistura (NaOH + H2SO4), onde em 40 
segundos chega a uma temperatura máxima de 23,40º C , ao decorrer do tempo começa 
a decair, até o ponto onde apresenta uma temperatura em equilíbrio no valor de 23,00ºC 
a partir de 200 segundos (90 segundos após inserida no calorímetro), ∆𝑇 = 3,40°𝐶, to-
mando como temperatura inicial a base. 
Conforme o cálculo teórico (Equação I e II), calculou-se o calor de neutralização 
da mistura: 
−[(𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑚𝑏𝑎𝑠𝑒) . ∆𝑇 . 𝐶𝐻2𝑂 + 𝐶. ∆𝑇] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
19,30
19,50
19,70
19,90
20,10
20,30
20,50
20,70
20,90
21,10
21,30
21,50
21,70
21,90
22,10
22,30
22,50
22,70
22,90
23,10
23,30
23,50
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210
Te
m
p
e
ra
tu
ra
/ 
⁰C
Tempo/ s
∆T 
∆t
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
 (𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1) 
−[(150𝑔 + 150𝑔) . 3,40℃ . (1 𝑐𝑎𝑙. 𝑔−1. °𝐶−1) + (66,71 𝑐𝑎𝑙. ℃−1) . 3,40℃] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
Cancelando as unidades, temos: 
−[(150 + 150) . 3,40 . (1 𝑐𝑎𝑙) + (66,71 𝑐𝑎𝑙) . 3,40] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
−[1020 𝑐𝑎𝑙 + 226,81] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
𝑄𝑐𝑎𝑙 = −1246,81 𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
=
−1246,81 𝑐𝑎𝑙
0,075 𝑚𝑜𝑙
= −𝟏𝟔𝟔𝟐𝟒 𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 = −𝟏𝟔, 𝟔𝟐 𝒌𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
 
Tabela 8 - Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do 
calor de neutralização de H2SO4e NaOH, medida 02. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Legenda: (Ti) Temperatura inicial (Tf) Temperatura final 
 
A partir dos dados coletados na 2ª medida obteve-se a curva tempo em função 
da variação da temperatura, montou-se o gráfico (Figura 8) para melhor visualização 
e análise, onde ∆T representa a variação de temperatura e ∆t a variação de tempo. 
t (s) Ti/ oC Tf/ oC 
0 20,20 19,70 
10 20,10 20,70 
20 20,00 21,80 
30 20,00 22,40 
40 19,90 23,50 
50 19,80 23,40 
60 19,60 23,30 
70 19,60 23,20 
80 19,60 23,10 
90 19,60 23,10 
100 19,60 23,10 
Figura 8. Variação da temperatura em função do tempo para o volume de 150mL de H2SO4 e 150mL 
de NaOH, 0,5 M. 
 
A variação de temperatura do ácido sulfúrico
(19,70ºC) e do hidróxido de sódio 
(19,60ºC) é de ∆𝑇𝑏𝑎𝑠𝑒,á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 0,10°𝐶. 
Pode-se analisar a partir deste experimento onde a base (Ti) após ser introduzida 
no calorímetro, com uma temperatura inicial de 20,20 ºC, possui um pequeno declínio de 
temperatura, até a temperatura permanecer constante em 19,60 ºC a partir de 60 segun-
dos, ∆𝑇𝑖 = 0,60°𝐶. 
Após a introdução do ácido (Tf) no calorímetro com temperatura de 19,70ºC, ob-
serva-se um súbito aumento de temperatura da mistura (NaOH + H2SO4), onde em 40 
segundos chega a uma temperatura máxima de 23,50º C , ao decorrer do tempo começa 
a decair, até o ponto onde apresenta uma temperatura em equilíbrio no valor de 23,10ºC 
a partir de 190 segundos (80 segundos após inserida no calorímetro), ∆𝑇 = 3,50°𝐶, to-
mando como temperatura inicial a base. 
Conforme o cálculo teórico (Equação I e II), calculou-se o calor de neutralização 
da mistura: 
−[(𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑚𝑏𝑎𝑠𝑒) . ∆𝑇 . 𝐶𝐻2𝑂 + 𝐶. ∆𝑇] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
19,30
19,50
19,70
19,90
20,10
20,30
20,50
20,70
20,90
21,10
21,30
21,50
21,70
21,90
22,10
22,30
22,50
22,70
22,90
23,10
23,30
23,50
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210
Te
m
p
e
ra
tu
ra
/ 
⁰C
Tempo/ s
∆T 
∆t
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
 (𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1) 
−[(150𝑔 + 150𝑔) . 3,50℃ . (1 𝑐𝑎𝑙. 𝑔−1. °𝐶−1) + (66,71 𝑐𝑎𝑙. ℃−1) . 3,50℃] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
Cancelando as unidades, temos: 
−[(150 + 150) . 3,50 . (1 𝑐𝑎𝑙) + (66,71 𝑐𝑎𝑙) . 3,50] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
−[1050 𝑐𝑎𝑙 + 233,49] = 𝑄𝑐𝑎𝑙 
𝑄𝑐𝑎𝑙 = −1283,49 𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻 =
𝑄
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎 𝑏𝑎𝑠𝑒
=
− 1283,49 𝑐𝑎𝑙
0,075 𝑚𝑜𝑙
= −𝟏𝟕𝟏𝟏𝟑 𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 = −𝟏𝟕, 𝟏𝟏 𝒌𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
 
Analisando os dois gráficos juntamente, pode-se notar certa proximidade nos 
valores, Figura 9. 
Figura 9. Variação da temperatura em função do tempo para o volume de 150mL de H2SO4 e 150mL 
de NaOH, 0,5 M. 
 
Calculando a média do calor de neutralização em H2SO4 e o desvio-padrão do 
mesmo, temos: 
19,30
19,50
19,70
19,90
20,10
20,30
20,50
20,70
20,90
21,10
21,30
21,50
21,70
21,90
22,10
22,30
22,50
22,70
22,90
23,10
23,30
23,50
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150 160 170 180 190 200 210
Te
m
p
e
ra
tu
ra
/ 
⁰C
Tempo/ s
Tabela 9 - Variação da temperatura em função do tempo durante a determinação do 
calor de neutralização do ácido sulfúrico, 0,5 M, medida 01 e 02. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 10 - Variação do equivalente em água do calorímetro em função do volume e 
temperatura da água. 
 
Calor de neutralização 
HCl + NaOH 
(𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1) 
Calor de neutraliza-
ção CH3COOH + 
NaOH (𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1) 
Calor de neutralização 
H2SO4 + NaOH 
(𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1) 
Medida 1 -16,62 -17,11 -16,62 
Medida 2 -16,14 -18,09 -17,11 
Média -16,38 -17,60 -16,87 
Desvio-
padrão 
±0,3457 ±0,691 ±0,346 
 
Calculando-se o valor médio total de todos os procedimentos, teremos o calor 
de neutralização de −16,95 𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1, com um desvio-padrão total de ±0,67. 
 
No entanto, levando em consideração um calorímetro ideal, onde o sistema está 
isolado e não transfere calor para o meio ambiente, teríamos que o valor de calor de 
neutralização seria de −13,4 𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1. A entalpia de neutralização (ΔH de neutraliza-
ção) de um ácido forte com uma base forte, de um ácido forte com uma base fraca, de 
um ácido fraco com uma base forte, ou de um ácido fraco com uma base fraca, é cons-
tante e igual a −13,4 𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1 [6] . Como utilizou-se um calorímetro onde o seu equiva-
lente era acima da média vendido comercialmente, pode-se justificar a diferença de 
−3,5 𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1 na média para valor encontrado das três reações de neutralização. 
 
Medida 
Calor de neutralização/ 
𝒌𝒄𝒂𝒍. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
1 - 16,62 
2 - 17,11 
Média - 16,86 
Desvio-Padrão ± 0,345 
Existem outros fatores que também podem ter influenciado na perda da ideali-
dade do calor de neutralização. Dentre eles pode-se citar o tempo de transferência da 
base ou do ácido para dentro do calorímetro, o tempo que o calorímetro permaneceu 
aberto ao receber o ácido e/ou a base, o tempo de uso do frasco de Dewar, estabilidade 
de temperatura do ácido ou base levando em conta a temperatura ambiente influencia 
durante a transferência das soluções, erros na aferição das eventuais temperaturas, vo-
lumes divergentes para o solicitado, tanto para o ácido, quanto para a base, a concen-
tração as soluções. Para correção desses possíveis erros, seria necessária maior rapi-
dez no momento da adição do ácido e/ou da base, termômetros mais precisos e novos, 
frasco de Dewar em melhor estado, com o equivalente menor, maior precisão nos volu-
mes das soluções, verificação das concentrações dos ácidos e base. 
 
CONCLUSÃO 
 
A partir do que foi realizado e observado no calorímetro, determinou-se valores 
dos calores de neutralização dos ácidos clorídrico, acético e sulfúrico a partir do hi-
dróxido de sódio, com o volume igual para base e ácidos, conforme a variação do 
tempo, plotou-se o gráfico e verificou-se que tanto para ácidos fortes ou fracos, o calor 
de neutralização seria muito próximo, apenas o que apresentava variação acentuada 
era o tempo em que os ácidos alcançavam suas temperaturas máximas, sendo o ácido 
acético o que apresenta maior lentidão, em seguida o ácido sulfúrico. O valor do calor 
de neutralização que obteve-se está um pouco acima do esperado, −13,4 𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1, 
permanecendo com a média total de −16,95 𝑘𝑐𝑎𝑙. 𝑚𝑜𝑙−1 com um desvio médio total 
de ±0,67,esse valor pode ser justificado pelos eventuais erros descritos. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] ATKINS, Peter. DE PAULA, Julio. Físico-Química. 7. Ed. Rio de Janeiro: Editora 
LTC, p.44. 2003 
[2] W.J. MOORE, Físico-Química. Vol. 2, Trad. Tibor Rabockai, São Paulo, Edgard 
Blucher, 1976, p. 391-392 
[3] D.W. Mahoney, J.A. Sweeney, D.A. Davenport, R.W. Ramette, J. Chem. Ed. 58 
(1981) 730-731 
[4] RANGEL, Renato Nunes. Práticas de físico-química. 3. Ed. São Paulo:Editora Blu-
cher, 2006. 
[5] ATKINS, Peter. DE PAULA, Julio. Físico-Química. 8. Ed. Rio de Janeiro: Editora 
LTC, 2008 
[6] D.W. Mahoney, J.A. Sweeney, D.A. Davenport, R.W. Ramette, J. Chem. Ed. 58 
(1981) 730-731.