1º Relatório Físico-Química Experimental - Termoquímica

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Engenharia Química 
Físico-Química Experimental 
Termoquímica 
Profª Flávia Duta 
Alunos: 
Thamiris Corrêa 
Matheus Rosestolato 
 
Rio de Janeiro, 25 de Agosto de 2015 
 
1. Objetivos 
 Calcular a capacidade calorífica do calorímetro utilizado para então poder 
determinar os calores de neutralização e dissolução comparando os valores 
encontrados com os citados na teoria e por fim, verificar experimentalmente a Lei de 
Hess. 
 
2. Introdução 
I. Temperatura, Calor e Energia: 
 
 Três sistemas A, B e C estão em contato e são mantidos assim por tempo 
suficiente para que atinja o equilíbrio térmico. Então A está em equilíbrio térmico com 
B, C está em equilíbrio com B e consequentemente A e C também se encontrarão em 
estado de equilíbrio. Determina-se, desta forma, o princípio zero da Termodinâmica: 
"Dois sistemas que estão em equilíbrio térmico com um terceiro estarão em equilíbrio 
térmico entre si". [3] 
 O calor é uma forma de transferência de energia devido a uma diferença de 
temperatura entre o sistema e a vizinhança. A Temperatura é uma propriedade 
intensiva que determina em que direção a energia fluirá quando dois ou mais objetos, 
por exemplo, entram em contato. A energia sempre fluirá como calor da temperatura 
mais alta para a temperatura mais baixa. Quando estiverem na mesma temperatura, 
embora ainda ocorra transferência não haverá nenhum fluxo de energia e os corpos 
estarão, portanto, em equilíbrio térmico. [2] 
 O conceito de temperatura pode tornar-se preciso pelas afirmações: 
 Sistemas em equilíbrio térmico têm a mesma temperatura; 
 Sistemas que não estão em equilíbrio térmico têm temperaturas diferentes. 
 O princípio zero, portanto, nos dá uma definição operacional de temperatura 
que não depende da sensação fisiológica de "quente" ou "frio". [3] 
 
II. Medida de Calor: 
 
 De maneira geral, quando uma substância é aquecida sua temperatura 
aumenta. Para um certo valor de energia (q) transferida como calor, a variação de 
temperatura resultante (ΔT), depende da capacidade calorífica da substância. A 
Capacidade Calorífica (C) é definida como: 
 
 
 
 
 (1) 
 Sendo esta uma forma simples de calcular o calor absorvido ou liberado por um 
sistema. Mede-se a temperatura e aplica-se uma valor de C adequado. 
A capacidade calorífica é uma propriedade extensiva, ou seja, depende da quantidade 
de matéria na amostra. Assim, a capacidade calorífica de 2 kg de Ferro é o dobro da 
de 1 kg de Fe, pois é necessário duas vezes mais calor para provocar o mesmo 
aumento de temperatura no primeiro caso do que no segundo. No entanto, é mais 
conveniente expressar C como uma propriedade intensiva (que não depende da 
quantidade de substância) utilizando a capacidade calorífica específica ou calor 
específico (c): [2] 
 
 
 
 (2) 
 (3) 
 
 Uma das formas de medir o valor da energia transferida como calor é através 
de um calorímetro. Os calorímetros são projetados para manter a transferência de 
calor entre o interior e as vizinhanças a um mínimo valor absoluto. [7] 
 
 
 
 Um calorímetro consiste basicamente de um recipiente onde ocorrem 
processos físicos ou químicos, um termômetro, um agitador e um banho de água 
circundante sendo o conjunto inteiro isolado termicamente da vizinhança. O princípio 
de um calorímetro é usar o aumento da temperatura para determinar a energia 
liberada pelo processo que nele ocorre. [1] 
 A variação de temperatura observada enquanto o sistema entra em equilíbrio 
permite calcular a capacidade calorífica do calorímetro a partir das equações 
previamente apresentadas. 
 
 
 
I. Energia Interna e Entalpia: 
 Para introduzir o conceito de energia interna (U) e entalpia (H) é preciso levar 
em consideração que a capacidade calorífica de uma substância depende se a 
amostra é mantida a volume constante (Cv) ou a pressão constante (Cp). 
 A Energia Interna é a energia total do sistema, ou seja, o somatório das 
contribuições cinéticas e potenciais de todos os átomos, íons, e moléculas presentes. 
Na prática não é possível medir energia interna, mas é possível quantificar sua 
variação sabendo que a energia pode ser fornecida ou perdida na forma de calor e 
também de trabalho (W): [2] 
 (4) 
 
 Se uma reação química ocorre em um recipiente cujo volume é constante, o 
sistema não consegue realizar nenhum trabalho e W = 0. Assim a equação é reescrita 
como: 
 (5) 
 
 Assim, a capacidade calorífica de uma substância, a volume constante, pode 
ter q substituído pela variação da energia interna: 
 
 
 
 
 
 
 (6) 
 
 Se o volume não for constante, ou seja, o sistema é livre para se contrair ou 
expandir, a variação de energia difere da energia transferida na forma de calor e parte 
dessa energia fornecida como calor retorna às vizinhanças na forma de trabalho de 
expansão. Desta forma, chega-se a definição de uma outra propriedade 
termodinâmica, a Entalpia (H). Como U, p e V são funções de estado é possível 
escrever a equação como: [1] 
 
 (7) 
 
A pressão constante, a variação de entalpia de um sistema é definida pelo calor 
trocado entre o sistema e as vizinhanças senão realiza nenhum trabalho além da 
expansão: 
 (8) 
 
A capacidade calorífica a pressão constante demonstra como a entalpia varia com a 
temperatura: 
 
 
 
 
 
(9) 
 A variação de entalpia de uma reação química, por ser uma função de estado, 
depende apenas do estado inicial e final do sistema não importando as etapas 
intermediárias pelas quais transcorre a transformação química. [5] 
 
 (10) 
 
I. Lei de Hess: 
 
 É possível obter o valor de entalpia 
de uma reação desejada a partir de entalpias de reações conhecidas. Um exemplo 
simples é obtenção da entalpia de sublimação através da soma das entalpias de fusão 
e vaporização. Essa mesma técnica pode ser aplicada a uma sequência de reações 
químicas. O procedimento é resumido na Lei de Hess: " A entalpia 
 padrão de uma reação global é a soma das entalpias-padrão das reações 
individuais em que a reação global pode ser dividida". [1] 
 
 
3. Materiais 
 
 Calorímetro 
 Termômetro 
 Placa de Aquecimento 
 Balão Volumétrico 
 Pipeta Graduada 
 Proveta 
 Béquer 
 Solução 1,0 M de HNO3 
 Solução 1,0 M de NaOH 
 Solução 1,0 M de HCl 
 Hidróxido de Sódio Sólido 
 Água Destilada 
 
 
 
 
4. Procedimentos Experimentais 
 
 1°Experimento: 
 Com uma proveta, foram medidos 100 ml de água a temperatura ambiente 
(água fria). Esta água foi posta no calorímetro e após o sistema entrar em equilíbrio 
verificou-se, com o auxílio de um termômetro, sua temperatura que ficou por volta dos 
25°C. Novamente com a proveta, foram medidos mais 100 ml de água, estes foram 
postos em um Becker e levado para aquecimento. Ao atingir cerca de 70°C, esta água 
quente foi misturada a água fria no interior do calorímetro, que foi completamente 
fechado para reduzir a perda de calor para o ambiente. Com o termômetro foi possível 
verificar a temperatura de equilíbrio do sistema para serem realizados os cálculos e 
determinar a capacidade calorífica do calorímetro. 
 
 2° Experimento: 
 Primeiramente é preparada 100 mL de uma solução de HNO3 1,0M. Em um 
béquer já contendo água é adicionado 6,6 mL de ácido nítrico (± 65%) medido com 
uma pipeta graduada. O conteúdo é transferido, utilizando para um balão volumétrico 
de 100 mL e completa-se seu volume com água destilada. 
 Em seguida, é preparada uma solução de NaOH 1,0Mtambém em um balão 
volumétrico de 100 mL. Em um béquer foram pesados 4g de hidróxido de sódio na 
balança analítica e então é adicionado certa quantidade de água para solubilização. O 
NaOH agora aquoso é transferido para o balão volumétrico, com o auxílio de um funil, 
e seu volume é completado. 
 Na transferência, o béquer e o funil devem ser lavados com a água, tomando 
cuidado para não ultrapassar a marca dos 100 mL, para garantir que o máximo de 
NaOH e HNO3 seja carreado para o balão. 
 Com as soluções prontas, 50 ml da solução de NaOH foi posta no calorímetro e 
a temperatura, após a estabilização, foi medida. Em um béquer foram colocados 50 ml 
da solução de HNO3 e mediu-se a temperatura dela pura. Depois a segunda solução 
vertida no calorímetro, que foi devidamente fechado, e com o termômetro em contato 
com a mistura verificou-se a temperatura de equilíbrio do sistema. 
 
 
 
 
 
 3º Experimento: 
 
a) Dissolução: 
 
 Para determinação do calor de dissolução do NaOH sólido em água, 
primeiramente, foram medidos 96 ml de água destilada com uma proveta e 
esta foi vertida no calorímetro, medindo a temperatura deste sistema após o 
equilíbrio. Posteriormente, pesou-se, de maneira rápida para a umidade 
absorvida pelo hidróxido não afetar os resultados, 4g de NaOH em um béquer 
na balança analítica. Este NaOH pesado foi introduzido na água dentro do 
calorímetro, o sistema foi agitado com o próprio agitador do calorímetro. A 
temperatura foi medida novamente após mais ou menos 3 minutos. 
 
b) Neutralização: 
 
 Para determinação do calor de reação do NaOH e HCl, ambos em 
solução, foram preparadas 100 mL de solução 1,0 M de hidróxido de sódio e 
ácido clorídrico. 
 A solução de NaOH foi vertida no calorímetro e a temperatura de 
equilíbrio foi medida. Depois, em uma proveta foram medidos 100 ml de 
solução 1M de HCl e colocados em um béquer, onde foi medida sua 
temperatura. Esta solução de HCl foi adicionada ao calorímetro junto a solução 
de NaOH, e depois do sistema entrar novamente em equilíbrio, mediu-se a 
temperatura. 
 Com todos os dados obtidos, foram feitos os cálculos para 
determinação do calor cedido pela reação e o ΔH da reação. 
 
c) Dissolução e Neutralização: 
 
 Para determinação do calor de reação entre NaOH sólido e HCl em 
solução, partiu-se da medição de 100 ml de uma solução 1M de HCl, 
previamente preparada, em uma proveta. A solução foi transferida para o 
calorímetro e mediu-se a temperatura deste sistema após aproximadamente 3 
minutos. 
 Em seguida, pesou-se rapidamente 4g de NaOH em um béquer na 
balança analítica. Adicionou-se o NaOH à solução de HCl no calorímetro e 
depois do sistema entrar em equilíbrio, com o NaOH totalmente dissolvido, 
mediu-se a temperatura novamente. 
 Com todos os dados obtidos, foram feitos os cálculos para 
determinação do calor cedido pela reação e o ΔH da reação. 
 
 
5. Resultados e Discussões 
 
 1° Experimento: 
 Primeiramente determina-se a capacidade calorífica do calorímetro. O valor 
encontrado deveria ser um valor aproximado ao fornecido pelo fabricante, porém não 
se teve acesso a esse tipo de informação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Ao misturar a água fria, 25°C, à água quente, 70°C, a temperatura no qual a 
mistura entrou em equilíbrio foi de 46°C. Com as temperaturas e sabendo que o calor 
e a massa específica da água valem respectivamente 1,0 
 
 
 e 1,0 
 
 
 é possível 
determinar a capacidade térmica do calorímetro : 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Teoricamente a capacidade calorífica para um calorímetro deveria ser 
constante já que ele é projetado para ser isolado termicamente da vizinhança que o 
cerca, porém um isolamento total não é possível, e mesmo que pequenas, sempre 
ocorrem trocas de calor entre as substâncias e o calorímetro e entre o próprio 
calorímetro e o ambiente. É muito importante também que a tampa do calorímetro 
esteja apropriadamente fechada. 
 Ainda durante o experimento houve outras fontes de erro que não tinham 
como ser evitados, como o aquecimento da água em um recipiente aberto e o tempo 
necessário para transportar o béquer contendo água quente até o calorímetro, 
contribuindo para mais perdas. 
 Sabe-se que a calor é uma forma de transferência de energia e que está 
diretamente relacionado com a variação de temperatura e ΔT por sua vez é 
inversamente proporcional a capacidade térmica, logo se há perda de calor durante o 
experimento a variação de temperatura é menor e por consequência a capacidade 
térmica é maior e o resultado encontrado para Cexp do calorímetro quando comparado 
com o Cteórico é esperado. 
 
 2° Experimento: 
 Solução de HNO3 1,0M: Com a densidade do HNO3 e sua massa molar sendo 
conhecidas (1,48 g/ml e 63,0 g, respectivamente), por meio de regras de três simples 
foi possível calcular a quantidade em ml de ácido necessária para preparar a solução. 
Porém, o ácido é comercializado em torno de 65%, por isso foi feita uma regra de três 
a mais para ajuste do valor necessário. 
 
1,48g --- 1 ml 
63,0g --- X  x= 42,57 ml 
42,57 ml --- 65% 
X --- 100%  x= 65,48 ml 
 
Para 100 ml de solução: 65,48/10 = 6,5 ml de ácido. 
 
Solução de NaOH 1,0M: Como a massa molar do NaOH é 40g, para saber a quantidade 
necessária para 100 ml de solução 1,0 M, foi só dividir esse valor por 10. Obteve-se como 
resultado 4g de NaOH a ser pesado na balança analítica. Essa pesagem deve ser feita de 
maneira rápida devido ao hidróxido ser altamente higroscópico. 
 
 
 
As temperaturas medidas no experimento foram: 
 
 Temperatura 
NaOH 28ºC 
HNO3 27ºC 
Equilíbrio 38,5ºC 
 
 Cálculo do Calor do Calorímetro: 
 
 
 
 
 Cálculo do Calor do Hidróxido de Sódio: 
 Para os cálculos considerar o calor específico e a massa específica como 
sendo aproximadamente 1,0 cal/g.C e 1,0 g/cm3, respectivamente. 
 
 
 
 
 Cálculo do Calor do Ácido Nítrico: 
 
 
 
 
 
 Cálculo da Entalpia de Neutralização Experimental:[6] 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Durante o experimento houve falha na hora de determinar a temperatura de 
equilibro, pois com o passar do tempo a solução presente começou a interagir com o 
calorímetro e a temperatura aumentou drasticamente. Então foi adotada uma 
temperatura intermediária influenciando diretamente na precisão do resultado. 
 Para qualquer reação de neutralização que envolva ácidos e bases fortes a 
entalpia de neutralização é em torno de -56,0 kJ/mol ou -13,4 kcal/mol como informado 
no roteiro. Isso ocorre, pois ácidos e bases fortes dissociam quase que 
completamente. Logo em meio aquoso, para o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio 
tem-se: 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O(l) 
H+ + OH- → H2O(l) 
 = -13,4 kcal/mol 
 
 Através dos dados termodinâmicos obtidos na literatura é possível calcular a 
entalpiade neutralização teórica para reação acima. A 25 ºC a entalpia de formação 
padrão dos reagentes e produtos envolvidos na reação são [6] : 
 
Substâncias 
 
NaOH(aq) -112,236 kcal/mol 
HCl(aq) -40,023 kcal/mol 
NaCl(aq) -97,302 kcal/mol 
H2O(l) -68,317 kcal/mol 
 
 Utilizando 
 
 : 
 
 
 = -13,36 kcal/mol 
 
Como o sinal de ΔH é negativo, as reações de neutralização liberam calor para a 
vizinhança e consequentemente são exotérmicas. 
 
 
 
 
 
 
 3º Experimento: 
 
a) Dissolução: 
 
 Ao depositar os 96 ml de água no calorímetro, a temperatura do 
equilíbrio atingido foi de 27°C. Posteriormente, foi pesado o NaOH, e a massa 
usada no experimento foi de 3,998g. Ao adicionar o hidróxido sólido na água 
para solubilizar, aferiu-se novamente a temperatura após o novo sistema se 
estabilizar (+/- 3min), e a temperatura anotada foi de 38°C. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A dissolução de substâncias, seja um sal, ácido ou base, ocorre em água 
formando íons: 
 
NaOH + H2O → Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
 Para essa reação acontecer é necessária energia para romper as ligações 
entre os átomos de uma molécula. Essa energia pode ser chamada de entalpia de 
dissolução, que é manifestado como o calor envolvido na dissolução de uma 
substância em um solvente. Logo para uma dissolução acontecer é preciso levar em 
consideração o grau de desordem, a permissividade do meio e energia de interação 
entre moléculas do solvente e os íons do soluto. [8] 
 
 De acordo com a literatura a entalpia de dissociação hidróxido de sódio sólido 
em água é em torno de -10,6 kcal/mol, logo nota-se uma certa discrepância entre o 
valor teórico e o experimental. 
 
 
b) Neutralização: 
 
 NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 
 
 O NaOH utilizado para fazer esta neutralização deveria ter sido o 
mesmo do experimento anterior, porém a solução de ácido clorídrico ainda não 
estava pronta foi necessário preparar novamente o sistema NaOH/H2O antes 
da adição do HCl. Entretanto a temperatura de equilíbrio medida também foi de 
38°C, a mesma verificada ao final do primeiro item. 
 Depois foram separados 100 ml do HCl 1M, que foi preparado de 
acordo com os cálculos ao final desta sessão. Esta solução foi posta em um 
béquer para medir a temperatura sendo verificado 28°C. 
 As soluções foram postas para reagir no calorímetro, e ao entrarem em 
equilíbrio, a temperatura anotada foi de 39°C. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c) Dissolução e Neutralização: 
 
 Para esta reação foi novamente preparada 100 ml de solução de HCl 
1,0M e esta foi posta diretamente no calorímetro e a temperatura do sistema 
anotada foi de 38°C. Esta temperatura não deveria ser tão alta, mas 
novamente devido ao imprevisto do calorímetro não suportar as concentrações 
utilizadas o HCl reagiu imediatamente com o alumínio antes mesmo da adição 
do NaOH ao sistema prejudicando todo o 3º experimento. 
 A massa de NaOH pesada para a reação foi de 4,0073g. Ao dissolver 
todo NaOH mediu-se a temperatura novamente, e esta foi de 50°C. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Cálculos comuns aos itens B e C: 
 
1,19g --- 1 ml 
 
36,5g --- x  x= 30,67 ml 
 
30,67 ml --- 37% 
 
 X --- 100%  x= 82,9 ml 
 
Para 100 ml de solução: 82,9/10 = 6,5 ml de ácido. 
 
 
 Verificação Experimental da Lei de Hess: 
 
I. 
 
 
 
 
 
 
II. 
 
 
 
 
 
 
 
 
III. 
 
 
 
 
 
 
I. 
 
 
 
 
 
 
II. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Somando as equações e cortando os termos iguais que estejam em lados 
opostos e somando as entalpias chega-se na equação global de neutralização e a 
entalpia obtida deve ser o mais próxima possível de -13,4 kcal/mol. 
 
 
 
 
 
6. Conclusões 
 O resultado obtido para a capacidade calorífica foi de 14,28 
 
 
 isso significa 
que para cada 1°C de variação no sistema, o calorímetro utiliza 14,28 calorias de 
energia térmica. Este valor é muito importante pois ele interfere diretamente nos 
experimentos, pois o calor absorvido pelo calorímetro é levado em consideração. 
 Comparando os experimentos dois e três nota-se que para diferentes ácidos a 
entalpia de neutralização é sempre negativa, portanto o sistema cede calor para o 
ambiente e as reações são exotérmicas, o que condiz com as referências consultadas. 
 A literatura informa que para qualquer reação de neutralização envolvendo 
ácidos e bases fortes, independentemente da estequiometria, será -13,4 kcal/mol. O 
valor obtido experimentalmente foi de -12,5 kcal/mol, para o ácido nítrico, que apesar 
da diferença foi um resultado muito próximo. Reforçando esses dados para a reação 
de neutralização com ácido clorídrico obteve-se uma entalpia de neutralização de -
12,1 kcal/mol, um valor também bastante próximo do teórico. Para a entalpia de 
dissolução do NaOH foi obtido um valor de -11,9 kcal/mol enquanto que o valor 
determinado pela literatura é de -10,6 kcal/mol. 
 Agora, para a entalpia de dissolução não é possível afirmar que todos os 
processos sejam exotérmicos. O KNO3 é uma dissolução endotérmica, logo possui 
uma entalpia positiva. O balanço energético ao final deste processo mostra que o 
sistema precisa retirar energia na forma de calor das vizinhanças [9]. 
 Durante o experimento houve momentos de sucesso e momentos de 
interferências significativas como no caso do experimento três, item c. O disparo na 
temperatura de equilíbrio do ácido clorídrico com o calorímetro prejudicou a verificação 
experimental da Lei Hess no qual o valor obtido foi muito discrepante, porém foi 
possível confirmar que de fato o estado intermediário pelo qual o sistema passa não 
interfere na entalpia final de qualquer reação. 
 O método calorimétrico apesar de simples pode acarretar uma série de erros 
sejam do próprio método, do equipamento ou do operador, por isso é necessário 
bastante empenho durante a realização da prática. Foi observado que quanto maior o 
erro na medição da temperatura de equilíbrio maior será a diferença entre os valores 
experimentais e os valores teóricos. Apesar dos imprevistos a utilização do calorímetro 
é recomendado para determinação dos diferentes tipos de entalpia. 
 
 
 
 
 
7. Referências Bibliográficas 
 
 
1. Atkins, Peter, De Paula, Julio - Físico Química, vol 1. 9ª ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 2014 
 
2. Atkins, Peter, De Paula, Julio - Fundamentos - 5ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2011 
 
3. CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de Físico-Química - 1ª ed. LTC, 1986 
 
4. Mariano,Thiago, Cotrim, Flávia. Físico Química II - Determinação do Calor de 
Neutralização <www2.fc.unesp.br/lvq/calor_neutralizacao>.Acesso em 20 de 
Out.2015 
 
5. Masterton,William, Hurley, Cecile. Química - Princípios e Reações 6ª ed. LTC, 
2010 
 
6. O. A. Hougen, K. M. Watson, and R. A. Ragatz. Chemical process principle, 
part II, thermodyanamics, 2 ed. John Wiley and Sons, New York (1959) 
 
7. Russel, John B - Química Geral, Vol 1. 2ª ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2010 
 
8. Silva, Luciana, Martins, Cláudia, Andrade Jailson. Porque todos os nitratos são 
solúveis. Quim. Nova, Vol. 27, No. 6, 1016-1020, 2004. <http://www.scielo.br>. 
Acesso em 20 de Out. 2015. 
 
9. Barros, Haroldo. Processos Exotérmicos e Endotérmicos: Uma visão atômico-
molecular. Química Nova na Escola Vol. 31, N° 4 , NOVEMBRO 2009. <http:// 
www.qnesc.sbq.org.br>. Acesso em 24/08/2015.