Relatório 2 - FQEXP 14 03 25

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UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO 
FACULDADE DE FILOSOFIA, CIÊNCIAS E LETRAS DE RIBEIRÃO PRETO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
Físico-química experimental 
Experimento 2: Calorimetria 
 
 
Discentes: Laura Sperati Bezerra, n° USP: 13691034 
Luis Felipe Coutinho Ferreira, n° USP: 11871837 
Mariana Figueiredo de Oliveira, n° USP: 13477215 
 
 
 
RIBEIRÃO PRETO 
2025 
 
I- INTRODUÇÃO 
A entalpia é uma grandeza termodinâmica que representa a quantidade total de energia de 
um sistema, englobando tanto a energia interna quanto a energia associada ao trabalho 
necessário para deslocar o ambiente sob pressão constante. Esse conceito é essencial 
para a compreensão das transformações energéticas em processos físicos e químicos. 
Em reações químicas, a variação de entalpia (ΔH) é um parâmetro fundamental para 
diferenciar processos endotérmicos, nos quais há absorção de calor, e exotérmicos, nos 
quais ocorre liberação de calor para o meio. A determinação de ΔH permite prever a 
espontaneidade e viabilidade de uma reação, sendo um aspecto crucial em diversas 
aplicações industriais, como combustão, síntese química e processos bioquímicos. 
Para medir a variação de entalpia de uma reação, emprega-se a técnica da calorimetria, 
que consiste na medição da quantidade de calor trocada em processos físicos, químicos ou 
biológicos. Essa técnica utiliza equipamentos como o calorímetro, permitindo determinar 
com precisão a quantidade de energia envolvida em uma transformação, auxiliando no 
estudo de sistemas termodinâmicos e no desenvolvimento de novas tecnologias 
energéticas. 
Figura 1. Esquema de um calorímetro de Dewar. Fonte:Calorimetry - Chemistry: Atoms 
First 
 
 
II- OBJETIVO 
https://chatgpt.com?q=entalpia
https://chatgpt.com?q=energia%20interna
https://chatgpt.com?q=endot%C3%A9rmicos
https://chatgpt.com?q=exot%C3%A9rmicos
https://chatgpt.com?q=calorimetria
https://chatgpt.com?q=calor%C3%ADmetro
 
Determinar o calor de neutralização e as entalpias de reações entre ácidos fortes, como o 
ácido clorídrico, e ácidos fracos, como o ácido acético. 
 
III- MATERIAIS 
● 1 bureta de 25 mL; 
● Garra para a bureta; 
● Chapa de aquecimento; 
● 3 Erlenmeyers de 125 mL; 
● Bastão de vidro; 
● 2 Béqueres de 100 mL; 
● 1 Frasco de Dewar; 
● 1 Pipeta volumétrica de 50 mL; 
● 1 Pipeta volumétrica de 10 mL; 
● 1 Termômetro de 0 a 100°C de escala 
de 0,1°C; 
● 1 Termômetro de 0 a 100 °C de escala 
de 0,5 °C; 
● Balança semi-analítica; 
● Indicador de fenolftaleína; 
● Biftalato de potássio; 
● Hidróxido de sódio em concentração 
desconhecida; 
● Ácido acético em concentração 
desconhecida; 
● Ácido clorídrico em concentração 
desconhecida; 
 
IV- METODOLOGIA 
IV. I. Padronização das soluções utilizadas 
As soluções de hidróxido de sódio, ácido clorídrico e ácido acético foram fornecidas pelos 
técnicos do laboratório em concentrações de ~1 mol/L. A padronização foi necessária para 
determinar o valor real de concentração das soluções e evitar erros na determinação das 
entalpias de neutralização. 
Para a padronização do NaOH, pesou-se 3 g de biftalato de potássio, misturou-se com 
25mL de água deionizada e 3 gotas do indicador ácido-base (fenolftaleína), sendo possível 
a titulação da solução de NaOH e assim padronizá-lo. 
Para o HCl, a padronização foi feita adicionando 10 mL de ácido clorídrico em um 
erlenmeyer com 3 gotas do indicador ácido-base (fenolftaleína) e titulando com o NaOH, 
previamente padronizado. 
O mesmo foi feito para o HAc, adicionando em um erlenmeyer 10 mL de ácido acético com 
3 gotas do indicador ácido-base (fenolftaleína) e titulando com o NaOH, previamente 
padronizado. 
 
Todos os procedimentos foram realizados em duplicata. 
 
IV. II. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro 
Para a calibração do calorímetro, adicionou-se 50 mL de água em temperatura ambiente 
(aproximadamente 20ºC) e 50 mL de água aquecida (aproximadamente 30ºC). Com a 
adição de ambas no calorímetro, as mesmas foram misturadas sob agitação manual para 
analisar a temperatura resultante. A calibração foi realizada em duplicata, medindo tanto a 
temperatura quanto a massa inicial e final do calorímetro com a solução. 
 
IV. III. Determinação das entalpias de neutralização 
Para a mistura de NaOH e HCl: adicionou-se 50 mL de NaOH e 50 mL de HCl (ambas na 
mesma temperatura) no calorímetro, submetendo-o a uma agitação manual para a mistura 
de ambas soluções, a fim de medir a temperatura de estabilização (Tfinal). 
Para a mistura de NaOH e ácido acético: adicionou-se 50 mL de NaOH e 50 mL de ácido 
acético (ambas na mesma temperatura) no calorímetro, submetendo-o a uma agitação 
manual para a mistura de ambas soluções, a fim de medir a temperatura de estabilização 
(Tfinal). Com as temperaturas medidas, foi possível calcular o calor perdido e a entalpia. 
 
V- RESULTADOS E DISCUSSÃO 
V. I. Padronização das soluções utilizadas 
Tendo em vista que a relação da reação entre NaOH e biftalato de potássio é de 1:1 (figura 
2) e o mesmo ocorre para a reação do NaOH com os respectivos ácidos (figuras 3 e 4) 
foram determinadas as concentrações de NaOH, HCl e CH3COOH utilizando a fórmula 
 
onde C1 é a concentração do titulante, V1 é o volume gasto de titulante, C2 é a 
concentração do titulado e V2 é o volume de titulado. 
As massas molares usadas foram de 204,22 g/mol para o biftalato de potássio e 39,99 
g/mol para o hidróxido de sódio. Os dados obtidos para todas as soluções seguem nas 
tabelas 1, 2 e 3. 
 
 
Figura 2. Reação entre biftalato de potássio e hidróxido de sódio. Fonte: Autoral, 2025. 
 
Figura 3. Reação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio. Fonte: Autoral, 2025. 
 
Figura 4. Reação entre ácido acético e hidróxido de sódio. Fonte: Autoral, 2025. 
 
Tabela 1: Dados da titulação da solução de NaOH 
MEDIDA 
MASSA DE 
BIFTALATO 
(g) 
Nº DE MOLS 
DO 
BIFTALATO 
VOLUME DE 
NaOH 
UTILIZADO 
(mL) 
CONCENTRA
ÇÃO DE 
NaOH 
OBTIDA 
(mol/L) 
1 3 0,0147 13,7 1,072992701 
2 3 0,0147 13,9 1,057553957 
Média 1,065273329 
Concentração NaOH 1,06 ± 0,01 mol/L 
Tabela 2. Dados da titulação da solução de HCl 
MEDIDA VOLUME DE 
HCl (mL) 
VOLUME DE 
NaOH 
UTILIZADO 
(mL) 
CONCENTRA
ÇÃO DE HCl 
OBTIDA 
(mol/L) 
1 10 9,6 1,0176 
2 10 9,9 1,0494 
Média 1,0335 
Concentração HCl 1,03 ± 0,02 mol/L 
 
Tabela 3. Dados da titulação da solução do ácido acético 
MEDIDA VOLUME DE 
HAc (mL) 
VOLUME DE 
NaOH 
UTILIZADO 
(mL) 
CONCENTRA
ÇÃO DE HAc 
OBTIDA 
(mol/L) 
1 10 9,7 1,0282 
2 10 9,8 1,0388 
Média 1,0335 
Concentração HAc 1,03 ± 0,007 mol/L 
 
V. II. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro 
A determinação da capacidade calorífica do calorímetro antes das medidas de calor de 
neutralização é necessária, dado que o calorímetro irá absorver parte do calor gerado 
durante as reações de neutralização. 
Para isso foram misturados 50 mL de água fria (Tf) com 50 mL de água quente (Tq) e , em 
seguida, medida a temperatura resultante (Tr) da mistura.Esse procedimento foi feito em 
duplicata, tabela 4, e a capacidade calorífica, ou capacidade térmica, quantidade de 
calorias necessárias para aquecer o calorímetro em 1ºC, foi determinada dividindo a 
diferença entre o calor perdido pela água quente (Qp) (equação 1) e recebido pela água fria 
(Qr) (equação 2) pela diferença entre a temperatura resultante (Tr) e a temperatura da água 
fria (Tf) conforme descrito na equação 3. 
O valor de massa em todas as equações foi de 50 g (massa total de água considerando a 
densidade da água igual a 1 g/mL) e o valor de calor específico (c) foi de 1 cal/g.ºC . Os 
dados obtidos e o valor da capacidade calorífica determinada seguem na tabela 4. 
 𝑄𝑝 = 𝑚 · 𝑐 · (𝑇
𝑞
− 𝑇
𝑟
)
 𝑄𝑝 = 50 𝑔 · 1 𝑐𝑎𝑙/𝑔 · °𝐶 · (40°𝐶 − 30°𝐶) = 500 𝑐𝑎𝑙
Equação 1 
 
 𝑄𝑟 = 𝑚 · 𝑐 · (𝑇
𝑟
− 𝑇
𝑓
)
 𝑄𝑟 = 50 𝑔 · 1 𝑐𝑎𝑙/𝑔 · °𝐶 · (30°𝐶 − 23°𝐶) = 350 𝑐𝑎𝑙
Equação 2 
 
 
 𝐶 = 𝑄
𝑝
− 𝑄
𝑟
 / 𝑇𝑟
− 𝑇
𝑓
 𝐶 = 500−350
30−23 = 150
7 = 21, 43 𝑐𝑎𝑙 /°𝐶 
Equação 3 
 
 
Tabela 4. Dados da determinação da capacidade calorífica do calorímetro 
MEDIDA Tf (ºC) Tq (ºC) Tr (ºC) Qp (cal) Qr(cal) C (cal/ºC) 
1 
23 40 30 500 350 21,43 
2 
Capacidade Calorífica do Calorímetro (C): 21,43 0,01 cal/°C ±
 
 
V. III. Determinação das entalpias de neutralização 
A determinação das entalpias de neutralização do HCl e do ácido acético pela solução de 
hidróxido de sódio foram efetuadas conforme descrito no item II, sendo que o calor 
associado a reação, dq, foi obtido utilizando a equação 4, na qual o sinal associado a essa 
medida já está embutido. O valor de c para ambas as medidas foi de 0,96 cal/g.ºC. A massa 
da solução foi obtida pela diferença de massa entre o calorímetro com solução e sem 
solução. 
Os dados obtidos para ambas as reações seguem nas tabelas 5 e 6. 
 
 𝑑𝑞 = 𝑚 · 𝑐 · (𝑇
𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
− 𝑇
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
) + 𝐶 · (𝑇
𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
− 𝑇
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
)
Equação 4 
 
Para reação de neutralização entre NaOH e HCl 
 𝑑𝑞 = 151, 89 · 0, 96 · (28, 1 − 24, 3) + 21, 43 · (28, 1 − 24, 3)
 𝑑𝑞 = 635, 53 𝑐𝑎𝑙
 
 
Para reação de neutralização entre NaOH e CH3COOH 
 𝑑𝑞 = 151, 69 · 0, 96 · (28, 21 − 23, 3) + 21, 43 · (28, 1 − 23, 3)
 𝑑𝑞 = 817, 86
 
Tabela 5. Medidas de calor de neutralização da reação entre NaOH e HCl 
MEDIDA MASSA DA 
SOLUÇÃO (g) Tfinal (ºC) Tinicial (ºC) dq (cal) 
1 
151,89 28,1 24,3 635,53 
2 
dq: 635,53 0,01 cal ±
 
Tabela 6. Medidas de calor de neutralização da reação entre NaOH e CH3COOH 
MEDIDA MASSA DA 
SOLUÇÃO (g) Tf (ºC) Ti (ºC) dq (cal) 
1 
151,69 28,1 23,3 817,86 
2 
dq: 817,86 0,01 cal ±
 
Com base nos dados das tabelas 5 e 6 foi possível calcular as entalpias de neutralização do 
NaOH com HCl (reação 1) e com ácido acético (reação 2) a partir da equação 5, onde n é o 
número de mols de água formados, que é igual ao número de mols do reagente limitante 
(ácido), e 4,18 é o fator de conversão de cal para kJ. Os dados obtidos seguem na tabela 7. 
| ∆𝐻| = 𝑑𝑞
𝑛 · 4, 18
Equação 5 
 
 |∆𝐻|
𝐻𝐶𝑙
= 635,53
0,0515 · 4, 18 = 53, 04 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 |∆𝐻|
𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
= 780,42
0,0515 · 4, 18 = 63, 34 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Equação 6 - Cálculos para os valores de n 
 
 
 
Tabela 7. Entalpias de neutralização das reações 
REAÇÃO n (mol) dq |ΔH| (kJ/mol) 
 0,0515 653,53 53,04 
0,0515 780,42 63,34 
Os valores de ΔH, no entanto, encontram-se em sua forma modular, não indicando os 
respectivos sinais. No entanto, tratando-se de duas reações exotérmicas, ambos valores de 
ΔH são negativos, de modo que e . ∆𝐻
𝐻𝐶𝑙
= − 53, 04 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻
𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
= − 63, 34 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
 
VI- CONCLUSÃO 
Ao realizar o presente experimento, foi possível observar o caráter exotérmico das reações 
de neutralização, tanto de um ácido forte, quanto de um ácido fraco, com uma base forte, 
por meio do aumento da temperatura do meio, que ocorre devido à energia liberada pela 
reação de neutralização, como calor. Além de determinar se tratar de uma reação 
exotérmica, a termodinâmica das reações também foi analisada, ao se obter o calor gerado 
por mol de produto formado, água, em ambos casos. 
Esta energia liberada durante a neutralização pode ser compreendida através de uma 
analogia mecânica com uma mola. Assim como uma mola comprimida armazena energia 
potencial elástica que é convertida em energia cinética quando liberada, as moléculas dos 
reagentes (ácido e base) possuem energia potencial química armazenada em suas 
ligações. Durante a reação de neutralização, ocorre um rearranjo dessas ligações para 
formar produtos mais estáveis (água e sal), liberando a diferença energética na forma de 
calor. 
Em termos termodinâmicos, o calorímetro utilizado no experimento permite quantificar essa 
transferência energética, medindo a variação de temperatura que representa a conversão 
da energia potencial química em energia térmica. O calor liberado por mol de água formada 
indica a magnitude dessa transformação energética para cada sistema ácido-base 
estudado. 
Esta analogia ilustra de maneira clara o princípio de conservação de energia aplicado às 
reações químicas: a energia não é criada nem destruída durante a neutralização, apenas 
convertida de energia potencial química em energia térmica. Tal compreensão é 
fundamental para o estudo da termoquímica e dos processos energéticos envolvidos nas 
transformações da matéria. 
 
 
 
VII - REFERÊNCIAS 
ASSUMPÇÃO, M. H. M. T; WOLF, L. D; BONIFÁCIO, V. G; FATIBELLO-FILHO, O. 
Construção de um Calorímetro de Baixo Custo para a Determinação de Entalpia de 
Neutralização. Eclética Química, [s. l.], v. 35, n. 2, p. 63-69, 2010. 
GARLAND, C. W.; NIBLER, J. W.; SHOEMAKER, D. P. Experiments in physical chemistry. 
8th ed. Boston: McGraw-Hill Higher Education, 2009. 
HAWED, HERBERT S. The Dissociation Constant of Acetic Acid from 0 to 60” Centigrade’. 
Department of Chemistry Ofyale University, [S. l.], p. 652-657, 22 fev. 1933. 
MAHONEY, D. W., SWEENEY, J. A., DAVENPORT, D. A., & RAMETTE, R. W. (1981). A 
continuous variation study of heats of neutralization. Journal of Chemical Education, 58(9), 
730. 
ATKINS, Peter; PAULA, Julio. The First Law: Heat transactions. In: ATKINS' PHYSICAL 
CHEMISTRY. 9. ed. [S. l.: s. n.], 2005. cap. 2, p. 70-78.