Relatório 6 Calor de reação

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Universidade Federal do Rio de Janeiro – UFRJ 
Centro Tecnológico – CT 
Instituto de Química - IQ 
Curso: Bacharel em Química 2015/2 
Alunos: Andressa Carvalho e Mariana Gomes 
Professor: Roberto Salgado Amado 
Disciplina: Química Geral Experimental II 
Data do experimento: 01 de dezembro de 2015 
 
CALOR DE REAÇÃO 
 
1. Introdução 
 
As reações químicas sempre ocorrem com uma liberação ou absorção de energia, 
ainda que a quantidade de energia as vezes seja pequena. Se a energia do produto formado for 
menor que a do reagente, a energia é liberada pois, o calor está sendo liberado do sistema 
(reação química) para o ambiente, ou seja, é um processo exotérmico. Por outro lado, se a 
energia do produto for maior que a dos reagentes, o sistema absorve calor do ambiente, sendo 
então um processo endotérmico¹. A parte da química que estuda as transferências de calor 
associadas às reações químicas ou às mudanças no estado físico das substâncias é chamada 
termoquímica. Calor de reação é o nome dado à quantidade de calor liberado ou absorvido 
em uma reação química ou mudança de estado. Para medi-lo, utiliza-se um equipamento 
denominado de calorímetro.² 
Para calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a reação, é 
necessário conhecer a capacidade calorífica do interior do calorímetro. A capacidade 
calorífica relaciona a quantidade de calor absorvida por uma substância ao aumento de 
temperatura de um sistema, podendo ser representada por:¹ 
(1) 
𝑄 = 𝑛𝑐∆𝑇 
Onde: 
 Q é a quantidade de calor, 
n é o número de mols, 
C a capacidade calorifica e 
∆𝑻 é a variação de temperatura ( 𝑇𝐹𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑇𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙). 
Esta equação também pode ser representada por: 
(2) 
𝑄 = 𝑚𝑐∆𝑇 
 
Sendo m a massa e c o calor específico. 
O calor específico (c), de uma substância é a quantidade de energia necessária para 
aumentar de um grau (Kelvin) a temperatura de um grama de uma substância (de 15 °C a 16 
°C).² 
De acordo com a primeira lei da termodinâmica, a variação de energia interna de um 
sistema é igual a quantidade de calor transferido para o sistema, somado com trabalho(W) 
realizado pelo sistema, como pode ser visto abaixo³. 
(3) 
∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊 
 
A variação da entalpia (∆𝐻) de um sistema é igual ao calor liberado ou absorvido em 
pressão constante. 
∆𝐻 = ∆𝑈 + ∆𝑃𝑉, 𝑐𝑜𝑚𝑜 𝑎 𝑝𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 é 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒, 𝑙𝑜𝑔𝑜: ∆𝐻 = ∆𝑈 + 𝑃. ∆𝑉 
Pela primeira lei, sabemos que: ∆𝑈 = 𝑞 + 𝑊 e 𝑊 = −𝑃𝑒𝑥𝑡 . ∆𝑉, portanto: ∆𝐻 = 𝑞 +
𝑊 − 𝑊 
(3) 
 ∆𝐻 = 𝑞 
Sendo o ∆𝐻 positivo para processos endotérmicos e negativos para processos 
exotérmicos. 4 
 
 2. Objetivo 
 
O objetivo do experimento foi colocar em prática o conceito de entalpia de reação, 
∆rH, e a aplicação da Lei de Hess. Para isto foi medida a quantidade de calor absorvida ou 
liberada em três reações químicas. 
 
3. Procedimentos Experimentais 
 
 3.1. Materiais e Reagentes 
Os seguintes equipamentos e vidrarias disponíveis no laboratório foram utilizados: 
 Balança analítica 
 Bastão de vidro 
 Copo de 120 mL de poliestireno expandido 
 Espátula 
 Pipeta Graduada 
 Termômetro digital 
 
 As seguintes substâncias, disponíveis no laboratório, foram utilizadas: 
 
 Ácido Clorídrico (HCl) 
 Água destilada 
 Hidróxido de Sódio 2 mol.L-1 (NaOH) 
 Hidróxido de Sódio - sal (NaOH) 
 
3.2. Parte experimental 
 
 Foram realizados três experimentos. 
 
I. Determinação do calor na reação nº 1. 
 
A reação era de hidróxido de sódio sólido dissolvido em água, para formar a 
solução aquosa dos íons. Colocou-se em um copo de 120 mL de poliestireno expandido, 
50 mL de água destilada e mediu-se sua temperatura, com um termômetro digital, até 
que uma temperatura constante fosse alcançada. Anotou-se a temperatura obtida e em 
seguida, pesou-se 1,99 g de NaOH, adicionando-o a água e agitando-o até a 
solubilização total. Quando solubilizado, mediu-se a temperatura da solução, anotando-a 
para cálculos futuros. 
 
II. Determinação do calor na reação nº 2. 
 
A reação era de hidróxido de sódio sólido reagindo com uma solução aquosa de 
cloreto de hidrogênio para formar água e solução aquosa de cloreto de sódio. Em um 
copo de poliestireno expandido de 120 mL, colocou-se 50 mL de ácido clorídrico 2,00 
mol.L-1 e mediu-se a temperatura, tomando nota do resultado obtido. Em seguida, foram 
adicionados 2,01 g de NaOH no copo com HCl, agitando-o até que houvesse a 
solubilização total. Feito isso, mediu-se novamente a temperatura da solução, anotando 
o resultado. 
 
III. Determinação do calor na reação nº 3. 
A reação era de solução aquosa de hidróxido de sódio reagindo com solução 
aquosa de cloreto de hidrogênio para formar água e solução aquosa de cloreto de sódio. 
Em um copo de poliestireno expandido de 120 mL foi colocado 40 mL de solução de 
HCl 2,00 mol.L-1 e em outro copo 40 mL de solução de NaOH 2,00 mol.L-1. Feito isso, 
mediu-se a temperatura de ambas, que deveriam estar com temperaturas iguais, e 
anotou-se o resultado. Em seguida, adicionou-se a solução de NaOH no copo com a 
solução de HCl e mediu-se novamente a máxima temperatura alcançada, tomando nota 
do resultado para futuros cálculos. 
4. Resultados e discussões 
 
4.I. Determinação do calor do na reação nº1 
 Ao ligar o termômetro, esperou alguns minutos para que fosse possível medir a 
temperatura ambiente que apresentava 23,6 °C. Em seguida, mediu-se a temperatura da 
água, que estava a 23,8°C. Depois de misturar os reagentes, obteve-se a temperatura de 
32,1 °C tento, portanto, uma variação da temperatura de 8,3 °. Esperava-se o aumento 
de temperatura, pois há liberação de íons OH- liberando calor para o ambiente. 
 
4.II. Determinação do calor do na reação nº 2 
 
 Considerando que a temperatura ambiente era a mesma que na medição anterior, 
mensurou-se a temperatura do ácido clorídrico. Esse estava a 23,5 °C. Após a 
dissolução ocorrida pela mistura dos reagentes, a temperatura da solução estava 46,8 °C. 
 Sabe-se que reações de neutralização, como a ocorrida, libera mais calor 
justificando o aumento da temperatura. Assim sua variação de temperatura foi de 23,3 
°C. 
 
4.III. Determinação do calor do na reação nº 3 
 
 As temperaturas do ácido clorídrico e do hidróxido de sódio são, 
respectivamente, 24,1 °C e 24,0 °C. Como esperado, a temperatura aumentou quando 
misturou-se os reagentes. Desta vez para 37,3 °C, sendo a variação de temperatura de 
13,2 °C. 
 
 
5. Questionário 
 
Após a parte experimental, foi proposto a resolução questões como pode ser 
observada abaixo. 
5.1. Para cada reação, calcule: 
5.1.a. A quantidade de calor liberado: 
 Como todos os reagentes estavam solubilizados em água, considerou que a 
densidade da H2O = HCl = NaOH = 1,00 g/mL
3. O mesmo equivale para o calor 
específico, já que a maior fração de substância encontrada é a da água. Assim, 𝑐𝐻𝑂 =
𝑐𝐻𝐶𝑙 = 𝑐𝑁𝑎𝑂𝐻 = 4,18.10
3 J / Kg.K. 
Para se calcular a massa da substância , usou-se regra de três de acordo com o 
conceito da densidade, isto é, 1g para cada mililitro da substância, logo: 
1 𝑔 𝑑𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 − 1 𝑚𝐿 𝑑𝑎 𝑚𝑒𝑠𝑚𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎
 𝑥 𝑔 𝑑𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 − 𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜𝑠 𝑛𝑎 𝑝𝑟𝑜𝑣𝑒𝑡𝑎
𝑥 = 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑢𝑠𝑎𝑑𝑎 𝑛𝑜𝑠 𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑜𝑠 é 𝑜 𝑟𝑒𝑠𝑢𝑙𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑥 + 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜.
 
Utilizado a equação 2 realizou-se os seguintes cálculos: 
Para a reação 1:𝑄 = 𝑚. 𝑐. ∆𝑡
𝑄 = 0,052 𝑔 × 4,18. 103 × 8,3 °𝐶
𝑄 = 1,8 𝐾𝐽
 
Para a reação 2: 
𝑄 = 0,052 𝑔 × 4,18. 103 × 23,3 °𝐶
𝑄 = 5,1 𝐾𝐽
 
Para a reação 3: 
𝑄 = 0,080 𝑔 × 4,18. 103 × 13,2 °𝐶
𝑄 = 4,4 𝐾𝐽
 
 
5.1.b. O número de moles de NaOH utilizado; 
Para a reação 1 e 2, aproximando a massa de NaOH para 2g em cada reação : 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑔) 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑛 = 
2 𝑔
40
𝑛 = 0,05 𝑚𝑜𝑙
 
Para a reação 3: 
𝑛° 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 = 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 × 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
𝑛 = 2 𝑚𝑜𝑙 × 0,04
𝑛 = 0,08 𝑚𝑜𝑙
 
 
5.1.c. A quantidade total de calor liberado, por mol de NaOH . 
 
Para a reação 1: 
𝑛° 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑒𝑛𝑐𝑜𝑛𝑡𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠 − ∆𝐻 𝑒𝑛𝑐𝑜𝑛𝑡𝑟𝑎𝑑𝑜
 1 𝑚𝑜𝑙 − 𝑥 𝐾𝐽
𝐸𝑛𝑡ã𝑜,
0,05 𝑚𝑜𝑙 → −1,8 𝐾𝐽
1 𝑚𝑜𝑙 → 𝑥
𝑥 = −36 𝐾𝐽
 
Para a reação 2: 
0,05 𝑚𝑜𝑙 → −5,1 𝐾𝐽
1 𝑚𝑜𝑙 → 𝑥
𝑥 = −102 𝐾𝐽
 
Para a reação 3: 
0,08 𝑚𝑜𝑙 → −4,4 𝐾𝐽
1 𝑚𝑜𝑙 → 𝑥
𝑥 = −55 𝐾𝐽
 
 
5.2. Expressar os resultados como entalpia de reação, ∆rH1, ∆rH2 e ∆rH3. 
Hreação1= -1,8 KJ 
Hreação2= -5,1 KJ 
Hreação3= - 4,4 KJ 
5.3.Considerando os resultados obtidos: 
5.3.a. Compare ∆rH2, com a soma (∆rH1 + ∆rH3) e explique; 
∆𝐻1 + ∆𝐻3 = 𝑥
−1,8 + (−4,4) = 𝑥
𝑥 = −6,2 𝐾𝐽
 
Teoricamente, valor da soma de (H1 + H3) deveria ser igual a H2, porém na prática 
há n fatores que causam a divergência em relação ao valor teórico. 
5.3.b. Calcule a diferença percentual entre ∆rH2 e (∆rH1 + ∆rH3), supondo que ∆rH2 
seja o correto. Explique a origem desta diferença. 
 Observou um erro de 21,6% em relação ao valor teórico. Sob discussão acredita-
se que as possíveis fontes de erros são: 
i. Falta de calibração dos equipamentos 
ii. Baixa precisão de instrumentos, como a proveta 
iii. O sal pode não ter atingido a solubilidade total 
iv. Ao pesar o sal de NaOH , esse encontrava-se molhado por uma solução 
desconhecida. 
v. Atraso para se chegar a uma temperatura máxima, entre outros. 
5.4. Usando 5,3 g de NaOH na reação nº 1, qual seria o calor liberado? Qual o efeito 
do uso desta massa sobre o ∆rH1 (J mol-1) calculado? 
 A alteração da massa de sal de NaOH afetaria a quantidade de calor liberado, 
pois haveria alteração no número de mols que é proporcional a massa (vide equação 1). 
Logo o calor liberado é maior. 
5.5. Na reação n° 2, usando-se 1,38 g de NaOH, qual seria o calor liberado? Qual o 
efeito do uso desta massa sobre o ∆rH2 (J mol-1) calculado? 
 O calor liberado seria menor pelos mesmos motivos do item 5.4. Sendo, desta 
vez, a quantidade calor liberado menor, pois a massa é menor. 
5.6. Na reação n° 3: 
5.6.a Usando-se 50,0 mL de solução de NaOH 2,0 mol L-1 e 50,0 mL de solução de 
HCl 2,0 mol L-1, qual seria o calor liberado? Qual o efeito do uso destes volumes de 
solução sobre o ∆rH3 (J mol-1) calculado? 
Devida as proporções serem as mesmas que utilizada no experimento, pode-se 
afirmar que o calor liberado pela reação de neutralização é o mesmo. 
5.6.c. Usando-se 40,0 mL de solução de NaOH 2,0 mol L-1 e 60,0 mL de solução de 
HCl 2,0 mol L-1, qual seria o calor liberado? Qual o efeito do uso destes volumes de 
solução sobre o ∆rH3 (J mol-1) calculado? 
Considerando que o HCl está em excesso, apenas 40 mL de HCl reagirá com 40 mL 
de NaOH, já que a proporção da reação é 1:1. Como são as mesmas proporções que a 
realizada no reação 3, o calor liberado será igual a -H3. 
 
6. Conclusão 
 
 Em suma, pode-se afirmar que a prática experimental sempre acarreta erros que 
não são previstos pela teoria. Sempre há o erro experimental. No experimento realisado 
pelo presente grupo, o erro apresentado é de 21,6%, porém devido as possíveis fontes de 
erro (vide item 5.3.b) esta é uma aproximação aceitável. 
 Não penso em mais nada. Minha mente está doendo e eu não comi nada ainda. Se 
quiser complementar, é todo seu. Vou pro bandejão #partiu. 
 
7. Bibliografia 
 
¹ RUSSELL, J.B. Química Geral, Vol. 1, 2ª ed., Pearson Education do Brasil Ltda: São 
Paulo, 1994. 
² Apostila de Química Geral Experimental II. Disponível em < 
http://dqi.iq.ufrj.br/iqg128_a5_calor_reacao.pdf > Acesso em: 05 de dezembro de 2015. 
³ BROWN, T.L.; LeMAY Jr., H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química – A 
Ciência Central, 9ª ed., Pearson Education do Brasil Ltda: São Paulo, 2005. 
4 Atkins, P.; Jones, L. Princípios De Química - Questionando A Vida Moderna E O 
Meio Ambiente, 5ª ed., Bookman,2011.