Relatório Físico Química Prática 10

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Universidade Federal de Viçosa 
Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
QUI 150 – Físico-Química I 
 
 
 
 
 
 
Calor de Solução e 
Neutralização 
(Prática 10) 
 
 
 
 
Álisson Gabriel de Oliveira – 77939 
Gabryelle Lima Silva - 86264 
 
 
 
 
 
 
 
 
Viçosa, novembro de 2017 
1. INTRODUÇÃO 
 Calor de solução ou entalpia de solução ( é a variação de energia que ocorre 
quando um mol de substância iônica se dissolve em uma determinada quantidade de 
solvente, à pressão e temperatura constantes. Essa energia depende das magnitudes 
relativas às forças de atração entre as partículas do soluto, entre as partículas do 
solvente puro, e entre as partículas do solvente e do soluto, quando já em solução. 
O solvente mais utilizado nesse processo é a água. 
Por exemplo: 
 
X + nAq  X.n Aq  
 HCl (g) + 10 Aq  HCl .10Aq J/ mol) 
 HCl (g) + 200 Aq  HCl .200Aq J/ mol) 
 HCl (g) + ∞Aq  HCl . ∞Aq ∞J/ mol) 
 
∞ : entalpia de solução à diluição infinita ( tende a um limite constante) 
 
 Adicionando-se mais solvente a uma solução já preparada, o calor resultante 
(passa a ser um calor de diluição, extraído das vizinhanças do sistema. Neste caso, 
considera-se então que o solvente tem entalpia nula. 
 Uma outra medida importante, muito usada na definição de entalpias parciais 
molares, é o calor diferencial de solução, e diz respeito ao calor liberado ou absorvido 
no processo de dissolução de um mol de soluto em uma quantidade muito grande de 
solução de concentração conhecida. Nesta situação, a variação da concentração é muito 
pequena ou praticamente nula. Experimentalmente é quase impossível medir o calor 
diferencial de solução. 
 A entalpia de neutralização ou calor de neutralização é o calor envolvido na 
reação de um mol de ácido com um mol de base em solução aquosa à 25 oC e 1 bar de 
pressão (1 atm), produzindo caracteristicamente ao final água e sal. 
 
Por exemplo: 
 HCl + aq  Cl-(aq) + H+(aq) 
NaOH + aq  Na+(aq) + OH-(aq) . 
Partindo dessas soluções, a reação de neutralização pode ser descrita como: 
Cl-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  Cl-(aq) + Na+(aq) + H2O , 
ou, simplesmente, 
H+(aq) + OH-(aq)  H2O neutraliz. -55,835 kJ/mol 
 
 Para reações entre ácidos fortes (HCl, HNO3, H2SO4) e bases fortes (NaOH, KOH), 
o da reação de neutralização é constante, e vale aproximadamente  -55,835 
kJ/mol, independendo, assim, da natureza dos reagentes. Esse resultado decorre da 
completa ionização tanto do ácido e da base quanto do sal formado, em solução, 
traduzindo em um calor de neutralização numericamente igual ao calor de dissociação da 
água com sinal contrário. 
 
Quando o ácido ou a base não estão completamente dissociados (são fracos) o 
calor de neutralização assume valores diferentes. Como nesse processo há absorção de 
calor durante a dissociação dos reagentes, o calor de neutralização é inferior a 55,835 
(KJ/mol). A neutralização é considerada a partir de dois processos sucessivos: 
HA(aq)  H+(aq) + A-(aq) 
H+(aq) + OH-(aq)  H2O 
 
No caso do ácido acético (CH3COOH), que é um ácido fraco, parte das 
moléculas não se encontra dissociadas: 
CH3COOH + aq  CH3COOH(aq) 
Em presença de uma solução aquosa de uma base forte, como o NaOH, a reação 
de neutralização pode ser descrita como 
 CH3COOH(aq)  CH3COO-(aq) + H+(aq) 
 CH3COOH(aq) + OH
-(aq)  CH3COO-(aq) + H2O 
 H+(aq) + OH-(aq)  H2O 
O calor liberado nessa reação pode ser calculado então como a diferença entre a 
energia liberada na combinação dos íons hidróxido e hidroxila e o calor consumido para 
ionizar as moléculas de ácido, diminuindo então o calor de neutralização: 
Ho neutralização. = Ho ionização + (- 55,835 KJ/ mol) 
 As variações de entalpia durante reações de neutralização podem ser determinadas 
ao aplicar conhecimentos simples de calorimetria. Em um calorímetro isolado 
adiabaticamente, o calor liberado durante a neutralização, H, é igual à quantidade total 
de calor recebida pelos produtos da reação, Qp, e pelo calorímetro, Qc de modo que 
H = Qp + Qc = Q 
A quantidade total de calor, Q, por sua vez, pode ser medida pela elevação da 
temperatura do sistema durante o processo. Sendo Cc a capacidade calorífica do 
calorímetro, temos que a capacidade calorífica do sistema é: 
C = Cc + (m1c1)acido + (m2c2)base 
Onde m e c são respectivamente, a massa e o calor específico do ácido e da base. 
Para soluções diluídas, o calor específico é aproximadamente igual ao calor 
específico da água, isto é, c =1 cal/g.oC . Sendo a massa dos produtos igual à massa dos 
reagentes: 
C = Cc + (m1 + m2) c 
Pelo Princípio da Conservação de Energia, pode-se determinar a entalpia de 
neutralização de cada ácido: 
Qliberado = Q absorvido 
Ho neutralização. = C n 
Sendo a variação de temperatura durante o processo e n o número de moles 
de ácido neutralizado. 
2. OBJETIVOS 
Determinar experimentalmente o calor de solução de um soluto, e os calores de 
neutralização de um ácido forte e outro fraco. 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
 
3.1 REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 Calorímetro; 
 Béquer de 100, de 250 e de 600 mL; 
 Balança com precisão de 0,002 g; 
 Bastão e espátula; 
 Proveta de 100 ml; 
 Vidro de relógio; 
 Termômetro; 
 Solução de NaOH 0,5M; 
 Solução de HCl 0,5M; 
 Solução de CH3COOH 0,5M; 
 Hidróxido de sódio. 
3.2 PROCEDIMENTO 
PARTE I: Calor específico do calorímetro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pesagem do béquer de 250 mL do calorímetro (parte interna) e 
registro de sua massa (mc) 
Adição de 100 mL de água a temperatura ambiente ao calorímetro 
(m2) e registro da temperatura de estabilização do sistema (T2). 
 
Pesagem de 50 mL de água fria (m1), e adicioná-la ao béquer de 
100 mL para resfriamento (banho de gelo), até atingir uma 
temperatura próxima à de fusão do gelo. Registro dessa temperatura 
(T1) e a sua rápida adição ao calorímetro. 
Fechamento do calorímetro e agitação do sistema. Esperar atingir o 
equilíbrio térmico (Te); registro da medida. 
 
 
PARTE II: Calor de Solução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PARTE III: Calor de Neutralização 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. DADOS OBTIDOS E CALCULADOS 
 
Dados Gerais: 
Temperatura ambiente: 250C 
Temperatura ambiente da água: 230C 
Calor específico do calorímetro (dado teórico): 0,5 cal/(gºC) 
 
PARTE I: 
 
Dados: 
m1 (água fria) = 50,3g 
Adição de 100 mL de água no calorímetro a temperatura 
ambiente e registro dessa temperatura. 
Pesagem de 4 a 6 lentilhas de hidróxido de sódio e rápida 
transferência delas para o calorímetro. 
Limpeza do material utilizado anteriormente e secagem com 
papel poroso. 
Medição de 100 mL da solução de NaOH (0,5M) e sua 
transferência para o calorímetro, registrando a temperatura. 
Medição de 75 mL da solução de HCl (0,5M). 
Adição do ácido à base o mais rápido possível e fechamento 
do calorímetro. Agitação e registro da temperatura a cada 30 
segundos, até atingir o equilíbrio térmico. 
Repetição do experimento utilizandoácido acético (0,5M) e a 
mesma base. 
Agitação do sistema e registro da máxima temperatura 
atingida. 
m2 (água ambiente) = 101,1g 
mc (calorímetro) = 113,4g 
T equilíbrio = 18
0C 
T água fria = 5
0C 
ΔT1 = T equilíbrio - T água fria 
ΔT2 = T ambiente – T equilíbrio 
 
Pelo processo de conservação de energia, temos: 
 
|Q absorvido| = |Q cedido| 
 
|Q água fria | = |Q água ambiente| + |Q calorímetro| 
 
|m1c1ΔT1| = |m2c2ΔT2| + |mcccΔT2| 
 
[50,3 x 1 x (18 – 5)] = [101,1 x 1 x (23 – 18)] + [113,4 x cc x (23 – 18)] 
653,9 = 505,5 + 567* cc 
cc = 0,26 cal/g 
0C 
 
Cálculo do erro relativo do calor específico do calorímetro: 
 
E = 
||
||
covalorteóri
covalorteóritradovalorencon 
 
 
E = 
5,0
5,026,0 
 x 100 = 48% 
 
Cálculo da capacidade calorífica: 
 
Cc = mc x cc 
 
Cc = 113,4 x 0,26 = 29,48 cal/ºC 
 
 
PARTE II: 
 
Dados: 
ma (água ambiente) = 101,1g 
mc (calorímetro) = 113,4g 
cc = 0,26 cal/g 
0C 
T máxima = 27,5
0C 
ΔT = T máxima – T ambiente 
 
|Q cedido| = |Q absorvido| 
 
|ΔHsolução| = | mcccΔT| 
 
|ΔHsolução| = |113,4 x 0,26 x (27,5 – 23) 
 
|ΔHsolução| = 132,7 cal 
 
132,7 cal ---------- 1,37g de NaOH 
X ------------ 40,01 g de NaOH ----------- 1 mol 
 
X = 3875,42 cal por mol 
 
PARTE III: 
 
Dados: 
mc (calorímetro) = 113,4g 
cc = 0,26 cal/g 
0C 
c = 1 cal/g 0C (considerado para soluções diluídas) 
V NaOH (0,5M) = 100 ml 
V HCl (0,5M) = 75 ml 
ρNaOH = 1,02 g/ ml [1] 
ρHCl = 1,26 g/ ml [2] 
ρacético = 1,0 g/ ml [3] 
C = n/V 
0,5 = n/0,075 
n = 0,038 
 
Para o ácido clorídrico: 
T equilíbrio = 28,5
0C 
T máxima = 29,8
0C 
ΔT = T máxima – T equilíbrio 
 
m1 = m NaOH (0,5M) = 101,8 g 
m2 = m HCl (0,5M) = 75,4 g 
 
C = Cc + (m1 + m2) x c 
C = mccc + (m1 + m2) x c 
C = (113,4 x 0,26) + [(101,8 + 75,4) x 1) 
C = 206,7 cal/ 0C 
 
 
|Q cedido| = |Q absorvido| 
 
|ΔH neutral| = 
n
TC || 
 
 
|ΔH neutral| = |206,7 x (29,8 - 28,5)| 
 0,038 
 
|ΔH neutral| = 7071,32 cal/mol 
 
 
Para o ácido acético: 
 
T equilíbrio = 28
0C 
T máxima = 29,2
0C 
ΔT = T máxima – T equilíbrio 
m1 = m NaOH (0,5M) = 101,8 g 
m2 = m acético (0,5M) = 75,7 g 
 
C = Cc + (m1 + m2) x c 
C = mccc + (m1 + m2) x c 
C = (113,4 x 0,26) + [(101,8 + 75,7) x 1) 
C = 207,1 cal/ 0C 
 
 
|Q cedido| = |Q absorvido| 
 
|ΔH neutral| = 
n
TC || 
 
 
|ΔH neutral| = |207,1x (29,2 - 28)| 
 0,038 
 
|ΔH neutral| = 6540 cal/mol 
 
 
Cálculo do erro relativo das massas: 
 
- Massa do HCl: 
m = ρHCl x V = 1,26 x 75 = 94,5 g 
E = 
5,94
75,4 - 94,5
x 100 = 20,2% 
 
-Massa do NaOH: 
m = ρNaOH x V = 1,02 x 100 = 102g 
E = 
102
8,101102 
x 100 = 0,2% 
 
- Massa do ácido acético: 
m = ρacético x V = 1 x 75 = 75g 
E = 
75
757,75  x 100 = 0,9% 
TEMPERATURA 
REAGENTE TEMPO (s) 
0 30 60 90 120 150 180 
NaOH + HCl 29,80C 29,10C 28,50C 28,50C 28,50C 28,5ºC 28,5ºC 
NaOH + Acético 29,20C 28,70C 28,40C 280C 280C 280C 280C 
 
Tabela 1- Temperatura até atingir a temperatura de equilíbrio 
 
 
Figura 1 - Tempo x Temperatura da reação NaOH + HCl . 
 
 
Figura 2 - Tempo x Temperatura do NaOH e do Ácido Acético 
 
5. DISCUSSÃO E CONCLUSÃO 
 
 Os correspondentes calores de solução e de neutralização foram obtidos a partir 
dos dados coletados por intermédio do calorímetro adiabático e das equações 
recorrentes. 
 Os erros experimentais atestados durante todo o processo são provenientes de 
inúmeras fontes, tais como os humanos (manipulação de instrumentos, visualização das 
medidas), sistemáticos e acidentais (desconhecidos em valor e que ocorrem 
circunstancialmente por descuido do operador) são os principais responsáveis pelos 
respectivos erros relativos de 20,2%, 0,2% e 0,9% para as massas de HCL, NaOH e 
Ácido Acético, respectivamente e de 48% para o calor específico do calorímetro. Além 
disso, os erros de precisão dos instrumentos - também chamados de erros absolutos - 
são determinantes para a discrepância reconhecida nos resultados, sendo eles iguais a + 
0,001g, + 0,05 ml, + 0,5 mmHg e + 0,050C, provenientes da balança, da pipeta, do 
manômetro e do termômetro respectivamente. 
 Atestamos após todo o procedimento empírico que o calor de neutralização 
envolvido na reação do HCl é superior quando comparado ao do ácido acético, sendo 
justamente explicado pelo fato do grau de dissociação do primeiro ser maior do que o 
do segundo. Consecutivamente, como o ácido acético é tipicamente fraco, parte do calor 
é absorvido para a sua dissociação. 
 Esse experimento simples permite fazer uma viável aproximação para os valores 
reais de calor liberados nas reações, desde que os erros sejam reduzidos ao se 
desempenhar análises e manipulações criteriosas. 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
[1] Encontrado em: http://dequim.ist.utl.pt/ebi/SPD/SPDes_prob1_a.pdf 
Acessado em: Novembro de 2017; 
 
[2] Encontrado em: 
http://www.generationcp.org/capcorner/chile_wksp_2005/manuals/manual_05.pdf 
Acessado em: Novembro de 2017; 
 
[3] Encontrado em: 
http://www.portalimpacto.com.br/docs/00000ThomasVestF3Aula13Titulo.pdf 
Acessado em: Novembro de 2017; 
 
[4] Encontrado em: 
http://w3.ufsm.br/juca/fsc310r1_2003_1.htm 
Acessado em Novembro de 2017; 
 
[5] Castellan, G. W. Físico-Química I. Rio de Janeiro: Ao livro Técnico, 1992. 
 
[6] Caderno de Aulas Teóricas, Parte 1: Físico Química, Prof: Germam Enrique Cares 
Cuevas.