relatorio termoquimica

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QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
RELATÓRIO DA 2ª AULA PRÁTICA 
TERMOQUÍMICA 
 
 
 
Aluno: Pafeu Nazário da Silva 
Semestre/turma: 2º / 2017.1 
Data da realização da prática: 
Professor: Danilo Jose Coura Gomes 
 
 
 
 
 
 
Paulistana - PI 
2017 
 
 
INSTITUTO REDERAL DO PIAUÍ – IFPI 
CAMPUS PAULISTANA 
 
Autor (es) 
Jaciane da Silva Aquino 
Jardilane Carvalho Veloso 
Leonardo Clementino dos Santos 
Pafeu Nazário da Silva 
 
 
 
 
 
 Relatório de aula prática apresentado 
como requisito para a disciplina de 
química experimental Il, do curso de 
licenciatura em química do Instituto 
Federal do Piauí campus Paulistana. 
 Orientador: prof. Dr. Danilo J.C. Gomes 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Paulistana – PI 
2017 
 
 
SUMÁRIO 
1. INTRODUÇÃO ..................................................................................... 4 
2. OBJETIVOS ......................................................................................... 7 
2.1. GERAL ................................................................................................. 7 
2.2. ESPECIFICOS ..................................................................................... 7 
3. PARTE EXPERIMENTAL .................................................................... 7 
3.1. REAGENTES ....................................................................................... 7 
3.2. MATERIAIS .......................................................................................... 8 
4. METODOLOGIA .................................................................................. 8 
4.1. PARTE 1 - ENTALPIA DE HIDRATAÇÃO DE SUBSTANCIAS 
SÓLIDAS ............................................................................................................. 8 
4.2. PARTE 2 – ENTALPIA DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO ....... 9 
4.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS (ALUMÍNIO COM 
NAOH)........... .................................................................................................... 11 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES ....................................................... 12 
5.1. ENTALPIA DAS REAÇÕES DE HIDRATAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS 
SÓLIDAS ........................................................................................................... 12 
5.2. DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO ........................................... 13 
5.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS - ALUMÍNIO COM 
NAOH........ ......................................................................................................... 13 
6. CONCLUSÕES .................................................................................. 14 
7. BIBLIOGRAFIA ................................................................................. 15 
8. ANEXOS ............................................................................................ 15 
8.1. EXERCÍCIOS ..................................................................................... 15 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
1. INTRODUÇÃO 
O meio a qual estamos inseridos, atualmente, é um produtor constante de 
energia. E toda a sociedade contemporânea é dependente dessa produção de 
energia, por menores que seja a sua falta acarretaria na falta de confiança, tanto dos 
indivíduos, como também, do mercado financeiro (BROWN, 2005). Podemos citar 
como exemplos os cortes repentinos de energia elétrica, insuficiência no volume 
disponível de gasolina ou, até mesmo, nos aumentos exorbitantes do preço dos 
derivados do gás natural usados nas residências e empreendimentos alimentícios. 
Boa parte da energia produzida e que utilizamos no dia-a-dia se originam a partir de 
reações químicas, um carro se locomovendo por uma rodovia realiza a queima de 
combustíveis fosseis, um equipamento eletroeletrônico funciona também através das 
reações químicas que acontece em baterias, nos alimentamos para que nosso 
organismo possa transformar os nutrientes dos alimentos em energia obedecendo 
às etapas de digestão, oxidação e, em seguida, processo de oxirredução conhecido 
como ATP. O estudo das transformações da energia de uma forma para outra é 
chamada de termodinâmica, ela está voltada para preocupação com o 
acompanhamento das variações de energia, e torna capaz a realização do cálculo 
da quantidade de calor que uma reação produz (ATKINS, 2012). Calor e trabalho 
são dois conceitos fundamentais da termodinâmica, nos tempos antigos o calor era 
conhecido como um fluido chamado calórico que era capaz de se transferir de uma 
substância quente para uma mais fria, está tese foi proposta pelo francês e então 
engenheiro Sadi Carnot que colaborou com os estudos iniciais sobre a 
termodinâmica, porém, o trabalho em forma de calórico ficou apenas como mito, pois 
25 anos após Carnot ter apresentado sua teoria o físico inglês James Joule 
conseguiu demostrar que calor e trabalho são duas formas de energia. Podemos 
questionar então de onde vem essa energia: e realizando uma simplificação na 
resposta remetemo-nos a dizer que a energia liberada estava contida nos reagentes 
e que em seguida foi liberada quando eles se transformaram nos produtos. Com 
isso, portanto, cada substância deve possuir uma certa quantidade de energia, na 
química essa energia é chamada de entalpia representada pela letra (H), mas não 
se conhece nenhum método de determinar o conteúdo de energia de uma 
substância, na realidade o que podemos mensurar é a variação da entalpia (∆H) de 
um processo utilizando calorímetros, essa variação representa a porção de energia 
5 
 
liberada ou absorvida durante o processo, sendo realizado à pressão constante 
(USBERCO; SALVADOR, 2010). 
Os processos onde há liberação de calor são chamados exotérmicos (Exo- é 
um prefixo que significa ¨para fora¨) e a entalpia dos produtos (HP) é menor que a 
entalpia dos reagentes (HR). 
Podemos então demostrar o esquema graficamente: 
 
 
Imagem disponível em: https://goo.gl/z4YUxF 
Durante um processo exotérmico como, por exemplo, a combustão da 
gasolina o calor flui para fora do sistema em direção a sua vizinhança. 
Nas reações endotérmicas (Endo- é um prefixo que significa ¨para dentro¨ o 
que acontece é a absorção do calor pelo sistema e a entalpia dos reagentes (HR) é 
menor que a entalpia dos produtos (HP). 
Logo abaixo o gráfico demonstra como ela acontece: 
 
Imagem disponível em: https://goo.gl/VVqo43 
No processo endotérmico podemos usar a fusão do gelo como exemplo o 
calor flui da vizinhança para o sistema. Se nós, como parte da vizinhança, tocarmos 
6 
 
o recipiente no qual o gelo está derretendo, o mesmo nos passa a sensação de frio 
porque o calor passou de nossas mãos para o recipiente. 
Também é necessário que se fale nos processos adiabáticos que na 
termodinâmica são as ocasiões onde não há transferência de calor entre o universo 
e o sistema. Situações como essa são bastante comuns em sistemas insolados 
como exemplo de uma garrafa térmica ou processos muito rápidos onde não há 
tempo de haver troca de calor entre o sistema e o meio. Nesse caso o Q é igual a 
zero e a ∆U é igual ao trabalho realizado. 
Na dissolução dos sais os compostos iônicos são dissolvidos em um solvente 
qualquer, as atrações entre as cargas opostas positivas e negativas entre os íons no 
cristal devem ser superadas perturbando as relações solvente-solvente e alterando 
sua estrutura nas proximidades desses íons. A entalpia de dissolução influencia 
significativamente a capacidade de um sal sofrer dissolução de um dado solvente à 
pressão constante (GOMES, 2017). A entalpia reticular e responsávelpela 
dissociação dos íons do reticulo cristalino é uma maneira desfavorecida no que diz 
respeito à energia. Por fim a entalpia de solvatação, sendo o mesmo um processo 
energicamente favorável, se contraria em alguns casos por não ser satisfatório em 
superar as forças atrativas entre os íons no cristal. 
Tendo em vista essas definições descritas acima podemos notar que a 
energia reticular é superada pela entalpia de solvatação e as soluto-soluto e 
solvente-solvente possuem menores intensidades que a soma das interações soluto-
solvente. Sendo assim a entalpia de dissolução exotérmica será negativa havendo 
aumento de temperatura, além disso, nessas condições os processos tendem a ser 
espontâneos. Nas dissoluções endotérmicas o composto iônico dissociado em água 
será positiva levando em conta que a energia de solvatação será insuficiente para 
ultrapassar o poder atrativo entre os íons, nesse viés torna-se necessário a 
realização de trabalho para separa-los, sendo necessário o gasto de energia do 
próprio sistema observando, assim, a diminuição de temperatura. Se o valor da 
variação da entalpia de solvatação torna-se muito positiva e a entropia do sistema 
não conseguir alcança-la o composto iônico será insolúvel. 
Tendo inicio na época da revolução industrial, no continente europeu, em que 
as relações entre calor, trabalho e conteúdo energético de combustíveis foram 
amplamente estudadas com intuito de maximizar os desempenhos de maquinas 
movidos a vapor. Atualmente a termodinâmica e tem importância significativa 
7 
 
também nas áreas de engenharia e ciências (SANT’ANNA, 2010). Na química ela 
tem notória importância no âmbito de identificar e explicar as trocas de calor e o 
trabalho que as reações entre os vários compostos produzem nas suas interações. 
2. OBJETIVOS 
2.1. GERAL 
Analisar as variações de entalpia das reações de dissolução dos sais, 
reações de neutralização envolvendo soluções de alguns ácidos e uma solução de 
uma base forte, como também, a de reações heterogenias. 
2.2. ESPECIFICOS 
Determinar as variações de temperatura que ocorrem em cada uma das 
reações envolvendo sais, soluções ácidas e as heterogenias. 
Definir quais das reações apresentam características exotérmicas, 
endotérmicas. 
Identificar como ocorrem as reações de neutralizações entre ácidos fortes e 
bases fortes 
Observar as mudanças físicas de estado nas reações heterogenias 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1. REAGENTES 
3.1.1. parte 1 – entalpia de hidratação de substancias sólidas 
Acetato de amônio C2H7NO2; 
Cloreto de sódio NaCl; 
Cloreto de potássio KCl; 
Cloreto de amônio NH4Cl; 
Tiossulfato de sódio Na2S2O3; 
Sulfeto de estrôncio SrS; 
Água destilada H2O. 
3.1.2. parte 2 – entalpia das reações de neutralização 
Ácido clorídrico HCl 1,0 mol/L 
Ácido sulfúrico H2SO4 1,0 mol/L 
8 
 
Ácido nítrico HNO3 1,0 mol/L 
Hidróxido de sódio NaOH 1,0 mol/L 
3.1.3. parte 3 – entalpia de reações heterogenias 
Lamina de alumínio (papel alumínio); 
Hidróxido de sódio NaOH 10%. 
 
3.2. MATERIAIS 
Balança analítica; 
Balão volumétrico 50 ml; 
Becker 25 ml; 
Becker 50 ml 
Becker 400 m; 
Capela; 
Conta gotas; 
Cronômetro; 
Espátulas; 
Estante para tubos de ensaio; 
Fita crepe; 
Pipeta 10 ml; 
Pipetador; 
Pisseta; 
Termômetro (grad. -10 à 100 °C); 
Tubos de ensaio; 
Vidro de relógio. 
4. METODOLOGIA 
4.1. PARTE 1 - ENTALPIA DE HIDRATAÇÃO DE SUBSTANCIAS 
SÓLIDAS 
Inicialmente foram feitos os cálculos para determinação das massas que cada 
composto utilizado na experimentação por meio da formula que indica a quantidade 
de matéria (n, em mol) dada por: 
n = m/MM 
9 
 
Onde “m” é a massa do sal que é necessária para pratica e “MM” é a massa 
molar do composto que foi utilizado. Obteve-se então para: 
Acetato de amônio C2H7NO2 → n = m/MM → 0,01 (mol) = m / 77 (g/mol) → 
m= 0,01 x 77 → m = 0,77 g. 
Obs: adotar a mesma estrutura de cálculo para as demais substâncias 
alterando apenas os valores das massas molares de cada sal. 
As massas obtidas de cada substância estão mensuradas na tabela abaixo: 
Substância Massa (g) 
C2H7NO2 0,776 
NaCl 0,582 
KCl 0,741 
NH4Cl 0,536 
Na2S2O3 * 5H2O 2,485 
SrSO4 1,837 
 
Após a determinação matemática da massa de cada substância foram 
executadas as determinações físicas de cada sal com o auxilio da balança analítica. 
Estando todas as amostras do sal preparadas foi adicionado ao tubo de ensaio, um 
para cada amostra do sal, 3,0 ml de água destilada tendo o cuidado para não haver 
aquecimento da agua por meio da troca calor entre as mãos e tubo com água, o 
termômetro foi inserido em seguida determinou-se a temperatura da água no tubo de 
ensaio, o procedimento se repetiu nas outras amostras. Tendo a temperatura se 
estabilizado retirou-se o termômetro foi colhida à temperatura, em seguida foi 
adicionado a massa do sal, pesada e reservada anteriormente, no tubo de ensaio 
agitando-o rapidamente de forma a dissolver o composto a mais rápido possível, o 
termômetro foi outra vez inserido até sua plena estabilização obtendo o valor da 
temperatura final da reação, processo que foi repetido em todas as outras 
substancias restantes. 
4.2. PARTE 2 – ENTALPIA DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO 
Essa parte foi iniciada calculando-se o volume de cada um dos ácidos que 
foram usados no experimento, para tal determinação usou-se a equação abaixo: 
M x M = 1000 x d x ځ 
Onde: 
10 
 
M - molaridade 
M – massa molar da substância 
d – densidade da substância 
1000 – 1,0 L da solução 
ﺝ - titulo da solução (%) 
Determinou-se então a molaridade inicial do acido clorídrico (HCl): 
M x 36,5(g/mol) = 1000 (ml) x 1,18 (g/cm3) x 37/100 → M = (10 x 1,18 x 
37)/36,5 → M = 11,9 mol/L 
Obs.: a mesma estrutura de calculo foi utilizada na determinação da 
molaridade dos dois ácidos restantes. 
Com a molaridade inicial determinada os valares conhecidos foram lançados 
na segunda equação, mostrada abaixo: 
M1 x V1 = M2 x V2 
Onde: 
M1 – molaridade inicial 
V1 – volume inicial 
M2 – molaridade final 
V2 – volume final 
Feito então as substituições dos valores na equação obteve-se: 
11,9 (mol/L)x V1 = 1(mol/L) x 50 (ml) → V1 = 50 / 11,9 → V1 = 4,2 ml 
Com isso foi possível chegar ao valor necessário para preparar a solução de 
1,0 mol de concentração do acido clorídrico (HCl). 
Obs.: a mesma estrutura de calculo foi usada para determinar a quantidade 
necessária dos demais ácidos utilizados, respeitando as especificidades técnicas de 
cada um deles. 
Os valores dos volumes obtidos dos ácidos estão na tabela abaixo: 
Substância Volume (ml) 
HCl 4,2 
H2SO4 2,7 
HNO3 3,2 
 
A solução de hidróxido de sódio (NaOH) foi produzida a titulo (ﺝ) de 10 %, foi 
obtido, pois, o seguinte valor em massa da substância: 
11 
 
ﺝ = 10 % 
V1 = 100 ml 100 ml ----------- 10g 
M1 = 10 g 50 ml ------------- X → X = 50 / 10 → X = 5 g 
V2 = 50 ml 
M2 = ? .: M2 = 5 g 
 
Obtidos os valores necessários, foram produzidas as soluções usadas na 
experimentação e posteriormente adicionou-se 2,5 ml da solução do ácido clorídrico 
(HCl) em um tubo de ensaio e, em seguida, foi introduzido um termômetro para 
determinação da temperatura inicial da solução. 
Nota: caso o laboratório usado tenha um número reduzido de termômetros 
aconselha-se realizar um experimento por vez, evitando assim variação das 
temperaturas iniciais entre os intervalos das determinações. 
 Após a estabilização da temperatura, seu valor foi anotado, retirou-se então o 
termômetrodo tubo de ensaio e foi adicionada a solução de hidróxido de sódio 
(NaOH) agitou-se o tubo e novamente foi inserido o termômetro colhendo assim a 
temperatura final da reação. 
Os mesmos procedimentos foram usados nas reações com ácido sulfúrico (H2 
SO4), como também, no ácido nítrico (HNO3) 
4.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS (ALUMÍNIO 
COM NAOH) 
Inicialmente foi pesada uma bolinha de 0,15 gramas aproximadamente e 
reservada, adicionou-se com o auxilio da pipeta 5,0 ml da solução de NaOH, a 
mesma usada na pratica anterior parte 2, em um tubo de ensaio, onde foi introduzido 
um termômetro para determinação da temperatura inicial da solução, após o 
termômetro se estabilizar foi colhida a temperatura da inicial da solução, adicionou-
se, então, a amostra de alumínio (em forma de bolinha) reservada anteriormente, foi 
introduzido o termômetro novamente e fazendo uso do cronometro foram realizadas 
determinações das temperaturas resultantes da reação a cada ciclo de um minuto. 
12 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
5.1. ENTALPIA DAS REAÇÕES DE HIDRATAÇÃO DE 
SUBSTÂNCIAS SÓLIDAS 
Substância Massa 
(g) 
∆T 
Tf –Ti 
Observações (processo exotérmico 
ou endotérmico; resfriamento ou 
aquecimento do tubo) 
C2H7NO2 
 
0,77 25 - 26 = -1 Endotérmico; resfriamento do tubo 
NaCl 
 
0,58 23 – 25 = -2 Endotérmico; resfriamento do tubo 
KCl 
 
0,74 17 - 24 = -7 Endotérmico resfriamento do tubo 
NH4Cl 
 
0,53 22,5 - 25 = -2,5 Endotérmico; resfriamento do tubo 
Na2S2O3 
 
1,58 15 - 25 = -10 Endotérmico; resfriamento do tubo 
SrSO4 
 
1,83 24 - 25 = -1 Endotérmico; resfriamento do tubo 
 
Analisando a tabela acima pode-se notar uma diminuição da temperatura do 
sistema. A dissolução de um sólido acontece em duas etapas, a primeira delas é a 
quebra do retículo cristalino, onde as moléculas do sólido se atraem 
eletrostaticamente sendo formando assim aglomerados iônicos com grande 
organização e formas geométricas bem definidas, chamados retículos cristalinos. 
Quando a substância é inserida em um líquido para formar a solução, resulta na 
ruptura desse retículo. Para esse fenômeno acontecer é preciso que o sistema 
receba uma certa quantidade de energia, chamada de energia reticular (Hret). A 
energia global do sistema, nessa ocasião, será sempre positiva, tendo em vista que 
a entalpia final é maior que a inicial, com isso a temperatura do sistema diminui. 
A segunda etapa é a interação entre as partículas do soluto e do solvente. Do 
ponto de partida apenas da etapa anterior a temperatura das dissoluções deveria 
sempre diminuir, porém depois que as partículas dos sólidos são separadas 
acontece sua interação com as moléculas do solvente. Se esse solvente for água, 
acarretará uma hidratação em que o polo positivo da água (H+) interagem com os 
íons de carga negativa do soluto, da mesma forma que os íons positivos do soluto 
13 
 
interagem com o polo negativo da água (OH-). A liberação de certa quantidade 
energia e necessária para que essa interação aconteça, na química isso se chama 
entalpia de hidratação (Hhid). Perdendo calor a temperatura do sistema aumenta, a 
entalpia, então, torna-se negativa. Dessa forma o que vai indicar se a temperatura 
do sistema irá diminuir ou aumentar e a soma das entalpias reticular e de hidratação. 
Nesse caso a dissolução é considerada endotérmica, ou seja quando há diminuição 
da temperatura, quando a quantidade de energia absorvida for maior que a energia 
liberada como se pode notar nos dados acima. 
5.2. DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO 
Reação ∆T 
Tf –Ti 
Observações (processo exotérmico ou 
endotérmico; resfriamento ou aquecimento do 
tubo) 
HCl + NaOH 27 – 23 = 4 exotérmico; aquecimento do tubo 
H2SO4 + NaOH 31 – 23 = 8 exotérmico; aquecimento do tubo 
HNO3 + NaOH 26 – 23 = 3 exotérmico; aquecimento do tubo 
 
Observando o quadro acima podemos notar um aumento na temperatura dos 
tubos caracterizando reações ocorridas entre um ácido, que libera o cátion H+ e uma 
base, que libera OH- as reações de neutralização são sempre exotérmicas liberando 
energia na forma de calor, a temperatura do sistema, em consequência, aumenta. 
Parte da energia dos íons e utilizada para formar as ligações que resultam nas 
moléculas de água, o restante da energia é liberada. Assim o valor da entalpia de 
neutralização será constantemente negativo. 
5.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS - ALUMÍNIO 
COM NAOH 
TEMPO (m) TEMPERATURA ºC 
0 23 
1 23 
2 23 
3 28 
4 31 
5 33 
14 
 
6 54 
7 70 
8 79 
9 72 
10 68 
 
Nesse processo experimental podemos observar as variações de temperatura 
ocorridas durante a reação do alumínio (A2) com a solução de hidróxido de sódio 
(NaOH). Percebe-se que nas determinações inicias a temperatura permaneceu 
constante, havendo mudança progressiva somente a partir do 3º até o 8º minuto, e, 
em seguida, a temperatura decaiu alguns graus. O alumínio usado que apresentava-
se no estado sólido dissolveu-se completamente na solução de hidróxido de sódio 
formando uma solução homogênea de coloração escura. 
Vários tipos de reações, bem como, mudanças de estados físicos, há também 
variadas formas de entalpia. Algumas delas: entalpia de vaporização, fusão, 
formação, combustão entre outras mais. No caso desse processo experimental 
confrontamos com a chamada entalpia de mudança de estado físico, onde é engloba 
todas anteriormente citadas, nos mostra a energia necessária para que 1 mol de 
uma substância mude seu estado físico nas condições normais de temperatura e 
pressão. Na situação que a prática foi realizada, o que temos é a entalpia de fusão 
onde é necessária uma certa quantidade de energia para que 1 mol da substancia 
no estado sólido passe para o estado líquido. 
6. CONCLUSÕES 
Foi possível concluir, portanto, que os processos que envolvem as 
características das reações químicas, no que diz respeito, a área de termodinâmica 
acontecem de duas formas, endotérmicas quando há absorção de calor do meio 
pelo o sistema resultando em uma diminuição da temperatura e exotérmica, quando 
o sistema libera calor ao meio obtendo um aumento da temperatura. Além disso foi 
possível identificar que os sais usados durante a prática resultaram em reações 
endotérmicas onde houve diminuição da temperatura final das reações, 
diferentemente das reações de neutralização, como também, a reação heterogenia 
onde apresentaram caráter exotérmico onde a temperatura final foi maior que a 
inicial, e essas acontecem de forma em que os íons de cargas positivas e negativas 
15 
 
interagem entre formando normalmente um sal e água correspondendo assim a 
neutralidade a que a água possui ph igual a 7 (neutro). Contudo foi possível 
compreender que entalpia é a energia que a molécula libera ou absorve 
quando as suas ligações químicas são rompidas e outras ligações são 
formadas, sendo que gasta-se energia para romper uma ligação e obtém-
se energia na sua formação. 
7. BIBLIOGRAFIA 
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
BROWN, T. Química: A ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005. 
USBERCO, J. Química: volume único. 8. Ed. São Paulo: Saraiva, 2018. 
FOGAÇA, J. Entalpia de Neutralização; Brasil Escola. Disponível em 
<http://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-neutralizacao.htm>. Acesso em 07 
de janeiro de 2018. 
 
 
8. ANEXOS 
8.1. EXERCÍCIOS 
1. Entalpia de solubilização de substâncias sólidas: 
1. De acordo com a tabela que você preencheu ao longo do experimento, 
discuta a variação de temperatura observadanas séries: cloretos (NaCl, KCl e 
NH4Cl), nitratos (C2H7NO2) e sulfatos (SrSO4 e Na2S2O3). 
Em todas as séries realizadas foi possível notar a diminuição da temperatura 
final, caracterizando processos endotérmicos nos cloretos destacou-se a variação de 
temperatura com o cloreto de potássio (KCl) que obteve uma diferença de 7 ºC, os 
demais, ou seja, cloreto de amônio (NH4Cl) e o cloreto de sódio (NaOH) variaram 
entre 2 e 3 ºC. Entre os sulfetos o tiossulfato de sódio (Na2S2O3) atingiu os 10 ºC de 
diferença, enquanto o sulfato de estrôncio variou apenas 1ºC. Por fim, o único usado 
na pratica obteve a variação de 1 ºC durante a reação. 
2. Coloque os cátions K+, Na+ e NH4+ em ordem crescente de sua entalpia 
de solubilização: 
16 
 
 Na+ < NH4
+ < K+ 
3. Compare a diferença entre o calor de solubilização de um sal anidro e o 
correspondente sal hidratado (por exemplo, carbonato de sódio anidro e hidratado) e 
procure uma justificativa. 
Um sal anidro em termos técnicos significa que não há presença de água. Já 
o sal hidratado corresponde a admissão de moléculas de água, que não estava 
contida nele, nas suas redes cristalinas sólidas. Após a hidratação ele permanece 
sólido, por vez, ainda se encontrará no estado sólido, mas nesse momento é 
encontrado em sua estrutura cristalina moléculas de água entre as moléculas ou os 
íons da substância sólida inicialmente anidra. Nesse intervalo de tempo novas 
interações atrativas se formam entre as moléculas ou os íons da substância sólida 
anidra e a água, no mesmo momento em que algumas das interações íon-íon já 
existentes tornam-se mais vulneráveis por haver entre alguns pares dos íons 
moléculas de água. O processo de hidratação pode promover uma variação na 
estabilização do sistema e, em consequência alterando a energia potencial 
associada às interações intermoleculares no sistema, levando a liberação (∆Hhidr) = 
Qhidr < 0 calor é produzido na reação, na absorção (∆Hhidr) = Qhidr > 0, calor é 
consumido na reação tratando-se calor de hidratação. 
2. Entalpia de reações químicas: reações de neutralização 
A reação de neutralização é um processo endotérmico ou exotérmico? Por 
quê? Apresente, também, as equações completas de neutralização (nas formas 
iônicas) para cada uma das reações realizadas. 
As reações de neutralização são exotérmicas, porque apenas parte da 
energia dos íons é usada para formar as moléculas de água, a energia restante é 
liberada para o meio. 
HCl(aq) + NaOH(aq) --------→ NaCl(aq) + H2O(g) 
H+ + Cl- + Na+ + OH- --------→ Na+ + Cl- + H+ + OH- 
H2SO4(aq) + NaOH(aq) 
 --------→ NaSO4(aq) + H2O 
H+ + SO4
2- + Na+ + OH- --------→ Na- + SO4
2- 
 + H
+ + OH- 
HNO3(aq) + NaOH(aq) 
 --------→ NaNO3(aq) + H2O 
H+ + NO3
- + Na+ + OH- --------→ Na+ + NO3
- + H+ + OH- 
17 
 
3. Entalpia de reações heterogêneas: reação do Alumínio com NaOH 
5. Apresente a equação química balanceada da reação do alumínio com a base 
hidróxido de sódio. 
2Al (s) + 2 NaOH (aq) ---------→ 2NaAlO2 (aq) + 3H2 (g) 
6. Apresente a variação de temperatura em função do tempo na forma de um 
gráfico: 
 
 
 
 
 
 
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
T (ºC) 
t (m)