Físico Química Estudo da termoquímica de reações de neutralização

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Universidade Estadual de Santa Cruz 
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas 
Colegiado de Engenharia Química 
 
 
 
 
ESTUDO DA TERMOQUÍMICA DE REAÇÕES DE 
NEUTRALIZAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Por: Alice Guerra Macieira Macêdo - 201512528 
 Andreza Bispo dos Santos - 201512529 
 Iury de Oliveira Cardoso Lopes - 201511761 
(P06) 
 
 
 
 
 
Ilhéus 
Junho/2016 
Relatório solicitado pela professora Cleyde 
Roncarati, como cumprimento dos créditos 
da disciplina CET941 – Físico Química I. 
3 
 
Sumário 
 
1. INTRODUÇÃO ....................................................................................................... 4 
2. OBJETIVO .............................................................................................................. 5 
3. MATERIAIS E REAGENTES .............................................................................. 5 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ................................................................ 5 
5. DADOS ..................................................................................................................... 6 
6. RESULTADOS ........................................................................................................ 7 
7. DISCUSSÃO ............................................................................................................ 9 
8. CONCLUSÃO ....................................................................................................... 11 
9. REFERÊNCIAS .................................................................................................... 11 
10. ANEXO ............................................................................................................... 11 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Termoquímica é o estudo do calor, trabalho, energia e as mudanças que eles 
provocam nos estados dos sistemas. Em um sentido amplo, a termodinâmica estuda as 
relações entre as propriedades macroscópicas de um sistema. Ao estudar as variações de 
energia, a termoquímica limita o seu campo de estudo chamando-o de sistema, que 
corresponde a parte selecionada para estudo, e vizinhança os arredores do sistema, que 
poderá trocar matéria e/ou energia. As reações químicas que ocorrem no sistema provocam 
uma troca de energia entre o sistema e suas vizinhanças. 
 Um sistema pode ser considerado aberto – onde pode ocorrer a transferência de 
matéria entre os sistemas e as vizinhanças –, fechado – onde não pode ocorrer nenhuma 
transferência de matéria com as suas vizinhanças – ou isolado – aquele que não interage de 
nenhuma maneira com as suas vizinhanças. 
 A primeira lei da termodinâmica afirma que a energia total do sistema mais as 
vizinhanças permanece constante (é conservada). Logo, qualquer perda de energia pelo 
sistema tende a ser recuperada pela vizinhança e vice-versa. A energia interna do sistema 
será a soma de toda energia cinética e potencial de todos os componentes do sistema. 
 Consideremos q como a quantidade de calor absorvida por um sistema. Esta 
definição significa que q é um número positivo quanto o sistema absorve calor das 
vizinhanças. Quando o fluxo de calor está na direção oposta, isto é, quando o sistema 
perde calor para as vizinhanças, q é um número negativo. O processo pelo qual um 
sistema absorve calor é chamado de endotérmico, e aquele no qual o sistema perde calor 
chamado exotérmico. 
 O calor liberado ou absorvido durante as transformações físicas e químicas é 
medido no laboratório por meio de um calorímetro. Para calcular a quantidade de calor 
liberada ou absorvida durante a reação, é necessário conhecer a capacidade calorífica do 
interior do calorímetro. Segundo Russel (2004, p.143) a capacidade calorífica de um 
sistema é a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de um sistema em 
1ºC. 
 A variação de temperatura é representada por ∆T, C, a capacidade calorífica 
molar (tabelada), e m a massa da substância, então: 
𝑞 = 𝑚𝐶∆𝑇 (1) 
Quando o fluxo de calor nas transformações químicas ocorre à pressão constante, 
o trabalho só é realizado na forma PV. Essa função termodinâmica recebe o nome de 
5 
 
entalpia (H), e sua variação (ΔH) poderá informar se no processo de transferência de 
energia o sistema absorveu calor (processo endotérmico com ΔH > 0), ou se liberou calor 
para a vizinhança (processo exotérmico com ΔH < 0). Essa variação de entalpia é dada 
pela entalpia dos produtos menos a entalpia dos reagentes, pois acompanha a reação e é 
denominada entalpia de reação (BROWN, 2005, p. 148-149). 
2. OBJETIVO 
 Estudar a variação de energia em reações entre ácidos e bases. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
Béquer 100 mL; 
Termômetro; 
8 tubos de ensaio; 
Estante; 
Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH); 
Solução de Hidróxido de Amônio (NH4OH); 
Solução de Ácido Sulfúrico (H2SO4); 
Solução de Ácido Clorídrico (HCl); 
Solução de Ácido Nítrico (HNO3).
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Selecionou-se 8 tubos de ensaio médio, secos e limpos. Separou-se 2 tubos para 
as bases e 6 tubos para os ácidos. Pesou-se os tubos em balança analítica. Mediu-se 5,0mL 
de base e transferiu-se para um tubo de ensaio. Mediu-se 5,0mL de cada ácido e 
transferiu-se para cada tubo de ensaio reservado. Mediu-se a temperatura de ambos (base 
e ácidos) separados. Misturou-se as duas soluções e mediu-se a temperatura por três 
minutos – no 1º minuto mediu-se a cada 10 segundos, no 2º minuto mediu-se a cada 
20 segundos, no 3º minuto mediu-se a cada 30 segundos. Repetiu-se todo o 
procedimento para cada ácido e base separados e para a mistura. 
 
 
 
 
 
 
6 
 
5. DADOS 
Mediu-se a massa de cada tubo de ensaio utilizado durante o experimento, essas 
massas estão designadas na Tabela 1. 
Tabela 1: Massa dos tubos secos e limpos. 
 Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5 Tubo 6 Tubo 7 Tubo 8 
Massas (g) 20,7888 22,0767 21,7341 20,5263 20,5082 20,9554 20,7453 22,0999 
 
 Pipetou-se 5 ml das soluções requeridas em cada tubo de ensaio conforme 
mostrado na Tabela 2. Após a realização do experimento, calculou-se a massa de cada 
solução considerando-se a aproximação feita para soluções diluídas de que sua 
densidade é muito próxima à densidade da água. 
Tabela 2 – Volumes e massas de soluções em cada tubo de ensaio 
 Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5 Tubo 6 Tubo 7 Tubo 8 
Volume (L) 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 
Massa (kg) 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 5x10-3 
 
Legenda para as Tabelas: 
Tubos 1 e 4 – Ácido Clorídrico (HCl) 
Tubos 2 e 5 – Ácido Nítrico (HNO3) 
Tubos 3 e 6 – Ácido Sulfúrico (H2SO4) 
Tubo 7 – Hidróxido de Amônio (NH4OH) 
Tubo 8 – Hidróxido de Sódio (NaOH) 
 As temperaturas medidas durantes três minutos obedecendo-se aos intervalos 
anteriormente citados se encontram na Tabela 3. 
Tabela 3 – Temperaturas medidas em laboratório 
Mistur
a 
T1(°C
) 
T2(°C
) 
T3(°C
) 
T4(°C
) 
T5(°C
) 
T6(°C
) 
T7(°C
) 
T8(°C
) 
T9(°C
) 
T10(°C
) 
1 24 24 24 24 24 24 24 24 24 24 
2 30 30 29 29 29 29 29 29 29 29 
3 36 35 35 35 34 34 33 32 32 32 
4 26 26 26 27 26 26 26 26 26 26 
5 26 26 26 26 26 26 26 26 26 26 
6 27 27 27 27 27 27 27 27 27 27 
 
 
7 
 
6. RESULTADOS 
 As eq.(2 – 7) denotam as reações ocorridas nos tubos de ensaio onde se realizou a 
mistura. 
 
NH4 
+ (aq) + OH- (aq) + H+(aq) + Cl- (aq)  NH4 + (aq) + Cl (aq) + H2O (l) 
 (2)NH4 
+ (aq) + OH- (aq) + H+(aq) + NO-3 (aq)  NH4 + (aq) + NO-3 (aq) + H2O (l) 
(3) 
 
2NH4 
+ (aq) + 2OH- (aq) + 2H+(aq) + SO-4 (aq)  2NH4 + (aq) + SO-4 (aq) + 2H2O (l) 
(4) 
 
Na 
+ (aq) + OH- (aq) + H+(aq) + Cl- (aq)  Na + (aq) + Cl (aq) + H2O (l) 
(5) 
 
Na 
+ (aq) + OH- (aq) + H+(aq) + NO-3 (aq)  Na+ (aq) + NO-3 (aq) + H2O (l) 
(6) 
 
2Na 
+ (aq) + 2OH- (aq) + 2 H+(aq) + SO-4(aq)  2 Na + (aq) + SO-4(aq) + 2H2O (l) 
(7) 
 
Levou-se em consideração que a densidade e capacidade calorífica das soluções é 
igual à densidade da água para soluções diluídas. As massas encontradas para as soluções, 
resultantes das reações de neutralização, foram idênticas. Obteve-se que as massas das 
soluções equivalem a 9,97 10-3 kg. Uma vez que as massas das soluções são iguais, a 
capacidade térmica dessas também será igual, e seu valor equivale a 9,97 cal/g. 
Para cálculos posteriores, realizou-se o cálculo de variação da temperatura das 
soluções para cada intervalo de tempo já mencionado e, logo em seguida, para o tempo 
final, esta última será levada em consideração para o cálculo de calor. Estes valore se 
encontram respectivamente nas Tabela 4 e 5. 
Tabela 4 – Variação temperatura ao longo do tempo 
Mistura ΔT1(°c) ΔT2(°c) ΔT3(°c) ΔT4(°c) ΔT5(°c) ΔT6(°c) ΔT7(°c) ΔT8(°c) ΔT9(°c) ΔT10(°c) 
1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 
2 8 8 7 7 7 7 7 7 7 7 
3 14 13 13 13 12 12 11 10 10 10 
4 4 4 4 5 4 4 4 4 4 4 
5 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 
6 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 
 
 
 
8 
 
Tabela 5 – Variação da temperatura final 
Mistura ΔT(°c) 
1 2 
2 7 
3 10 
4 4 
5 4 
6 5 
 
 A fim de poder se comparar a quantidade de calor calculada a partir das 
temperaturas medidas em laboratório, utilizou-se as entalpias padrão de formação das 
substancias que participaram das reações de neutralização para calcular a variação da 
entalpia padrão de cada reação, para isso utilizou-se a eq.(8). Os valores das entalpias 
padrão de formação de cada substância encontram-se Tabela 6. Já a entalpia padrão da 
reação e a quantidade de calor obtida para cada reação se encontram na Tabela 6. 
 
∆𝐻𝑛𝑒𝑢𝑡
° = ∑(𝑛 ∗ ∆𝐻𝑓
° 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝑛 ∗ ∆𝐻𝑓
° 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠) (8) 
 Onde n é números de mols da substancias na equação estequiométrica. 
∆𝑈 = 𝑄 + 𝑃∆𝑉 (9) 
∆𝐻 = ∆𝑈 + 𝑃∆𝑉 (9) 
 
Tabela 6 – Calores de neutralização 
Mistura Q total(KJ) Qmol(KJ/mol) ΔH°Net. 
1 - 83,35 - 16,67 - 55,84 
2 - 291,72 - 58,34 - 55,84 
3 - 416,75 - 41,67 - 55,81 
4 - 166,70 - 33,34 - 56,76 
5 - 166,70 - 33,34 - 56,76 
6 - 208,37 - 20,84 - 56,77 
 
9 
 
 
Figura 1 – Variação da energia da solução em ao decorrer do tempo 
 
 
7. DISCUSSÃO 
 
Os valores encontrados para o calor de neutralização referente a cada reação de 
neutralização, ou para a entalpia de neutralização, divergem de suas respectivas 
entalpias padrão de neutralização, calculadas a partir da soma das entalpias padrão de 
formação para cada composto segundo a eq.(8). Entretanto, foi possível constatar 
durante a realização do experimento; por meio dos cálculos feitos e da análise dos 
resultados que reações de neutralização liberam energia térmica. 
A energia do sistema varia devida a interação que o ocorre entre os íons H+ e OH-
. Estes, quando interagem para formar água, liberam certa quantidade de energia para 
o sistema, esta energia pode ser facilmente percebida na elevação da temperatura do 
sistema. Tal energia, porém, não pode ser medida com precisão durante a realização 
do experimento, uma vez que se utilizou um sistema aberto de fronteiras diatérmicas, 
permitindo trocas de calor com a vizinhança; realizou-se o experimento na capela, 
que estava ligada, favorecendo a renovação do ar ao redor do tubo de ensaio. Sendo 
a assim, o ar era passou agir como um fluido de resfriamento para o sistema. Somado 
a isso não se fez suo de calorímetro, que conversaria o calor liberado durante a reação, 
e utilizou-se um termômetro de baixa precisão. Todos esses fatos contribuíram para 
 -
 100,00
 200,00
 300,00
 400,00
 500,00
 600,00
 700,00
Q1 (J) Q2 (J) Q3 (J) Q4 (J) Q5 (J) Q6 (J) Q7 (J) Q8 (J) Q9 (J) Q1 (J)
Título do Gráfico
Tubo 17 Tubo 27 Tubo 37 Tubo 48 Tubo 58 Tubo 68
10 
 
leitura de uma temperatura menor, o que reflete na quantidade de calor calculada 
posteriormente. 
Sabe-se que a pressão e a temperatura alteram algumas propriedades das 
substâncias, como por exemplo o calor específico e a densidade delas, grandezas 
fundamentais na realização desse experimento. O calor específico das substancias é 
medido sob uma pressão e temperatura padrão, a saber, geralmente, 1 bar e 298 k. 
Portanto, caso o experimento fosse realizado sob outras condições de temperatura e 
pressão, que não a pressão atmosférica e temperatura ambiente, procurar-se-ia tais 
grandezas nas condições específicas. A pressão e temperatura de um sistema, 
relacionam-se diretamente a quantidade de calor de um sistema e a quantidade de 
trabalho por este ou sobre este realizado respectivamente. A junção dessas duas 
grandezas fornece a energia interna do sistema que por sua vez quando associada ao 
trabalho de um processo cíclico fornece a entalpia do sistema. Tais grandezas são 
função de estado, pois dependem apenas dos estado inicial e final do sistema em 
análise. 
No presente relatório, considerou-se o a variação da entalpia como sendo igual ao 
calor liberado durante a reação, pois este foi realizado a volume constante, fazendo 
com que trabalho realizado pelo sistema sobre a vizinha seja igual a zero, eq.(9) e 
eq.(10). O mesmo não aconteceria se o sistema possuísse algum componente na fase 
gasosa, logo conclui-se que a pressão não influencia na entalpia de um sistema de fase 
líquida e, portanto, não interfere na variação de sua energia. 
A partir da análise dos dados, foi possível notar que não a força da base e do ácido 
não são relevantes para a quantidade de calor liberada durante a neutralização, 
corroborado pelos valores teóricos de entalpia padrão de formação. Nota-se, porém, 
que para ácidos bivalentes houve maior liberação de energia, isso é explicado pela 
formação de maior quantidade de água, responsável pela liberação da energia durante 
sua formação. A irrelevância da força dos ácidos e das bases ocorre, pois os íons 
positivos vindos da solução básica e os íons negativos vindos das soluções ácidas não 
contribuem para a variação de energia do sistema, pois estes permanecem dissolvidos 
na forma de íons da soluções antes e depois da neutralização, são íons expectadores e 
por isso não participam dessa reação. 
 
 
11 
 
8. CONCLUSÃO 
 A partir da realização do experimento e da análise dos dados obtidos, observa-se 
que em reações de neutralização o calor liberado durante esta equivale ao calor de 
formação da água, não dependendo assim da força do ácido e da base utilizados. Mostrou-
se também a importância de tal experimento ser realizado em um sistema isolado ou 
fechado, a fim de evitar perda de calor. 
 
9. REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p 
 
ATKINS, Peter W. Físico-Química: fundamentos. 3 ed. LTC, 2003 
 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência 
central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. 
 
BRADY, Joel W.; RUSSELL, John W.; HOLUM, John R.. Química: a Matéria e Suas 
Transformações, vol.1, 3ª edição, Rio de Janeiro: LTC , 2006. 
 
 
 
 
10. ANEXO 
 
Média: 
�̅� = 
1
𝑁
∑ 𝑦𝑖𝑁𝑖=1() 
Desvio padrão: 
 
𝜎 = √
1
𝑁−1
∑ (𝑦𝑖 − 𝑦
𝑁
𝑖=1 )
2 ()