Relatorio TERMOQUÍMICA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS – UFAM 
FACULDADE DE TECNOLOGIA – FT 
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental 
RELATÓRIO – TERMOQUÍMICA 
 
 
 
 
Adriane Viana – 21552269 
Carolina Oliveira – 21201102 
Daiara Colpani – 21600544 
Fernanda Fabrício – 21602340 
 
 Manaus, 2017 
 
Adriane Viana – 21552269 
Carolina Oliveira – 21201102 
Daiara Colpani – 21600544 
Fernanda Fabrício – 21602340 
 
 
 
Química Geral Experimental 
RELATÓRIO 2 – TERMOQUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Manaus, 2017 
Trabalho acadêmico apresentado à 
Universidade Federal do Amazonas como 
obtenção de nota parcial para a disciplina 
de química geral experimental ofertada no 
período presente do curso de Engenharia 
Química. 
 
Professor: Luíz Kleber Souza. 
 
Sumário 
 
1. Introdução ...................................................................................................................................... 3 
2. Objetivos ........................................................................................................................................ 4 
3. Materiais e Métodos ...................................................................................................................... 5 
4. Resultados e Discussão .................................................................................................................. 6 
5. Conclusão ..................................................................................................................................... 12 
6. Referências ................................................................................................................................... 12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
1. Introdução 
O estudo da quantidade de calor liberada ou absorvida durante uma reação é 
denominado Termoquímica. Na termoquímica, as reações são classificadas da seguinte 
forma: 
- endotérmicas: reações em que há absorção de calor. Variação de entalpia positiva (ΔH>0). 
-exotérmicas: reações em que há liberação de calor. Variação de entalpia negativa (ΔH<0). 
A quantidade de calor absorvida/liberada em uma reação depende, primeiramente, da 
quantidade de reagentes envolvidos. Ou seja, o valor da variação de entalpia de uma reação 
(ΔH), quando acompanha uma equação química, se refere às respectivas quantidades molares. 
Por exemplo: 
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = -13,8 kcal 
Isto é, quando há reação entre 1 mol de ácido clorídrico e 1 mol de hidróxido de sódio, 
produzindo 1 mol de cloreto de sódio e 1 mol de água, há a liberação de 13,8 kcal. 
A variação de entalpia de um sistema pode ser medida através da seguinte fórmula: 
 𝛥𝐻 = 𝑚 𝑥 𝑐 𝑥 𝛥𝑇, onde m é a massa, c é o calor específico e Δ𝑇 representa a 
variação da temperatura. 
As quantidades de calor podem ser representadas em diversas unidades, sendo elas: 
caloria (cal), quilocaloria (kcal), joule (J), quilojoule (kJ), etc. Abaixo, encontra-se algumas 
relações entre estas unidades: 
 1 kcal = 1000 cal 
 1 cal = 4,18 J 
 1 J = 1000 kJ 
Existem outros fatores físicos que influenciam na entalpia de uma reação, como por 
exemplo: 
- estado físico de reagentes e produtos da reação; 
- forma alotrópica de reagentes e produtos da reação; 
4 
 
- concentração da solução utilizada para a reação; 
- temperatura na qual se realiza a reação. 
“A substância simples no estado padrão ( isto é, na forma alotrópica mais estável, no 
estado físico usual, a 25°C e 1 atm) tem entalpia igual a zero” (FELTRE, 2005). Isso ocorre 
porque as substâncias simples servem como um referencial arbitrário para o cálculo de 
variações de entalpia. Consequentemente, substâncias compostas sempre terão entalpias 
diferentes de zero. 
A entalpia – ou calor – de neutralização “é a variação de entalpia – quantidade de calor 
liberada – verificada na neutralização de 1 equivalente-grama de um ácido por 1 equivalente-
grama de uma base, supondo-se todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25°C e 1 
atm” (FELTRE, 2005). 
Uma reação de neutralização é sempre exotérmica e, quando o ácido e a base 
utilizados são considerados fortes, a entalpia de neutralização é constante e vale 
aproximadamente: ΔH = -13,8 kcal/eq-g. 
A lei de Hess é experimental e é fundamental no estudo da Termoquímica, pois, 
através dela, pode-se concluir que as equações termoquímicas admitem operações algébricas 
como adições, subtrações, multiplicações, divisões, inversões, etc., desde que as mesmas 
também operem os valores da variação de entalpia. 
2. Objetivos 
Este experimento tem por objetivo dar conhecimento ao aluno sobre as reações básicas 
da termoquímica através da reprodução, em laboratório, de alguns casos particulares de 
reações endotérmicas e exotérmicas. 
 
 
 
 
 
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3. Materiais e Métodos 
3.1 Materiais: 
 Espátula e colher; 
 Balança de um prato; 
 Pisseta; 
 Termômetro. 
 
3.2 Vidrarias: 
 Béquer; 
 Proveta de 25 e 100 mL; 
 Erlenmeyer de 250 mL. 
 
3.3 Reagentes: 
 Hidróxido de Sódio sólido (NaOH); 
 Solução aquosa de Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,5 M; 
 Solução aquosa de Ácido Clorídrico (HCl) 0,25 M; 
 Solução aquosa de Ácido Clorídrico (HCl) 0,1 M; 
 
3.4 Métodos 
3.4.1 Parte 1: 
a. Para início do procedimento, foi pesado um erlenmeyer de 250 mL, com uma casa decimal 
de precisão. 
b. Em seguida, mediu-se em uma proveta 100 mL de água destilada. Depois, esta quantidade 
foi adicionada ao erlenmeyer onde foi verificada a temperatura através de um termômetro. 
c. Logo após, pesou-se em um béquer 2g de NaOH, com uma casa decimal de precisão. 
d. Posteriormente, foi adicionado o NaOH ao erlenmeyer, a solubilização dos grãos foi feito 
por intermédio de constante agitação. 
e. Em seguida, verificou-se a temperatura para efeito comparativo. 
 
6 
 
3.4.2 Parte 2: 
a. Para início do procedimento, mediu-se em uma proveta 100 mL de HCl, com concentração 
de 0,25 M, onde foi verificada a temperatura. 
b. Em seguida, pesou-se em um béquer 2g de NaOH, com uma casa decimal de precisão. 
c. Logo após, foi adicionado o NaOH ao erlenmeyer com HCl e a solubilização dos grãos foi 
feita por intermédio de constante agitação. 
d. Posteriormente, verificou-se a temperatura para efeito comparativo. 
3.4.3 Parte 3: 
a. Para início do procedimento, mediu-se em uma proveta 25 mL de HCl, com concentração 
de 1 M e acrescentou-se 25 mL de água destilada para a diluição da solução. Obteve-se então 
uma solução de HCl a 0,5 M. Mediu-se a temperatura. 
b. Mediu-se a temperatura das 50 mL de NaOH a 0,5 M. 
c. Logo após, foram misturadas as soluções de HCl e NaOH de mesma concentração sob 
constante agitação. 
d. Posteriormente, verificou-se a temperatura do sistema para efeito comparativo. 
4. Resultados e Discussão 
4.1.1 Parte 1: 
Nesta etapa, temos uma dissociação: 
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) 
á𝑔𝑢𝑎
→ 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
 Onde o hidróxido de sódio sólido, ao ser posto em água, dissocia entre o íon hidroxila 
e o cátion Na
+
, fazendo com que o hidróxido de sódio presente na mistura se dissolva na água. 
4.1.2 Parte 2: 
 Nesta etapa temos a seguinte reação: 
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) + 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− → 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
 Onde o hidróxido de sódio sólido ao reagir com a solução aquosa de ácido clorídrico, 
forma cloreto de sódio completamente dissociado mais água. Esta reaçãocorresponde à 
neutralização de um ácido com uma base. 
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4.1.3 Parte 3: 
 A reação que condiz com esta etapa é: 
𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− + 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− → 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
 
Onde uma solução aquosa de hidróxido de sódio, ao reagir com uma solução aquosa 
de ácido clorídrico forma água e cloreto de sódio. 
 
4.2 Cálculos: 
1- Em cada reação calcule: 
a) A mudança na temperatura; 
- Reação 1: 
∆𝑇 = 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 
∆𝑇 = 28 − 24,5 = 3,50°𝐶 
- Reação 2: 
∆𝑇 = 28 − 23,5 = 4,50°𝐶 
- Reação 3: 
Cálculo da variação de temperatura de HCl e NaOH respectivamente: 
𝛥𝑇𝐻𝐶𝑙 =
26 − 23,5
2
= 1,25°𝐶 
Logo, temos que: 
∆𝑇𝑁𝑎𝑂𝐻 =
26 − 23
2
= 1,5°𝐶 
 É possível observar que houve uma variação de temperatura em todas as três reações, 
e que essa variação aumentou a temperatura das soluções, o que nos permite dizer que as três 
reações são exotérmicas, ou seja, liberam calor. 
 
8 
 
b) A quantidade de calor absorvido pela solução; 
- Reação 1: 
Para o cálculo do calor absorvido pela solução utilizou-se a seguinte fórmula, onde Q1 
é a quantidade de calor, m1 é a massa de água e c1 o calor específico da água: 
𝑄1 = 𝑚1 ∗ 𝑐1 ∗ ∆𝑇 
𝑄1 = 100𝑔 ∗ 1
𝑐𝑎𝑙
𝑔°𝐶
∗ 3,5°𝐶 = 350 𝑐𝑎𝑙 
- Reação 2: 
Onde Q1’ é a quantidade de calor absorvido, m1
’
 é a massa de água e c1
’
 é o calor 
específico da água – solvente da solução. 
𝑄1
′ = 𝑚1
′ ∗ 𝑐1
′ ∗ ∆𝑇 
𝑄1
′ = 100𝑔 ∗ 1
𝑐𝑎𝑙
𝑔°𝐶
∗ 4,5 = 450 𝑐𝑎𝑙 
- Reação 3: 
Onde Q1” é a quantidade de calor absorvido, m1
”
 é a massa da água e c1
”
 é o calor 
específico da água – solvente da solução resultante. 
𝑄1
" = 𝑄1
′ − 𝑄1 = 100 𝑐𝑎𝑙 
Os valores mássicos das soluções de HCl e NaOH foram calculados 
aproximadamente. 
 
c) A quantidade de calor absorvido pelo frasco; 
- Reação 1: 
Para o cálculo do calor absorvido pelo frasco utilizou-se a seguinte fórmula, onde Q2 é 
a quantidade de calor, m2 é a massa do erlenmeyer e c2 o calor específico do vidro: 
𝑄2 = 𝑚2 ∗ 𝑐2 ∗ ∆𝑇 
𝑄2 = 137,9𝑔 ∗ 0,2
𝑐𝑎𝑙
𝑔°𝐶
∗ 3,5°𝐶 = 96,53 𝑐𝑎𝑙 
 
 
 
 
 
- Reação 2: 
9 
 
Onde Q2’ é a quantidade de calor absorvido pelo frasco, m2
’
 é a massa do erlenmeyer 
e c2
’
 é o calor específico do vidro. 
𝑄2
′ = 𝑚2
′ ∗ 𝑐2
′ ∗ ∆𝑇 
𝑄2
′ = 137,9𝑔 ∗ 0,2
𝑐𝑎𝑙
𝑔°𝐶
∗ 4,5°𝐶 = 124,11 𝑐𝑎𝑙 
 
- Reação 3: 
Onde Q2” é a quantidade de calor absorvido pelo frasco, m2
”
 é a massa do erlenmeyer 
e c2
”
 é o calor específico do vidro. 
𝑄2
" = 𝑚2
" ∗ 𝑐2
" ∗ ∆𝑇 
𝑄2
" = 137,9𝑔 ∗ 0,2
𝑐𝑎𝑙
𝑔°𝐶
∗ 2,75°𝐶 = 75,84 𝑐𝑎𝑙 
 
d) A quantidade total de calor absorvido; 
A quantidade de calor total é dada pela soma da quantidade de calor absorvida pelas 
soluções e pelo vidro. 
- Reação 1: 
𝑄𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑄1 + 𝑄2 
𝑄𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 = 350 𝑐𝑎𝑙 + 96,53 𝑐𝑎𝑙 = 446,53 𝑐𝑎𝑙 
- Reação 2: 
𝑄𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙
′ = 𝑄1
′ + 𝑄2
′ 
𝑄𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙
′ = 450 𝑐𝑎𝑙 + 124,11 𝑐𝑎𝑙 = 574,11 𝑐𝑎𝑙 
- Reação 3: 
𝑄𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙
" = 𝑄1
" + 𝑄2
" 
𝑄𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙
" = 100 𝑐𝑎𝑙 + 75,84 𝑐𝑎𝑙 = 175,84 𝑐𝑎𝑙 
 
 
 
10 
 
e) O número de mols de NaOH usados em cada reação; 
- Reação 1: 
1𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 − − − −40𝑔 
 𝑥 − − − −2,08g 
 𝑥 =0,0520mol 
 
- Reação 2: 
1𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 − − − −40𝑔 
 𝑥 − − − −2,10g 
 𝑥 =0,0525mol 
 
- Reação 3: 
A solução utilizada foi a mesma que obtida na reação 1. Portanto num° de mols = 0,0520 
mol. 
 
f) A quantidade total de calor envolvido por mL de NaOH. 
Reação 1: 
𝑄𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 =
350 𝑐𝑎𝑙
100 𝑚𝐿
 
𝑄𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 = 3,500 𝑐𝑎𝑙/𝑚𝐿 
 
Reação 2: 
𝑄′𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 =
450 𝑐𝑎𝑙
100𝑚𝐿
 
 
𝑄′𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 = 4,500 𝑐𝑎𝑙/𝑚𝐿 
Reação 3: 
𝑄′′𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 =
100 𝑐𝑎𝑙
50𝑚𝐿
 
 
𝑄′′𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 = 2 𝑐𝑎𝑙/𝑚𝐿 
 
 
 
11 
 
2- Expresse os resultados como calores de reação: ΔH1, ΔH2, ΔH3. 
- Reação 1: 
∆𝐻1 = −
350 𝑐𝑎𝑙
0,0520 𝑚𝑜𝑙
= −6730,77 
𝑐𝑎𝑙
𝑚𝑜𝑙
 
- Reação 2: 
∆𝐻2 = −
 450 𝑐𝑎𝑙
0,025 𝑚𝑜𝑙
= −18000,0 
𝑐𝑎𝑙
𝑚𝑜𝑙
 
- Reação 3: 
∆𝐻3 = −
100 𝑐𝑎𝑙
0,025 𝑚𝑜𝑙
= −4000,0 
𝑐𝑎𝑙
𝑚𝑜𝑙
 
 
3- a) Compare ΔH2 com ΔH1 + ΔH3. 
∆𝐻1 + ∆𝐻3 = −10730,77 𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 
∆𝐻2 = −18000 𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 
 
 Segundo a Lei de Hess a entalpia dois deveria ser igual à soma das entalpias um e três, 
no entanto, isso não pôde ser visto neste experimento, este fato pode ser atribuído a diversos 
fatores externos e internos que contribuíram para a falha do experimento, incluindo erros de 
leitura nos termômetros quanto má preparação das soluções utilizadas que pode ter afetando a 
sua concentração, quanto a validade dos reagentes. 
 
Questões 
1 – Escreva as equações iônicas para as reações (2) e (3). 
Reação (2): 
𝑁𝑎(𝑠)
+ 𝑂𝐻(𝑠)
− + 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− → 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
Reação (3): 
𝑁𝑎(𝑠)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− + 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− → 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
2- Na reação (1) ΔH1 representa o calor da solução de NaOH. Observe as equações iônicas 
das reações (2) e (3) e faça uma afirmativa sobre o significado de ΔH2 e ΔH3. 
 
Na reação (2) ΔH2 podemos afirmar que o 1 mol de ácido clorídrico aquoso reage com 1 
mol de hidróxido de sódio sólido produzindo 1 mol de água liquida e 1 mol de Cloreto de 
12 
 
sódio aquoso e liberando 11012,57cal. Na reação (3) ΔH3 podemos afirmar que o 1 mol de 
ácido clorídrico aquoso reage com 1 mol de hidróxido de sódio aquoso produzindo 1 mol de 
água liquida e 1 mol de Cloreto de sódio aquoso e liberando 14242,40,40cal. Ambos 
liberando NaCl. 
 
3- Suponha que você tivesse usado 4g de hidróxido de sódio sólido na reação (1): 
a) Quantas calorias se teriam desprendido? 
- Reação 1 
1𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 − − − − 40𝑔 
𝑥 − − − −4 𝑔 
𝑥 = 0,1 𝑚𝑜𝑙 
 
−6730,77 𝑐𝑎𝑙
10
= −673,077 𝑐𝑎𝑙 
 
Foram liberados 673,077 cal. 
b) que efeito isto teria no cálculo de ΔH1, o calor liberado por mol? 
Nenhum efeito, pois a quantidade de calor liberada por mol continua a mesma. 
 
6. Conclusão 
Através do experimento realizado podemos concluir que se trata de reações que 
liberam calor, sendo assim exotérmicas, já que o sistema teve a sua temperatura aumentada 
depois da mistura de componentes e obteve o sinal negativo na variação de entalpia. 
 
7. Referências 
FELTRE, R. Fundamentos de Química: vol. único. 4ª.ed. São Paulo: Moderna, 2005. 700 p. 
SARDELA, A. Curso Completo de Quimica: vol. único. 3ª.ed. São Paulo: Átira, 2007 342.