Relatório-Calor de Neutralização

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE JUIZ DE FORA
Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
Laboratório de Termodinâmica Química
RELATÓRIO V: Calor de neutralização
ANA LETÍCIA OLIVEIRA FONSECA
DAYSE DOS SANTOS QUETZ
Docente: ALEXANDRE AMARAL LEITÃO
JUIZ DE FORA
2018
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1. Introdução
A entalpia de neutralização é o calor produzido quando um ácido e uma
base reagem, em solução aquosa, para produzir um mol de água. Ela pode ser
calculada utilizando um calorímetro onde o aumento da temperatura é
verificado a medida que se adiciona a base ao ácido. 
Os ácidos e bases fortes estão completamente dissociados/ionizados
em solução aquosa, sendo assim:
Esta determinação é baseada na lei da conservação da energia, para
que esta lei seja verificada, é necessário que a reação seja realizada num
recipiente o mais isolado possível para que as trocas de calor com o interior
sejam desprezíveis.
Sendo assim, a energia liberada na reação de neutralização é
transferida para a solução, onde a temperatura aumenta.
Calor é a energia que flui de um corpo a outro devido a uma diferença de
temperatura existente entre eles. O conjunto de procedimentos e técnicas
experimentais visando medir o calor que flui entre dois corpos, ou entre um
corpo e o ambiente, constitui a calorimetria. 
Calorimetria descreve os ganhos e as perdas de calor envolvido em
processos químicos e físicos. Calor então pode ser definido como a energia
térmica que flui de um corpo para outro em virtude da diferença de temperatura
entre eles.
Utilizou-se o calorímetro para realizar esta medida. Neste calorímetro,
quando uma transformação ocorre no seu interior, a solução que ele contém
sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo esta elevação ou diminuição da
temperatura, é possível calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida na
transformação, utilizando a expressão:
2
H+1(aq )+OH
−1
(aq )→H2O(l ) ΔHº=−57,3KJ mol
−1
ΔH=
qneutralização
n
KJ mol−1
qneutralização+ qsolução = 0
Q = mcΔT (1)
ΔQ = C ΔT (2)
Na equação (2) temos a capacidade calorífica = C = m.c, sendo c = calor
específico de cada substância. 
2. Objetivo
Determinar o calor de neutralização de um ácido forte por uma base
forte, utilizando HCl e NaOH.
3. Materiais utilizados
 Frasco térmico (calorímetro);
 Termômetros;
 Provetas;
 Água destilada;
 Soluções de HCl e NaOH 0,5 mol/L.
4. Procedimento experimental
4.1. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro
No frasco térmico foi colocado 100 mL de água destilada à temperatura
ambiente, agitou-se o frasco e foi feita a leitura da temperatura até que se
manteve constante. 
Em seguida mediu-se 50 mL de água destilada gelada, foi anotado a
temperatura depois da estabilização, e rapidamente adicionou-se ao frasco
térmico. Agitou-se a mistura e foi feita a leitura da temperatura até que se
mantivesse em um valor constante.
O procedimento fio realizado em triplicata.
4.2. Determinação do calor de neutralização
Mediu-se 100 mL da solução de NaOH 0.5 mol/L e a transferiu para o
calorímetro, anotou-se a temperatura quando se manteve constante.
Mediu-se 100 mL da solução de HCl 0,5 mol/L em uma proveta, anotou-
se a temperatura após estabilização e transferiu-se rapidamente a solução
para o calorímetro. Agitou-se a mistura e anotou-se a temperatura do sistema
quando atingiu o equilíbrio.
5. Resultados e Discussões
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5.1. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro
Os dados obtidos experimentalmente estão listados na Tabela 1. sendo
T(H2O)c a água gelada, T(H2O)h a água a temperatura ambiente e T final a
temperatura da mistura dentro do calorímetro após estabilização.
O cálculo da capacidade calorífica do calorímetro foi feito da seguinte
maneira:
Aplicando os dados da Tabela 1. na equação (3) temos o valor de C dado em
cal/ºC para cada replicata.
Tabela 1. Dados para determinação do C do calorímetro.
Replicata T(H2O)c / ºC T(H2O)h / ºC T final / ºC C / cal ºC-¹
1 12 25 21 12,5
2 10 24 20 25,0
3 10 24 21 83,3
5.2. Determinação do calor de neutralização
Os dados obtidos experimentalmente estão listados na Tabela 2.
utilizando as variações de entalpia das respectivas semi-reações, temos:
4
Q perdido o= Q ganho
C (T h−T f )⏟
Q (calorímetro )
+mH2O .cH 2O(T h−T f )⏟
Q (águaquente )
=mH 2O .cH2O (T f−Tc )⏟
Q (água fria)
(3)
Temperaturaambiente daágua = T h
Temperaturadaágua gelada = Tc
Temperatura final = T f
Calorespecífico daágua = c = 1,00 cal / gºC
Massadaágua gelada = m = 50g
Massa daáguaem temperaturaambiente = m = 100g
∆ H (1)+∆H (2)+∆ H (3)+∆ H (4)=0
m (NaOH )c ∆T+m (HCl )c ∆T+C ∆T+∆H (4 )=0
∆H (4)=−m (NaOH ) c ∆T−m (HCl ) c ∆T−C∆T
NaOHTi→ NaOHTf ΔH1
HClTi→ NaOHTf ΔH 2
CalorTi→ CalorTf ΔH 3
NaOH (aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H 2O(l ) ΔH 4
Tabela 2. Dados para determinação do calor de neutralização.
Replicata T(HCl)aq / ºC T(NaOH)aq / ºC T final / ºC ΔHn/cal/mol
1 24 25 28 -861,1
2 24 25 28 -861,1
3 25 25 28 -720,8
Para compararmos o valor da entalpia da reação com o valor tabelado
é necessário transformar o ΔHn obtido no experimento em entalpia molar
ΔHn,m. Assim, sabendo que a concentração dos reagentes é 0,5 mol/L é
possível determinar quantos moles do reagente foi usado.
Com o número de moles definido, é possível então usar a seguinte
equação para determinar ΔHn,m:
O valor de ΔHn,m acima é a média aritmética de todos os ΔHn,m
obtidos usando a mesma equação.
Comparando o valor obtido com o valor da literatura (-13,700cal/mol),
verificou-se que o valor obtido foi próximo ao tabelado, assim podemos
entender que um possível desvio para esas valor pode ter sido causado pelo
fato do sistema não ser tão eficiente como um sistema verdadeiramente
adiabático.
6. Conclusão
Neste experimento realizamos uma técnica simples para determinar a
entalpia de neutralização. Observando os resultados conclui-se que o valor
da entalpia de reação molar obtido com o experimento não está muito
distante do valor da literatura. Eventuais falhas podem ter acontecido ao
longo da prática, tais como a leitura incorreta da temperatura, falta de
homogeneidade da temperatura no meio constituído por água ou das
misturas, devido a lentidão da troca de calor da água para o material. O
sistema usado (garrafa térmica) não era verdadeiramente adiabático uma vez
que perdia calor pelas paredes, que não tinha vácuo para separar o sistema
do ambiente e não tinha superfície espelhada para não permitir a transmissão
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Concentração=númerodemoles
volume
=0,05mols
∆ Hn ,m= ∆Hn
número demoles
≈−16287 cal /mol
de calor por irradiação térmica. Sabendo disso, o valor obtido teve um
pequeno desvio em relação ao valor real devido ao sistema. 
7. Referências
 Apostila de Laboratório de Termodinâmica Química.
 RUSSEL, J. B., Química Geral Vol 1 (2ª Ed), Makron Books do
Brasil editora LTDA, São Paulo, 1982.
 CASTELLAN, G., Fundamentos de Físico-Química. Trad. de C.
M. P dos Santos e R. B Faria. Rio de Janeiro,1986. 
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