RELATÓRIO CALOR DE REAÇÃO COMPLETO. FÍSICO-QUÍMICA EXP. I.

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO 
Campus Bacabal 
Diretoria de Desenvolvimento de Ensino 
Departamento de Educação Superior e Tecnologia 
Coordenação do Curso de Licenciatura em Química 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
Disciplina: Físico-Química Experimental I 
Ministrante: Prof. M.Sc. Maron Stanley Silva Oliveira Gomes 
 
 
 
 
 
 
Relatório de Prática 
Calor de Reação 
 
Diego Henrique da Cruz Morais 
Marcos Aurélio Santos Andrade da Cunha 
Rodrigo dos Santos Linhares 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bacabal-MA 
2015
 
 
1. RESUMO 
 
Para a determinação do calor de reação usa-se sistemas que sofrem 
variação à pressão constante, ou seja, usou-se neste caso béqueres. Determinou-se 
o calor de reações de ácidos e bases fortes, que respectivamente foram H2SO4 
(Ácido sulfúrico), KOH (Hidróxido de potássio) e KI (Iodeto de potássio), por meio de 
constatações de temperatura com o uso de termômetro digital. 
 
2 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Todos os processos físicos e químicos envolvem, além das transformações 
materiais (reações químicas) e mudanças de estados físicos, variações energéticas. 
Desta maneira, um enfoque que e dado pela calorimetria, se baseia justamente em 
medir as variações energéticas que acompanham os processos físicos e químicos. A 
parte da calorimetria que trata especificamente destas variações de temperatura e 
conhecida como Termoquímica. O conceito da calorimetria envolve a aplicação da 
primeira lei da Termodinâmica que estabelece que a energia e conservada nas 
transformações (RUSSEL apud WOLF et al, 2011). 
A medida direta dos calores envolvidos nas reações químicas e uma parte 
da calorimetria a qual não e muito valorizada uma vez que muitas destas reações 
ocorrem sob condições que estão fora do alcance das medidas calorimétricas diretas. 
No entanto, reações de dissociação, neutralização e muitas reações iônicas de 
precipitação, são susceptíveis de observação calorimétrica direta (WOLF et al, 2011). 
Toda reação química absorve ou gera calor, ou seja, ha sempre uma troca 
de energia. A liberação ou absorção de luz, de calor ou de eletricidade são 
manifestações dessa energia que podem provocar ate mudanças de estado físico 
nos componentes das reações. O conceito científico de calor relaciona-se com 
diferença de temperatura entre dois sistemas. O calor e o processo de transferência 
de energia de um sistema, a uma temperatura mais alta, para outro, a uma 
temperatura mais baixa (ATKINS apud BONFANTE, 2014). 
A termoquímica estuda as transferências de calor associadas às reações 
químicas ou às mudanças no estado físico das substâncias. Calor de reação é o 
nome dado à quantidade de calor liberado ou absorvido em uma reação química ou 
mudança de estado (NETTO, 2012). 
 O calor, como sabemos, é uma forma de energia e, segundo a Lei da 
Conservação da Energia, ela não pode ser criada e nem destruída, pode apenas ser 
transformada de uma forma para outra. Em vista disso, somos levados a concluir 
que a energia liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, 
armazenada nos reagentes, sob uma outra forma, e a energia absorvida por uma 
reação química não se perdeu, ela permanece no sistema, armazenada nos 
produtos, sob uma outra forma. Cada substância, portanto, armazena um certo 
conteúdo de calor, que será alterado quando a substância sofrer uma transformação. 
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A liberação de calor pela reação exotérmica significa que o conteúdo total de calor 
dos produtos á menor que o dos reagentes. Inversamente, a absorção de calor por 
uma reação endotérmica significa que o conteúdo total de calor armazenado nos 
produtos é maior que o dos reagentes. A energia armazenada nas substâncias 
(reagentes ou produtos) dá-se o nome de conteúdo de calor ou entalpia. Esta é 
usualmente representada pela letra H. A maioria das reações químicas ocorre em 
recipientes abertos. No decorrer desses processos pode ocorrer a variação 
no volume do sistema, já a pressão feita pela atmosfera é sempre constante. 
Quando a expansão dos gases em recipiente aberto empurra a atmosfera, realiza-se 
trabalho P∆V. Dessa forma, o calor, q, liberado ou absorvido pela reação química irá 
alterar a temperatura da água. O seu valor pode ser calculado pela equação 1 
(MOLINA, 2011). 
q = mc(∆T) 
onde: 
q= calor (J) 
m= massa (kg) 
c= calor específico (J kg-1 K-1) 
∆T= variação de temperatura (K) 
A variação de entalpia é definida como o calor fornecido ou retirado do 
sistema numa transformação que ocorre a pressão constante. Ou seja, quando um 
sistema está sob pressão constante, a variação de entalpia é igual à energia 
transferida na forma de calor. Assim, podemos escrever que (a pressão constante, 
sem trabalho extra) no caso de uma transformação finita, por exemplo, se 
fornecemos à água contida num béquer aberto, através de um aquecedor elétrico, 
36 kJ de energia, a entalpia da água aumenta em 36 kJ, e escrevemos ∆H = +36 kJ. 
A importância desta equação é que, como usualmente as reações químicas ocorrem 
em pressão constante, em reatores abertos para a atmosfera, o calor que elas 
fornecem ou utilizam pode ser igualado à variação da entalpia do sistema (MOLINA, 
2011). 
 
 
 
 
4 
 
3. OBJETIVOS 
 
Geral: 
 Determinar o calor de reação de um ácido e uma base forte. 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
Materiais e Reagentes 
 Balança analítica BEL Engineering (MARK M2I4A); 
 Vidro de relógio; 
 Espátula de porcelana; 
 Béquer de 250 mL (Star Glass); 
 Bastão de vidro; 
 Balão Volumétrico 500 mL (GlassTherm); 
 Pipeta graduada de 5 mL (GlassTherm) 
 Bureta de 25 mL (GlassTherm) 
 Proveta de 100 mL (Qualividros) 
 Termômetro digital espeto 9796.16 Incoterm; 
 Hidróxido de potássio (KOH) em lentilhas (Reagentes Isofar); 
 Iodeto de potássio (KI) (Reagentes Synth); 
 Ácido sulfúrico (H2SO4) (Reagentes Isofar); 
 H2O (Água destilada); 
 Fita de pH. 
 
Procedimento 
O procedimento deu-se em 5 partes, enumeradas de A à F, onde a parte B 
não foi realizada por conta da pouca quantidade de reagente disponível. 
 Parte A (Reação 1) 
Pesou-se um béquer de 250 mL limpo e seco, logo após colocou-se 100 mL 
de água destilada, agitou-se cuidadosamente com um bastão de vidro até a mesma 
atingir uma temperatura constante (próxima a temperatura ambiente), mediu-se e 
anotou-se a temperatura. Pesou-se em balança analítica 25 g de KOH, em vidro de 
relógio, verteu-se o KOH pesado na água contida no béquer, agitando-a até a 
dissolução completa do KOH, utilizando-se um bastão de vidro para auxiliar. 
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Introduziu-se o termômetro na solução e anotou-se a máxima temperatura atingida. 
Transferiu-se a solução para um balão volumétrico de 250 mL, e completou-se com 
água destilada até a marca. 
 Parte C (Reação 3) 
Preparou-se 250 mL uma solução 0,25 M de ácido sulfúrico (H2SO4), onde 
inicialmente mediu-se o volume calculado de ácido e verteu-se em um béquer com 
100 mL de água destilada, agitou-se para que ocorre-se a homogeneização, e logo 
após mediu-se a máxima temperatura atingida pela reação. Deixou-se a solução em 
repouso, que estava em temperatura ambiente ou ligeiramente inferior, medindo-a e 
anotando a temperatura da mesma. 
 Parte D (Reação 4) 
Pesou-se um béquer de 250 mL limpo e seco, após isso, colocou-se no 
béquer 50 mL da solução de H2SO4, 0,25 M, agitando-a cuidadosamente com um 
bastão de vidro até atingir uma temperatura constante (próxima à temperatura 
ambiente), mediu-se a anotou-se a temperatura. Pesou-se em balança analítica 25 gde KOH em um vidro de relógio, e logo após isso verteu-se o KOH pesado na 
solução, agitando-o até o mesmo dissolver por completo, utilizando um bastão de 
vidro para auxiliar, feito isso introduziu-se um termômetro na solução e anotou-se 
máxima temperatura atingida. 
 Parte E (Reação 5) 
Pesou-se um béquer de 250 mL limpo e seco, colocando no mesmo a 
solução H2SO4 preparada na reação 3, agitou-se cuidadosamente com o auxílio de 
um bastão de vidro até que a mesma atingisse uma temperatura constante (próxima 
da temperatura ambiente). Mediu-se e anotou-se a temperatura. Logo após pesou-
se em balança analítica 5 g de iodeto de potássio (KI) em vidro de relógio, fito isso 
verteu-se o KI pesado na solução contida no béquer, agitando-a até que a mesma 
dissolvesse completamente, anotando a temperatura mínima atingida. 
 Parte F (Reação 6) 
Mediu-se 100 mL da solução de H2SO4 0,25 M e 100 mL da solução de KOH 
preparada na reação 1 em um béquer de 250 mL, ambas estando à temperatura 
ambiente, mediu-se e anotou-se a temperatura das mesmas. Adicionou-se a solução 
de KOH na solução de H2SO4 0,25 M, misturando-as rapidamente, onde anotou-se a 
máxima temperatura observada, e por fim mediu-se o pH da solução. 
 
6 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
Ao realizar-se a primeira parte da prática, Parte A (Reação 1), obtivemos os 
seguintes dados, como vemos na Tabela 1. 
KOH→ K+ + OH- 
TABELA 1. Dados obtidos com a conclusão da primeira parte da prática. 
Parte A 
(Reação 1) 
Massa do 
béquer limpo 
e seco 
Temperatura 
obtida da 
água 
Massa de 
KOH pesada 
Temperatura 
máx. atingida 
do KOH 
dissolvido 
109,7185 g 28°C 24,9916 g 49°C 
 
Usou-se 0,4455 mols de KOH na dissolução do mesmo em água, com 
concentração igual a 99,9946 g.L-1, nota-se um grande aumento na temperatura, 
com isso observa-se que a reação é exotérmica, ou seja, há a liberação de energia 
na forma de calor. 
E para verificar a quantidade de calor absorvido durante o processo usamos 
a seguinte fórmula Qp=mCΔT, cujo capacidade calorífica molar (C) do sal é 64,9 J.K-
1mol-1. O resultado obtido foi -3,4061 KJ, que comprova que foi uma reação 
exotérmica. E para a determinação da quantidade de calor desenvolvida por mol de 
KOH usamos a seguinte fórmula Qp=nCΔT, cujo respectivo valor foi igual a -6,7 
KJ.mol-1. 
Na segunda parte, Parte C (Reação 3), usou-se 3,4 mL de H2SO4 para 
preparar uma solução de 250 mL 0,25 M, após aferir esse volume o adicionamos a 
um béquer com 100 mL de água destilada, e após a agitação e homogeneização do 
mesmo foi aferida sua temperatura que foi igual a 30°C. Após o repouso sua 
temperatura obtida foi igual a 28°C. 
H2SO4→ 2H+ + (SO4
-2) 
Não ocorre uma reação de neutralização, sim uma dissociação com 
formação de íons e liberação de energia na forma de calor. 
 
7 
 
Com a realização da quarta parte da prática, Parte D (Reação 4), obtivemos 
os seguintes dados vistos na Tabela 2. 
TABELA 2. Dados obtidos com a parte D da prática. 
Parte D 
(Reação 4) 
Massa do 
béquer limpo 
e seco 
Temperatura 
da solução de 
H2SO4 0,25 M 
Massa de 
KOH pesada 
Temperatura 
máx. atingida 
do KOH 
dissolvido 
109,6998 g 28°C 24,99 g 56°C 
 
H2SO4 + 2KOH→K2SO4 + 2H2O 
Como se pode notar há uma reação de neutralização entre o ácido e a base, 
ocorrendo a formação de sal e água, com a elevação de temperatura, já que os íons 
continuam em solução. 
Com a realização da Parte E (Reação 5), obtivemos os seguintes dados em 
exposição na Tabela 3 a seguir. 
TABELA 3. Dados obtidos com a parte E da prática. 
Parte E 
(Reação 5) 
Massa do 
béquer limpo 
e seco 
Temperatura 
da solução de 
H2SO4 0,25 M 
Massa de KI 
pesada 
Temperatura 
mín. atingida 
do KI 
dissolvido 
110,0168 g 29°C 5,0054 g 24°C 
 
H2SO4 + KI→ H2S + I2 + K2SO4 + H2O 
Empregou-se 0,030mols de KI, e como pode se notar, ocorre uma reação 
endotérmica, ou seja, ocorre a absorção de energia, com a produção de íons, sal e 
água. 
Com a realização da Parte F (Reação 6) da prática, obtivemos os seguintes 
dados como mostra a Tabela 4. 
TABELA 4. Dados obtidos com a parte F da prática. 
Parte F 
(Reação 6) 
Massa do 
béquer limpo 
e seco 
Temperatura 
da solução de 
H2SO4 0,25 M 
Temperatura 
da solução de 
KOH 
Temperatura 
máx. atingida 
da mistura de 
soluções 
108,9768 g 28°C 30°C 31°C 
H2SO4 + 2KOH→K2SO4 + 2H2O 
Como se pode notar ocorre uma reação de neutralização entre o sal e a 
base, produzindo sal e água, cujo molaridade do sal é 0,25 M. Produziu-se uma 
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base cujo pH está entre 12 e 13, que foi constatado com o uso de fitas de pH, como 
mostram as figuras 1 e 2. 
 
Figura 1- Fita de pH 
Fonte: os autores 
 
 
Figura 2- Fitas de pH 
Fonte: os autores 
O meio se tornou básico, pois a base consumiu todo o ácido e ficou em 
maior quantidade, tornando o meio básico. 
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6. CONSIDERAÇÕES FINAIS 
 
Verificou-se e visualizou-se de uma melhor maneira que o processo de 
calorimetria a pressão constante é bastante explicativo e deslumbrante, que na 
dissociação ou dissolução de certos reagentes pode se provar a existência de 
energia através da comprovação pratica disso, comprovando-se também quem 
mesmo em reações de neutralização ocorre liberação ou absorção de energia na 
forma de calor. Estas práticas nos ajudam a por em loco todo o conhecimento obtido 
em disciplinas anteriores e fixar melhor o aprendizado ganho. 
 
 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P.W.; De Paula, J. Físico-Química; 7a ed., vol.1 Livros Técnicos e 
Científicos, Editora S.A.: Rio de Janeiro, 2002. 
 
BONFANTE, Pedroso. Calor de Dissolução. Disponível 
em:<http://www.mundoeducacao.com/quimica>. Acesso em: 13 jun 2015. 
 
MOLINA, Luiz et al. Entalpia das reações, 2011. Disponível 
em:<http://www.infoescola.com/quimica/entalpia/>. Acesso em: 20 Jun 2015. 
 
NETTO, Luiz Ferraz. Calor trocado nos processos sob pressão constante – 
entalpia. Simplesmente Química, 2012. Disponível 
em:<http://www.feiradeciencias.com.br/sala21/21_SQ04.asp://>. Acesso em: 20 Jun 
2015. 
 
RUSSEL, J. B. Química Geral – Volume 1. 2ª Edição. São Paulo. Editora Makron 
Books, 1994. 
 
WOLF, Lúcia Daniela et al. Construção de um calorímetro simples para 
determinação da entalpia de dissolução. Eclética Química, v. 36, n. 2, p. 69-83, 
2011.