Prática 2 - Determinação do Calor de reação - neutralização

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS – UFAM 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS – ICE 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2° RELATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL (IEQ 363) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANAUS 
2019 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS – UFAM 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS – ICE 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 2: DETERMINAÇÃO DO CALOR DE REAÇÃO – NEUTRALIZAÇÃO 
 
 
 
 
Alunos: Camila Macena Ruzo – 21453586 
 Emerson Lucas Moraes Freire – 21457075 
 Valéria Renata Libório de Lima – 21554031 
Data: 01 de abril de 2019 
Professor Dr. Kelson Mota Teixeira de Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
MANAUS 
2019 
RESUMO 
 
Calor, ou Entalpia, de neutralização é a energia resultante de uma reação ácido-base. 
Nas reações ácido forte e base forte é constante o valor, sendo assim proporcional ao numero 
de mols do sistema ácido-base. Esses valores são obtidos por meio de uma bomba calorimétrica, 
controlando as variações de temperatura do sistema interno. As entalpias de neutralização para 
estas reações exotérmicas (ΔH<0), foram obtidos em média, sendo para a reação 
HCl(aq) + NaOH(l) → NaCl(aq) + H2O(l), ΔH=−12,4104 kcal∙mol-1 e da reação 
H3CCOOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l), ΔH=−12,4104 kcal∙mol-1, com valores 
próximos ao encontrados na literatura que é de ΔH=−13,4 kcal∙mol-1. 
Palavras-chaves: entalpia de neutralização, bomba calorimétrica, reações exotérmicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 OBJETIVOS........................................................................................................................3 
2 INTRODUÇÃO TEÓRICA...............................................................................................3 
3 MATERIAIS E REAGENTES..........................................................................................4 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL...........................................................................4 
4.1 Determinação do equivalente em água do calorímetro...................................................4 
4.2 Determinação do calor de neutralização usando os ácidos clorídrico e a base hidróxido 
de sódio.......................................................................................................................................4 
4.2 Substituir a solução de ácido clorídrico pela de ácido acético...........................................5 
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES......................................................................................5 
5.1 Resultado do Equivalente em água (C) do calorímetro para 50 mL de água fria + 50 
mL de água quente.....................................................................................................................5 
5.2 Resultado do Calor de Neutralização para 150 mL de NaOH e 150 mL de HCl na 
reação HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l).........................................................................6 
5.3 Resultado do Calor de Neutralização para 150 mL de NaOH e 150 mL de H3CCOOH 
na reação H3CCOOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l).........................................9 
6 CONCLUSÕES...................................................................................................................12 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS..................................................................................12 
 
 
 
 
3 
 
1 OBJETIVOS 
 
Determinar o calor de neutralização de ácidos fortes e fracos. 
 
2 INTRODUÇÃO TEÓRICA 
 
O estudo da energia e de suas transformações é conhecido como termodinâmica, este 
campo de estudo surgiu durante a Revolução Industrial, quando foram desenvolvidas as 
relações entre calor, trabalho e combustíveis em motores a vapor. A parte da termodinâmica 
que estuda as relações existentes entre as reações químicas e as variações de energia que 
envolvem calor é denominada termoquímica1. 
Por definição a primeira lei da Termodinâmica diz que qualquer energia que é perdida 
por um sistema será adquirida pela vizinhança, e vice-versa. Em um sistema a energia pode ser 
trocada com a vizinhança de duas maneiras, nas formas de calor ou trabalho. A energia interna 
muda de magnitude conforme calor é adicionado ou removido do sistema, ou conforme trabalho 
é realizado no sistema ou pelo sistema, neste caso quando temos alguma transformação física 
ou química, temos que a variação que acompanha a energia interna ΔU, representa a soma do 
calor adicionado ou liberado do sistema, q, e o trabalho realizado sobre ou pelo sistema, w: 
∆U = q + w (Equação 1) 
Onde a partir da primeira lei podemos definir o conceito de entalpia H como sendo a 
energia interna somada ao produto da pressão P pelo volume V do sistema: 
H = U + P ⋅ V (Equação 2) 
A calorimetria é o estudo do calor transferido durante um processo físico ou químico, o 
dispositivo capaz de medir a energia transferida na forma de calor é denominado calorímetro, 
no estudo das variações energética que ocorrem em processos à pressão constante, como no 
caso de algumas reações químicas, temos a primeira lei da termodinâmica sendo: 
QP = ∆H = ∆U + P ⋅ ∆V (Equação 3) 
Onde ΔH pode ser observado por meio de experimentos calorimétricos. Define-se calor 
de reação como sendo o calor liberado (reação exotérmica) ou absorvido (reação endotérmica) 
4 
 
em uma reação química, onde o calor de reação vem da diferença do conteúdo energético 
interno dos reagentes e produtos (estado inicial – estado final). 
Desta forma podemos conceitualizar o calor de neutralização como o calor envolvido 
na reação de neutralização de um ácido por uma base com formação de um mol de água.2 Este 
calor de neutralização possui um valor praticamente constante e independente da natureza dos 
ácidos e bases envolvidos. 
Este valor, é igual a −13,4 Kcal/mol, consequência da ionização completa dos eletrólitos 
fortes, ou seja, se tivemos um ácido ou base que não estiver completamente ionizado, o calor 
de formação terá um valor diferente do valor teórico estipulado para o calor de formação da 
água. 
 
3 MATERIAIS E REAGENTES 
 
• 2 béqueres de 500 mL; 
• 2 provetas de 200 mL; 
• Cronômetro; 
• 1 Calorímetro composto por frasco de Dewar; 
• Termômetro; 
• 1 L de solução de NaOH 0,5 M; 
• 500 mL de solução HCl 0,5 M; 
• 500 mL de solução de ácido acético 0,5 M. 
 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Determinação do equivalente em água do calorímetro 
• Como já havia o valor tabelado do mesmo, procedeu-se à etapa seguinte. 
4.2 Determinação do calor de neutralização usando os ácidos clorídrico e a base 
hidróxido de sódio 
• Adicionou-se no calorímetro 150 mL de solução NaOH 0,5 M padronizada. 
Agitou-se a solução moderadamente e registrou-se a temperatura a cada 20 s até 
que o equilíbrio térmico foi atingido; 
5 
 
• Adicionou-se 150 mL de solução de HCl 0,5 M, com temperatura igual à da 
solução básica contida no calorímetro. Agitou-se e iniciou-se rapidamente a 
leitura da temperatura desta mistura, anotando-a em intervalos de 20 s até que se 
permaneceu constante; 
• Repetiu-se estes procedimentos uma segunda vez. 
4.3 Substituir a solução de ácido clorídrico pela de ácido acético 
• Repetiu-se os procedimentos 4.2 duas vezes. 
 
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Os cálculos teóricos para a variação de entalpia de neutralização, através do calor 
liberado pela mistura da base com o ácido são verificados pelasequação descritas a seguir: 
300 ⋅ ∆T + C ⋅ ∆T = Q (Equação 4) 
∆H =
Q
𝑛(𝑏𝑎𝑠𝑒)
 (Equação 5) 
5.1 Resultado do Equivalente em água (C) do calorímetro para 50 mL de água fria 
+ 50 mL de água quente 
 A partir dos valores do equivalente em água, obtidos na prática 1, para o sistema de 
50 mL de água fria + 50 mL de água quente à ±10 ºC e ±20 ºC acima da água fria, pôde-se 
organizar a tabela disposta abaixo e obter o valor médio. 
 
6 
 
Tabela 1 – Valor médio do equivalente em água para volume de água fria de 50 mL + 50 mL 
de água quente à ±10 ºC e ±20 ºC acima da temperatura da água fria. 
Medição 
Equivalente em água, C 
(cal∙°C-1) 
Água fria de 50 mL + 50 mL de água quente à ±10 ºC (1ª 
medição) 
−17,70 
Água fria de 50 mL + 50 mL de água quente à ±10 ºC (2ª 
medição) 
48,71 
Água fria de 50 mL + 50 mL de água quente à ±10 ºC (3ª 
medição) 
12,50 
Água fria de 50 mL + 50 mL de água quente à ±20 ºC (1ª 
medição) 
19,01 
Água fria de 50 mL + 50 mL de água quente à ±20 ºC (2ª 
medição) 
27,08 
Água fria de 50 mL + 50 mL de água quente à ±20 ºC (3ª 
medição) 
25,64 
Média 26,59 
* Valores do equivalente em água (C) obtidos na prática 1. 
5.2 Resultado do Calor de Neutralização para 150 mL de NaOH e 150 mL de HCl 
na reação HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
Tabela 2 – Variação da temperatura em função do tempo para a determinação do calor de 
neutralização da reação HCl(aq) + NaOH(l) → NaCl(aq) + H2O(l) da 1ª medição. 
t (s) TNaOH (ºC) THCl (ºC) 
0 26,1 29,5 
20 26,3 29,6 
40 26,4 29,7 
60 26,4 29,7 
 
A partir dos dados da tabela 2 pode-se realizar a plotagem do gráfico da curva de 
variação de Temperatura versus tempo (Figura 1) 
7 
 
 
Figura 1 - Variação da temperatura (ºC) em função do tempo (s) para reação 
HCl(aq) + NaOH(l) → NaCl(aq) + H2O(l) – 1ª medição 
 
Tabela 3 – Variação da temperatura em função do tempo para a determinação do calor de 
neutralização da reação HCl(aq) + NaOH(l) → NaCl(aq) + H2O(l) da 2ª medição. 
t (s) TNaOH (ºC) THCl (ºC) 
0 25,4 29,2 
20 25,9 29,3 
40 25,9 29,2 
60 25,9 29,2 
 
A partir dos dados da tabela 3 pode-se realizar a plotagem do gráfico da curva de 
variação de Temperatura versus tempo (Figura 2) 
25,5
26
26,5
27
27,5
28
28,5
29
29,5
30
0 20 40 60 80 100 120 140 160
T 
(°
C
)
t (s)
8 
 
 
Figura 2 - Variação da temperatura (ºC) em função do tempo (s) para reação 
HCl(aq) + NaOH(l) → NaCl(aq) + H2O(l) – 2ª medição 
 
 
É demonstrado nas duplicatas que após a base ter sido introduzida no calorímetro, 
observa-se um breve acréscimo de temperatura e em poucos segundos. Com a introdução do 
ácido no calorímetro, observa-se um crescente acréscimo de temperatura, até a sua 
estabilização, comprovando a estabilização do meio reacional, consequentemente a 
neutralização da reação, resultando em produtos (sal e água). 
A variação de entalpia de neutralização é: 
• 1ª medição: 
300 ⋅ ∆T + C ⋅ ∆T = Q 
300 ⋅ (29,5 − 26,4) + 26,59 ⋅ (29,5 − 26,4) = Q 
Q = 1012,43 cal 
∆H =
Q
𝑛(𝑏𝑎𝑠𝑒)
 
∆H =
1012,43
0,075
 
∆H = −13499,1 𝑐𝑎𝑙 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1 = −13,4991 𝑘𝑐𝑎𝑙 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1 
• 2ª medição: 
300 ⋅ ∆T + C ⋅ ∆T = Q 
300 ⋅ (29,2 − 25,9) + 26,59 ⋅ (29,2 − 25,9) = Q 
Q = 1077,75 cal 
25
25,5
26
26,5
27
27,5
28
28,5
29
29,5
0 20 40 60 80 100 120 140 160
T 
(°
C
)
t (s)
9 
 
∆H =
Q
𝑛(𝑏𝑎𝑠𝑒)
 
∆H =
1077,75
0,075
 
∆H = −14370,0 𝑐𝑎𝑙 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1 = −14,3700 𝑘𝑐𝑎𝑙 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1 
 
Tabela 4 – Valor médio e desvio padrão calculado para o calor de neutralização da reação 
HCl(aq) + NaOH(l) → NaCl(aq) + H2O(l). 
Medição ΔH (kcal∙mol-1) 
1 13,4991 
2 14,3700 
Média 13,9345 
Desvio padrão ±0,61 
 
5.3 Resultado do Calor de Neutralização para 150 mL de NaOH e 150 mL de 
H3CCOOH na reação H3CCOOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l) 
Tabela 5 – Variação da temperatura em função do tempo para a determinação do calor de 
neutralização da reação H3CCOOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l) da 1ª medição. 
t (s) TNaOH (ºC) TH₃CCOOH (ºC) 
0 26,1 29,5 
20 26,3 29,6 
40 26,4 29,7 
60 26,4 29,7 
 
A partir dos dados da tabela 5 pode-se realizar a plotagem do gráfico da curva de 
variação de Temperatura versus tempo (Figura 3) 
10 
 
 
Figura 3 - Variação da temperatura (ºC) em função do tempo (s) para reação 
H3CCOOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l) – 1ª medição 
 
Tabela 6 – Variação da temperatura em função do tempo para a determinação do calor de 
neutralização da reação H3CCOOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l) da 2ª medição. 
t (s) TNaOH (ºC) TH₃CCOOH (ºC) 
0 25,4 29,2 
20 25,9 29,3 
40 25,9 29,2 
60 25,9 29,2 
 
A partir dos dados da tabela 6 pode-se realizar a plotagem do gráfico da curva de 
variação de Temperatura versus tempo (Figura 4) 
25,5
26
26,5
27
27,5
28
28,5
29
29,5
30
0 20 40 60 80 100 120 140 160
T 
(°
C
)
t (s)
11 
 
 
Figura 4 - Figura 3 - Variação da temperatura (ºC) em função do tempo (s) para reação 
H3CCOOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l) – 2ª medição 
 
É demonstrado nas duplicatas que após a base ter sido introduzida no calorímetro, 
observa-se um breve acréscimo de temperatura e em poucos segundos. Com a introdução do 
ácido no calorímetro, observa-se um crescente acréscimo de temperatura, até a sua 
estabilização, comprovando a estabilização do meio reacional, consequentemente a 
neutralização da reação, resultando em produtos (sal e água). Essa baixa variação de 
temperatura é possível ser explicada pelo motivo da reação ser entre uma ácido fraco e uma 
base forte, consequentemente o ácido acético se dissocia por completo. 
A variação de entalpia de neutralização é: 
• 1ª medição: 
300 ⋅ ∆T + C ⋅ ∆T = Q 
300 ⋅ (28,5 − 25,6) + 26,59 ⋅ (28,5 − 25,6) = Q 
Q = 947,111 cal 
∆H =
Q
𝑛(𝑏𝑎𝑠𝑒)
 
∆H =
947,111
0,075
 
∆H = −12628,1 𝑐𝑎𝑙 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1 = −12,6281 𝑘𝑐𝑎𝑙 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1 
• 2ª medição: 
300 ⋅ ∆T + C ⋅ ∆T = Q 
300 ⋅ (28,3 − 25,5) + 26,59 ⋅ (28,3 − 25,5) = Q 
Q = 914,452 cal 
25
25,5
26
26,5
27
27,5
28
28,5
29
29,5
0 20 40 60 80 100 120 140 160
T 
(°
C
)
t (s)
12 
 
∆H =
Q
𝑛(𝑏𝑎𝑠𝑒)
 
∆H =
914,452
0,075
 
∆H = −12192,7 𝑐𝑎𝑙 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1 = −12,1927 𝑘𝑐𝑎𝑙 ⋅ 𝑚𝑜𝑙−1 
 
Tabela 4 – Valor médio e desvio padrão calculado para o calor de neutralização da reação 
HCl(aq) + NaOH(l) → NaCl(aq) + H2O(l). 
Medição ΔH (kcal∙mol-1) 
1 -12,6281 
2 -12,1927 
Média -12,4104 
Desvio padrão ±0,30 
 
6 CONCLUSÕES 
 
A partir dos resultados apresentados, como as reações experimentais são de caráter 
exotérmicas, obtivemos entalpias de neutralização (ΔH<0) média, sendo a da reação 
HCl(aq) + NaOH(l) → NaCl(aq) + H2O(l), ΔH=−12,4104 kcal∙mol-1 e da reação 
H3CCOOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO(aq) + H2O(l), ΔH=−12,4104 kcal∙mol-1, com valores 
próximos ao encontrados na literatura que é de ΔH=−13,4 kcal∙mol-1, a pequena diferença pode 
ser corrigida pelo desvio médio total e por alguns erros efetuados durante a realização do 
experimento, tais como leitura de temperatura no termômetro, o tempo para transferir o ácido 
para o calorímetro e a troca de calor com o ambiente, afetando assim os resultados da prática. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1BROWN, T.L.; LeMAY Jr., H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química – A Ciência 
Central, 9ª ed., Pearson Education do Brasil Ltda: São Paulo, 2005. Itens. 5.4 a 5.7, p. 150-165. 
 
2ATKINS, PETER; JONES, LORETTA. Princípios de química: questionando a vida modernae o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. p. 965. 
 
 
 
 
 
13 
 
 
t (s) Ti (°C) Tf (°C) Ti (°C) Tf (°C) Ti (°C) Tf (°C) Ti (°C) Tf (°C)
0 26,1 29,5 25,4 29,2 25,3 28,5 24,9 28,3
20 26,3 29,6 25,9 29,3 25,6 28,6 25,5 28,5
40 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
60 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
80 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
100 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
120 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
140 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
160 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
180 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
200 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
220 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
240 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
260 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
280 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
300 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
320 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
340 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
360 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
380 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
400 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
420 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
440 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
460 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
480 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
500 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
520 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
540 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
560 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
580 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
600 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
620 26,4 29,7 25,9 29,2 25,6 28,7 25,5 28,5
Calor de Neutralização
HCl + NaOH H3CCOOH + NaOH
ΔH = − 13,4991 kcal/mol ΔH = − 14,3700 kcal/mol ΔH = − 12,6281 kcal/mol ΔH = − 12,1927 kcal/mol