TEMPERATURA DE DISSOLUÇÃO NAOH

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Instituto Federal do Sul de Minas Gerais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental – Turma: Engenharia Civil 2019 
 
Prática 10: Termoquímica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Acadêmicos 
Alice Natália Ribeiro 
Gabriel Henrique Moro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pouso Alegre – MG 
Maio de 2019 
1. Introdução 
 
Termoquímica é um ramo da química muito importante visto que, estuda as reações e 
seus processos de mudança de estado físico que envolve trocas de energia na forma de calor, 
existem dois tipos de reações e processos sendo estes, endotérmicas e exotérmicas onde: 
• As endotérmicas: Endo significa para dentro, ou seja, são reações ou mudanças 
de estado físico em que os reagentes absorvem calor um bom exemplo que se pode citar é a 
gordura corporal que funciona como um combustível no nosso corpo, aquela que não é 
queimada, é absorvida por ele, como se trata de um processo de absorção, é um exemplo de 
reação endotérmica. 
• As exotérmicas: Exo significa para fora, ou seja, refere-se a reações ou mudanças 
de estado físico em que há liberação de calor, como exemplo de uma reação exotérmica 
podemos citar a reação de combustão, onde há queima do carvão que perde calor para o 
ambiente externo. 
Um dos conceitos fundamentais da termoquímica é a entalpia e sua variação que se 
referem, respectivamente, ao conteúdo de energia das substâncias e à diferença de energia entre 
os reagentes e os produtos (ΔH = HPRODUTOS – HREAGENTES), quando temos uma equação e nela 
é descrita o valor da entalpia dizemos então que se trata de uma equação termoquímica. Se o 
valor de ΔH obtido for negativo, então pode-se afirmar que se trata de uma reação, ou processo 
exotérmico, pois a entalpia final é menor que a inicial, ou seja, houve liberação de calor. E se o 
resultado desse positivo então seria uma reação ou processo exotérmico, onde houve absorção 
de calor. 
 
2. Objetivos 
 
Consiste na determinação do calor de dissociação de NaOH (Hidróxido de Sódio) em 
água e também a determinação do calor de neutralização da reação de NaOH em uma solução 
aquosa com HCl (ácido clorídrico), e verificar se as reações foram de absorção de calor 
(endotérmicas) ou liberação de calor (exotérmicas). 
 
3. Materiais 
 
Arranjo experimental composto por: 
• vidro de relógio; 
• termômetro; 
• balança 
• Erlenmeyer; 
• becker; 
• espátula; 
• bastão de vidro; 
• NaOH; 
• HCl; 
• água destilada. 
 
4. Métodos Utilizados 
 
4.1 Determinação do calor de dissolução de NaOH em estado sólido 
 
O experimento se iniciou com a adição de aproximadamente 1g de NaOH ao vidro de 
relógio, em seguida, ao elernmeyer foi adicionado 50 ml de água destilada sendo este 
previamente pesado e depois levado novamente a balança, obtendo assim seu peso antes e após 
adição de água, em seguida com a ajuda do termômetro foi anotada a temperatura da água (T1). 
Logo após, o NaOH foi adicionado ao elernmeyer e dissolvido com o auxilio do bastão, a reação 
começou a ocorrer e foi anotado novamente a temperatura (T2). Com esses dados foi então 
possível calcular o calor de dissociação de NaOH através da fórmula. 
 
𝑄 = 𝑚𝑐∆𝑡 (Equação 1) 
 
4.2 Determinação do Calor de neutralização na reação de NaOH em solução 
aquosa com HCl 
 
A segunda parte do experimento iniciou-se com a espera de aproximadamente 20 
minutos para poder então utilizar o NaOH aquoso da primeira parte do experimento, anotando 
previamente sua temperatura (T1), em seguida foi adicionada a essa solução 40 ml de HCl 20%, 
a reação começou a ocorrer e a sua temperatura final (T2) foi anotada, com a obtenção desses 
valores foi possível calcular o calor de neutralização da reação. 
 
5. Resultados e Discussões 
 
Para o tópico 4.1 foi-se utilizado exatamente 0,999g de NaOH e foram obtidos os 
seguintes resultados: 
Massa Erlenmeyer: 79,85g 
Massa Erlenmeyer com água destilada: 142,01g 
Massa da água destilada: 62,16g 
Ti (Temperatura inicial): 21°C 
Tf (Temperatura final): 24,2°C 
Aplicando-se a equação 1 obtemos valores para Qa e Qv, sendo a quantidade de calor 
absorvido pela água e a quantidade de calor absorvido pelo vidro, respectivamente, sabendo 
que o calor específico da água é 1 cal g °C-1 e o calor específico do vidro é 0,2 cal g °C-1. 
 
𝑄𝑎 = 62,16 𝑥 1 𝑥 3,2 
𝑄𝑎 = 198,91 𝑐𝑎𝑙 
 
𝑄𝑣 = 79,85 𝑥 0,2 𝑥 3,2 
𝑄𝑣 = 51,10 𝑐𝑎𝑙 
 
Desta forma obtemos o calor liberado na dissolução do NaOH como variação de 
entalpia, ∆𝐻1, sendo que o sinal negativo serve para indicar que houve liberação de calor na 
reação, a reação é classificada como exotérmica. 
 
𝑄𝑡 = 𝑄𝑎 + 𝑄𝑣 
∆𝐻1 = −250,01 𝑐𝑎𝑙 
 
Para o tópico 4.2 foi utilizada a mesma solução do tópico anterior, porém o objetivo foi 
encontrar o calor de neutralização do NaOH com o HCl. O calor específico da solução aquosa 
se mantém igual o da água e a massa de HCl adicionada foi de 40g. Desta forma foi-se obtido 
os seguintes resultados: 
Massa do vidro: 79,85g 
Massa da água: 62,16g 
Massa NaOH: 1g 
Massa HCl: 40g 
Massa da solução resultante: 103,16g 
Ti (Temperatura inicial): 23,4°C 
Tf (Temperatura final): 26°C 
 
𝑄𝑠 = 103,16 𝑥 1 𝑥 2,6 
𝑄𝑠 = 268,22 𝑐𝑎𝑙 
 
𝑄𝑣 = 79,85 𝑥 0,2 𝑥 2,6 
𝑄𝑣 = 41,52 𝑐𝑎𝑙 
 
Desta forma obtemos o calor liberado na neutralização do NaOH com HCl como 
variação de entalpia, ∆𝐻2 sendo que o sinal negativo serve para indicar que houve liberação de 
calor na reação, a reação é classificada como exotérmica. 
 
𝑄𝑡 = 𝑄𝑠 + 𝑄𝑣 
∆𝐻2 = −309,74 𝑐𝑎𝑙 
 
5.1 Questões Sobre a Aula 
 
Questão 1: Representar a dissolução do NaOH em água através de uma equação quí-
mica; representar a neutralização do HCl com NaOH através da reação, indicando os estados 
físicos de cada composto e a sua variação de entalpia com o sinal correto. 
 
Resposta: Equação química da dissolução do NaOH em água: 
 
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) + 𝑎𝑞. → 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 ∆𝐻 = −250,01 𝑐𝑎𝑙 
 
 
Equação química da neutralização de HCl com NaOH: 
 
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 ∆𝐻 = −309,74𝑐𝑎𝑙 
 
Questão 2: Diferenciar reações endotérmicas e exotérmicas de forma gráfica. 
 
Resposta: Reações exotérmicas: A entalpia dos produtos (HP) é menor do que a entalpia 
dos reagentes (HR). 
 
Imagem 1: Gráfico de reações exotérmicas 
 
Fonte: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/processos-endotermicos-exo-
termicos.htm <Acesso em 29 de maio de 2019>. 
 
 
Reações endotérmicas: A entalpia dos produtos (HP) é maior do que a entalpia dos rea-
gentes (HR). 
 
Imagem 2: Gráfico de reações endotérmicas 
 
 
Fonte: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/processos-endotermi-
cos-exotermicos.htm < Acesso em 29 de maio de 2019>. 
 
Questão 3: Pesquise exemplos de reações endotérmicas e exotérmicas; 
 
Resposta: Reações Exotérmicas: 
 
A) Combustão completa do gás metano 
 
1 𝐶𝐻4(𝑠) + 2 𝑂2(𝑔) → 1 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻 < 0 
 
B) Formação de gás carbônico 
 
𝐶(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) ∆𝐻 < 0 
 
Reações Endotérmicas: 
 
A) Formação de hematita 
 
𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 3 𝐶(𝑠) → 2 𝐹𝑒(𝑠) + 3 𝐶𝑂(𝑔) ∆𝐻 > 0 
 
B) Formação de glicose na fotossíntese 
 
6 𝐶𝑂2(𝑔) + 6 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶6𝐻12𝑂6(𝑔) + 6 𝑂2(𝑔) ∆𝐻 > 0 
 
Questão 4: Nas práticas, consideramos que o calor da reação foi o calor absorvido pela 
água (meio reacional) e pelo vidro. Este resultado está 100% correto? Justifique. 
 
Resposta: Não, pois além de possíveis erros experimentais na leitura do termômetro, 
pode ter ocorrido a dissipação do calor de forma que seu valor não foi expresso com precisão 
pelo termômetro. 
 
6. Conclusão 
 
Com a prática realizada foi possível identificar as variações de entalpia presente em 
diferentes soluções e classificar essas variações, onde nesta prática se trabalhou apenas com 
reações exotérmicas. Foi possível chegar a um valor expressivo de quantidade de calor 
analisando as variações de temperatura da reação em função do calor absorvido pelos materiais 
que estavam em contato com a reação (vidro e água), onde o resultado pode ter apresentado 
erros experimentais em função de erros de leitura no termômetro e possíveis dissipações de 
calor que não foram analisadas com precisão. Com a prática em questão pode ser percebida a 
diferença de temperatura que há entre os produtos e os reagentes, o que nos possibilitou chegar 
aos resultados finais. 
 
7. Referências Bibliográficas 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equacoes-termoquimicas.htm < Acesso em 29 
de maio de 2019>. 
 
https://www.infoescola.com/quimica/topicos-em-termoquimica-entalpia/ < Acesso em 
29 de maio de 2019>. 
 
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/processos-endotermicos-exotermi-
cos.htm < Acesso em 29 de maio de 2019>. 
 
RUSSEL, J.B. Química Geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994. Vol. 1.