Relatório 8 - Determinação da Entalpia de Neutralização

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a) Mostre suas tabelas de seguimento de temperatura para cada caso, identificando-as. 
• Dados experimentais para o cálculo da capacidade calorífica do calorímetro. 
Tabela 01 – Seguimento da temperatura inicial do calorímetro. 
Leituras (intervalos de 20 s) Temperatura (°C) - 𝑇1 
1 24 
2 24 
3 24 
4 24 
 
Tabela 02 – Seguimento da temperatura final do sistema em equilíbrio. 
 
Leituras (intervalos de 20 s) Temperatura (°C) - 𝑇𝑓 
1 20 
2 20 
3 20 
4 20 
 
Tabela 03 – Seguimento da temperatura inicial da água resfriada. 
 
Leituras (intervalos de 20 s) Temperatura (°C) - 𝑇2 
1 6 
2 6 
3 6 
4 6 
 
• Dados experimentais do seguimento da temperatura de neutralização. 
Tabela 04 – Primeiro seguimento da temperatura inicial da solução de NaOH 0,2 mol L-1. 
 
Leituras (intervalos de 30 s) Temperatura (°C) 
1 23,5 
2 23,5 
3 23,5 
4 23,5 
NOME: Augusto Bach Ferreira, Jonathan Felipe Ricardo, Neidyérika Lemes Alves
DISCIPLINA: Termodinâmica TURMA: B
RELATÓRIO: DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE PONTA GROSSA - UEPG 
SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LICENCIATURA EM QUÍMICA
Tabela 05 – Seguimento da temperatura final do sistema em equilíbrio após a adição da solução 
de HCl 0,8 mol L-1. 
 
Leituras (intervalos de 30 s) Temperatura (°C) 
1 26 
2 26 
3 26 
4 26 
 
Tabela 06 – Segundo seguimento da temperatura inicial da solução de NaOH 0,2 mol L-1. 
 
Leituras (intervalos de 30 s) Temperatura (°C) 
1 23,5 
2 23,5 
3 23,5 
4 23,5 
 
Tabela 07 – Seguimento da temperatura final do sistema em equilíbrio após a adição da solução 
de H3PO4 0,8 mol L
-1. 
 
Leituras (intervalos de 30 s) Temperatura (°C) 
1 25,5 
2 26 
3 26 
4 26 
 
Tabela 08 – Terceiro seguimento da temperatura inicial da solução de NaOH 0,2 mol L-1. 
 
Leituras (intervalos de 30 s) Temperatura (°C) 
1 23,5 
2 24 
3 24 
4 24 
 
Tabela 09 – Seguimento da temperatura final do sistema em equilíbrio após a adição da solução 
de CH3COOH 0,8 mol L
-1. 
 
Leituras (intervalos de 30 s) Temperatura (°C) 
1 26 
2 26 
3 26 
4 26 
 
 
b) Apresente os cálculos dos calores de neutralização para cada ácido. 
• Cálculo da capacidade calorífica do calorímetro 
Considerando os valores estáveis das temperaturas, calculou-se a capacidade calorífica do 
calorímetro através da fórmula: 
 
𝐶𝑐𝑎𝑙(𝑇𝑓 − 𝑇1) = 𝑚(𝑇2 − 𝑇𝑓)𝑐 
Onde: 
 
𝐶𝑐𝑎𝑙= capacidade calorífica do calorímetro 
𝑇𝑓= temperatura final do sistema em equilíbrio 
𝑇1= temperatura inicial do calorímetro 
𝑚= massa de água resfriada 
𝑇2= temperatura inicial da água resfriada colocada no calorímetro 
𝑐= calor específico da água (=4,184 J °C-1g-1) 
Sabendo o volume de água de 100 mL e considerando a densidade (d=1,00 g mL-1), calcula-se a 
massa de água. 
𝑚 
𝑑 = 
𝑣 
1,00 𝑔 𝑚𝐿−1 = 
𝑚
 
100 𝑚𝐿 
𝑚 = 1,00 𝑔 𝑚𝐿−1. 100 𝑚𝐿 
𝑚 = 100 𝑔 
𝐶𝑐𝑎𝑙 (20 °𝐶 − 24 °𝐶) = 100 𝑔 (6 °𝐶 − 20 °𝐶) 4,184 𝐽 °𝐶−1𝑔−1 
𝐶𝑐𝑎𝑙 (−4 °𝐶) = 100 𝑔 (−14 °𝐶) 4,184 𝐽 °𝐶−1𝑔−1 
−5857,6 𝐽 
𝐶𝑐𝑎𝑙 = 
 
 
−4 °𝐶 
𝐶𝑐𝑎𝑙 = 1464,4 𝐽 °𝐶−1 
𝐶𝑐𝑎𝑙 = 1,46 𝑘𝐽 °𝐶−1 
• Cálculo do calor de neutralização 
Utilizou-se a fórmula a seguir para cálculo do calor de neutralização: 
 
 
 
Onde: 
 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 
 
𝐻
𝑚 
= − 
𝐶𝑐𝑎𝑙𝛥𝑇 
𝑛 
 
𝐶𝑐𝑎𝑙 = capacidade calorífica do calorímetro (= 1464,4 𝐽 °𝐶−1) 
𝛥𝑇 = variação da temperatura (temperatura final – temperatura inicial) 
𝑛 = quantidade de matéria 
Em todos os casos, considerou-se a estequiometria de neutralização, o agente limitante, a 
dissociação dos ácidos e a quantidade de matéria neutralizada relativa aos volumes utilizados. 
• Neutralização de 300 mL de NaOH 0,2 mol L-1 com 100 mL HCl mol L-1 
A concentração dos reagentes é apresentada por litro, assim sendo, calculou-se a quantidade de 
matéria equivalente aos volumes das soluções. 
 
0,3 mol de NaOH 1 L 0,8 mol de HCl 1 L 
x 0,3 L x 0,1 L 
x = 0,06 mol x = 0,08 mol 
 
Determinou-se a estequiometria de neutralização de um ácido forte com uma base forte: 
 
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
0,06 mol 0,08 mol 0,06 mol 
agente limitante 𝑛 neutralizada 
 
Calculou-se o calor de neutralização: 
 
 
 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 
 
 
 
𝐻
𝑚 
 
= − 
𝐶𝑐𝑎𝑙𝛥𝑇 
𝑛 
 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 𝐻𝑚 = - 
(1464,4 𝐽 𝐶°−1(26 𝐶° − 23,5𝐶°) 
 
 
0,06 𝑚𝑜𝑙 
(1464,4 𝐽 𝐶°−1(2,5 𝐶°) 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 𝐻𝑚 = − 
 
 
0,06 𝑚𝑜𝑙 
3661 𝐽 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 𝐻𝑚 = − 0,06 𝑚𝑜𝑙 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝐻𝑚 = −61016,67 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝐻𝑚 = −61,02 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
 
 
• Neutralização de 300 mL de NaOH 0,2 mol L-1 com 100 mL H3PO4 mol L-1 
A concentração dos reagentes é apresentada por litro, assim sendo, calculou-se a quantidade de 
matéria equivalente aos volumes das soluções. 
 
0,3 mol de NaOH 1 L 0,8 mol de H3PO4 1 L 
x 0,3 L x 0,1 L 
x = 0,06 mol x = 0,08 mol 
4 (aq) 
4 (aq) 
4 (aq) 
Devemos considerar que o ácido fosfórico não é um ácido forte, mas sim um acido moderado por 
isso sua ionização é melhor representada por um equilíbrio do acido com seus íons, além disso, 
deve-se considerar que o acido fosfórico é poliprótico, ou seja, é um ácido capaz de doar dois 
ou mais prótons, assim representa-se 
H3PO4(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + H2PO 
- Ka = 7,6 . 10-3 
H2PO4(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + HPO 
2- Ka = 6,2 . 10-8 
HPO4(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + PO 
3- 
Ka = 3,6 . 10
-13
 
 
Percebe-se que para cada H+ que ioniza verifica-se um ka. Dessa forma, a ionização do H3PO4 é 
considerada semiforte para o primeiro Ka(7,6 . 10-3), fraca para o segundo Ka(6,2 . 10-8) e mais 
fraca ainda para o Ka (3,6 . 10-13). 
 
Assim, sabe-se que a concentração de íons H3O
+ será 2,115. 10−2 ou 0,02115 mol. Mas deve-se 
considerar o equilíbrio do ácido, com o consumo de íons H3O
+. há mais produção desses íons, 
não interferindo na quantidade de matéria neutralizada. 
 
 
Determinou-se a estequiometria de neutralização: 
 
NaOH(aq) + H3PO4(aq) → NaH2PO4(aq) + H2O(l) 
0,06 mol 0,02115mol 0,06 mol 
agente limitante 𝑛 neutralizada 
 
Calculou-se o calor de neutralização: 
 
 
 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 
 
 
 
𝐻
𝑚 
 
= − 
𝐶𝑐𝑎𝑙𝛥𝑇 
𝑛 
 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 𝐻𝑚 = 
− 
(1464,4 𝐽 𝐶°−1(26 𝐶° − 23,5 
𝐶°) 
 
 
0,06 𝑚𝑜𝑙 
(1464,4 𝐽 𝐶°−1(2,5 𝐶°) 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 𝐻𝑚 = − 
 
 
0,06 𝑚𝑜𝑙 
3661 𝐽 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 𝐻𝑚 = − 0,06 𝑚𝑜𝑙 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝐻𝑚 = −61016,67 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝐻𝑚 = −61,02 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
 
 
• Neutralização de 300 mL de NaOH 0,2 mol L-1 com 100 mL CH3COOH mol L-1 
A concentração dos reagentes é apresentada por litro, assim sendo, calculou-se a quantidade de 
matéria equivalente aos volumes das soluções. 
 
0,3 mol de NaOH 1 L 0,8 mol de CH3COOH 1 L 
x 0,3 L x 0,1 L 
x = 0,06 mol x = 0,08 mol 
 
Devemos considerar que o Ácido Acético não é um ácido forte, mas sim um ácido fraco, pois só 
parte dos íons H+ do ácido é ionizado, ou seja, a concentração de hidrônio se encontra bastante 
baixa, por isto a equação é melhor representada como um equilíbrio do acido com seus íons: 
CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO
-
(aq) + H3O
+
 
[𝐻+][𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−] 
𝑘 = 
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]Sabendo-se que x << 0,08 mol: 
1,8 . 10−5 = 
𝑥. 𝑥
 
0,08 𝑚𝑜𝑙 − 𝑥 
 
 
𝑥2 
1,8 . 10−5 = 
0,08 𝑚𝑜𝑙 
(aq) 
𝑥2 = 1,8 . 10−5. 0,08 𝑚𝑜𝑙 
 
𝑥 = √1,8 . 10−5. 0,08 𝑚𝑜𝑙 
𝑥 = 1,20 . 10−3𝑚𝑜𝑙 
Determinou-se a estequiometria de neutralização: 
 
NaOH(aq) + H3PO4(aq) → NaH2PO4(aq) + H2O(l) 
0,06 mol 1,20.10-3 mol 0,06 mol 
agente limitante 𝑛 neutralizada 
 
Calculou-se o calor de neutralização: 
 
 
 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 
 
 
 
𝐻
𝑚 
 
= − 
𝐶𝑐𝑎𝑙𝛥𝑇 
𝑛 
 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 𝐻𝑚 = - 
(1464,4 𝐽 𝐶°−1(26 𝐶° − 24𝐶°) 
 
 
0,06 𝑚𝑜𝑙 
(1464,4 𝐽 𝐶°−1(2 𝐶°) 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 𝐻𝑚 = − 
 
 
0,06 𝑚𝑜𝑙 
2928,8 𝐽 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟 𝐻𝑚 = − 0,06 𝑚𝑜𝑙 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝐻𝑚 = −48813,33 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
𝛥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝐻𝑚 = −48,81 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
Tabela 09 – Calores de neutralização do experimento. 
 
Ácido ΔneutrHm / kJ mol-1 
HCl -61,02 
H3PO4 -61,02 
CH3COOH -48,81 
 
Ambas as reações de neutralização são exotérmicas, ou seja, houve liberação de energia na forma 
de calor para o meio externo.