Pratica01-Calor de Mistura e de Neutralização

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
CENTRO DE TECNOLOGIA E GEOCIÊNCIAS 
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE ENGENHARIA QUÍMICA 1 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA 01 
CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO E CALOR DE MISTURA 
 
 
 
 
 
Aluna: Larissa Cavalcante Ribeiro 
Professora: Eliane Bezerra de Moraes Medeiros 
Turma: QC 
 
 
 
 
 
12/08/19 
Recife/PE 
 
 
 
2 
 
INTRODUÇÃO 
 
Calor pode ser definido como uma quantidade de energia que flui de um sistema 
para outro sempre do de maior sistema de maior temperatura para o de menor temperatura. 
Já a calorimetria é uma técnica físico-química capaz de medir a variação de entalpia 
associada a processos físicos (por exemplo, mistura de duas soluções sem reação química) 
ou a processos químicos (por exemplo, reações químicas) que ocorrem no sistema de 
interesse. 
Dependendo da natureza das reações químicas elas podem ser classificadas como 
exotérmicas (a reação ocorre com liberação de energia) ou endotérmicas (a reação 
acontece com a absorção de energia). Podemos expressar essa quantidade de energia pela 
variação de entalpia da reação (ΔH), assim, quando ΔH>0 a reação é endotérmica e ΔH<0, 
exotérmica. Por exemplo, em sistemas isobáricos e isovolumétricos, pela Primeira Lei 
da Termodinâmica: ΔH=Q. Onde, Q é o calor absorvido ou liberado no processo. 
A variação de entalpia (ΔH) é medida com um calorímetro, um dispositivo no 
qual o calor transferido é monitorado pela variação de temperatura provocada por um 
processo físico ou químico. Utiliza-se a capacidade calorífica do calorímetro para 
converter a mudança de temperatura em calor produzido. A capacidade calorífica do 
calorímetro é medida através de um processo chamado “calibração do calorímetro”. 
Nesta prática, através do uso de um calorímetro previamente calibrado, foi 
realizado o cálculo do calor de neutralização, isto é, a variação de entalpia da reação 
entre um ácido (foram utilizados: HCl, H2SO4, H3PO4 e CH3COOH) e uma base (foi 
utilizada: NaOH). 
Há alguns tipos de reações química em que não há variação de energia, por 
exemplo, misturas entre soluto e solvente, também, geram variações de energia isso se dá 
pelo fato de haver interações eletroestáticas, de forças de Van der Waals e pontes de 
hidrogênio e da quantidade de solvente envolvida.. Quando dois compostos são 
misturados, não havendo reação química entre eles, a variação de entalpia durante o 
processo é denominada calor de mistura. Nesta prática, calculou-se o calor de mistura 
quando são misturadas soluções de acetona e clorofórmio a diferentes concentrações. 
 
OBJETIVOS 
 
 
 
3 
 
Sendo assim, essa prática teve como objetivos: 
 Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro; 
 Determinar o calor de neutralização de reações entre os ácidos HCl, H2SO4, 
H3PO4 e CH3COOH com a base NaOH; 
 Determinar o calor integral e diferencial de uma mistura entre soluções de 
clorofórmio e acetona. 
 
METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
 
1. CAPACIDADE CALORÍFICA DO CALORÍMETRO 
1.1 MATERIAL 
 Os materiais e equipamentos utilizados para a determinação da capacidade 
calorífica do calorímetro estão descritos na Tabela 1. 
Tabela 1 – Materiais e equipamentos 
Material Quantidade 
Calorímetro 01 
Proveta 100 mL 
Proveta 500 mL 
01 
01 
Cronômetro 01 
Termômetro de 0 a 100ºC 01 
Béqueres 02 
Água destilada - 
Aquecedor 01 
 
1.2 PROCEDIMENTO 
- Colocou-se 350 mL de água destilada à temperatura ambiente no calorímetro e anotou-
se a temperatura registrada pelo termômetro; 
- Despejou-se 50 mL de água aquecida, de temperatura rigorosamente conhecida e 
anotada, no calorímetro. Agitou-se a mistura e anotou-se a temperatura de equilíbrio. 
Repetiu-se o processo três vezes e calculou-se a capacidade calorífica do calorímetro. 
 
2. CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
2.1 MATERIAL 
 
 
4 
 
Os materiais e equipamentos utilizados na determinação de calor de neutralização 
estão descritos na Tabela 2. 
Tabela 2 – Materiais e equipamentos 
Material Quantidade 
Calorímetro 01 
Proveta 100 mL 
Proveta 500 mL 
01 
01 
Cronômetro 01 
Termômetro de 0 a 100ºC 01 
Béqueres de 500 Ml 03 
Ácido Clorídrico 0,8M 100 Ml 
Ácido Sulfúrico 0,8 M 100 Ml 
Ácido Acético 0,8 M 
Ácido Fosfórico 0,8 M 
100 Ml 
100 mL 
Hidróxido de Sódio 0,8 M 300 Ml 
Aquecedor 01 
 
2.2 PROCEDIMENTO 
- Adicionou-se 300 mL de NaOH 0,8 M no calorímetro. Agitou-se moderadamente e 
anotou-se a temperatura no momento em que ele estabiliza. 
- Colocou-se 100 mL de ácido clorídrico 0,8 M no calorímetro e agitou-se. Esperou-se a 
temperatura estabilizar e anotou-a. 
- Lavou-se o calorímetro e repetiu-se o procedimento com H2SO4, H3PO4 e CH3COOH. 
 
3. CALOR DE MISTURA 
3.1 MATERIAL 
Os materiais e equipamentos utilizados na prática estão descritos na Tabela 3. 
Tabela 3 – Materiais e equipamentos 
Material Quantidade 
Acetona 2 L 
Clorofórmio 2 L 
Calorímetro 01 
Erlenmeyers de 250 mL arrolhados 18 
 
 
5 
 
3.2 PROCEDIMENTO 
- Tomou-se 18 erlenmeyers, sendo 9 com soluções de acetona (fração molar: 0,1; 0,2; ... 
0,9) e 9 com soluções de clorofórmio (fração molar: 0,9; 0,8; ... 0,1). As soluções foram 
preparadas para que cada par (mistura acetona-clorofórmio) tivesse massa total de 400g 
e que a soma das frações molares fosse igual à unidade. 
- Colocou-se, primeiramente, no calorímetro a solução de maior volume de cada par 
preparado; esperou-se a temperatura estabilizar e anotou-a (temperatura incial). 
- Depois, adicionou-se a solução de menor volume do par. Agitou-se manualmente o 
calorímetro, esperou-se a temperatura estabilizar-se e anotou-a (temperatura final). 
- Com os valores da temperatura inicial e final e com uma correlação para a capacidade 
calorífica do calorímetro, calculou-se o calor de mistura. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
1. CAPACIDADE CALORÍFICA CALORÍMETRO 
 
É sabido que parte do calor liberado pela reação de neutralização é gasto também 
para aquecer os diversos componentes do calorímetro e a solução. Logo, torna-se 
fundamental conhecer a capacidade calorífica do calorímetro e da solução. Se partimos 
do balanço térmico do calorímetro, temos que: 
 
































ocalorímetr pelo
absorvida
energia
água
pela cedida
energia
ocalorímetr no
acumulada
energia
 
Assim, 
sai que calorentra que calor
dt
dE
 
No estado estacionário: 0
dt
dE
 , logo, temos que: 
    
ambiente ra temperatuà água
2FO2HO2H2Fcalcal
quente água
F1O2HO2H )TT(cm)TT(cm)TT(cm  
)TT()cmcm()TT(cm 2F
oCalorímetr do Calorífica CapacidadeC
O2HO2HcalcalF1O2HO2H 

  
 
)TT(C)TT(cm 2FF1O2HO2H  
 
 
6 
 
Isolando a capacidade calorífica do calorímetro, teremos a seguinte equação 
(Equação 1): 
)TT(
)TT(cm
C
2F
F1O2HO2H


 
(Equação 1) 
 
Onde: T1  temperatura inicial da água aquecida. 
 T2  temperatura inicial da água à temperatura ambiente no calorímetro. 
 TF  temperatura de equilíbrio. 
 
Após três repetições obtivemos os seguintes resultados para o cálculo da capacidade 
calorífica do calorímetro os quais se encontram na Tabela 4. Considerou-se a densidade 
da água como 1 g/cm³, pois a mesma não varia muito na faixa de aplicação do 
experimento. 
 
Utilizou-se o valor médio de C = 2042,4 J/K nos cálculos seguintes. 
 
2. CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
Com a capacidade calorífica do calorímetro, encontrou-se as variações de entalpia 
das reações de neutralização pela utilização da seguinte equação (Equação 2): 
 
n
TC
H

 
(Equação 2) 
 
Os valores de ΔH estão mostrados na Tabela 5. Os reagentes limitantes foram 
sempre os ácidos (HCl, H2SO4, H3PO4 e CH3COOH) com número de mols, em todos os 
casos, igual a 0,08 (= 0,8 mol/L x 0,100 L). 
 
Tabela 4 – Calibração do Calorímetro 
 T1[
oC] T2[oC] TF[oC] Capacidade Calorífica do Calorímetro [J/K] 
182,5 27 36,1 2141,5 
2 82 27 36,5 2121,2 
3 82 27 36,7 1964,5 
 Média 2042,4 
 
 
7 
 
 
Assim, percebe-se que quanto maior a força do ácido, percebe-se um maior valor 
no calor de neutralização. É sabido que, em solução aquosa, os ácidos (ácido clorídrico 
e ácido sulfúrico) encontram-se completamente dissociados e o calor de neutralização 
deve ser numericamente igual ao calor de dissociação da água, mas com sinal trocado (–
55,9 kJ/mol a 298 K). 
Para eletrólitos fortes (ácido HA e base BOH), a reação de neutralização na forma 
iônica fica: 
 
H+(aq) + A-(aq) + B+(aq) + OH-(aq)  A-(aq) + B+(aq) + H2O 
H+(aq) + OH-(aq)  H2O ΔH
o
298K = –55,9 kJ/mol 
 
Porém, quando o ácido ou a base são fracos (ácido acético e ácido fosfórico), eles 
não estão completamente dissociados, e o calor de neutralização é menor que para 
eletrólitos fortes, sendo que a diferença é o calor de dissociação do eletrólito fraco. 
Percebeu-se, portanto, que os eletrólitos fortes utilizados no experimento tiveram 
valores do calor de neutralização, relativamente, próximos do valor do calor de 
dissociação da água com sinal oposto: a reação com o HCl liberou 56,2 kJ/mol e a reação 
com o H2SO4 liberou 56,2 kJ/mol. Com isso, podemos calcular o erro relativo: 
 
%25,1100
9,55
9,556,56
100
exp






literatura
literaturaerimental
relativo
H
HH
E 
 
Este erro pode-se dever ao fato de que a temperatura em que foi realizada a reação 
foi diferente de 25ºC, na qual está determinada a entalpia de dissociação da água. Também 
erros podem surgir devido à exposição do sistema de estudo ao ar condicionar o que pode 
ter ocasionando oscilações na temperatura, além disso, má operação dos instrumentos 
pelos alunos durante a prática. 
Tabela 5 – Determinação do calor de neutralização 
Reação de 
Neutralização Ti[oC] Tf[oC] ΔT(oC) 
Calor de Neutralização 
(J/mol) 
NaOH + HCl 27 29,2 2,2 56166,64 
NaOH + H2SO4 26,6 28,8 2,2 56166,64 
NaOH+ H3PO4 26,8 28,8 2 51060,58 
NaOH + CH3COOH 27 28,7 1,7 43401,50 
 
 
8 
 
 
Além disso, é válido ressaltar que os ácidos são substâncias moleculares. Logo, 
ao serem dissolvidas em água, as moléculas do ácido são atraídas com tanta força pelas 
moléculas de água que acabam sendo ionizadas, formando os íons H3O
+ e Ânion- que vão 
se dispersando pela solução, rodeadas por moléculas de água, assim ocorrendo a 
solvatação dos íons. Logo, quanto mais forte o ácido, mais ionizado ele fica, acarretando 
em um maior calor de neutralização. 
 
3. CALOR DE MISTURA 
 
Para o caso do calor de mistura entre acetona e clorofórmio, calculou-se a 
capacidade calorífica do calorímetro para cada mistura através da sequinte equação 
(Equação 3): 
B,PBA,PA CxCxC  
(Equação 3) 
Onde: 
Ax  Fração molar da acetona (varia de 0,1 a 0,9); 
Bx  Fração molar do clorofórmio (varia de 0,9 a 0,1); 
cal/mol.K 74,30C A,P   Calor específico molar da acetona; 
cal/mol.K 68,28C B,P   Calor específico molar do clorofórmio. 
 
Com isso, obtivemos esses valores de capacidade calorífica que estão listados na 
tabela abaixo (Tabela 6): 
Tabela 6- Capacidade calorífica do 
calorímetro 
Fração Molar C[cal/K] 
Acetona Clorofórmio 
0,1 0,9 28,886 
0,2 0,8 29,092 
0,3 0,7 29,298 
0,4 0,6 29,504 
0,5 0,5 29,71 
0,6 0,4 29,916 
0,7 0,3 30,122 
0,8 0,2 30,328 
0,9 0,1 30,534 
 
 
9 
 
Como seria gasto muito reagente, esta foi uma boa aproximação para o cálculo da 
capacidade calorífica do calorímetro, visto que ela considera as duas soluções a serem 
misturadas. Além disso, não se está considerando a participação do equipamento, pois o 
mesmo tem paredes muito finas que podem ser desprezíveis, não contribuindo, assim, 
para a capacidade calorífica. 
No processo de mistura, colocava-se dentro do calorímetro primeiro a solução do 
par de maior volume, a fim de evitar perda de calor rápida, a fim de que não haja 
influência negativa nos resultados do experimento. Além disso, um dos erros do 
experimento pode ser a perda de massa por evaporação, pelo fato das duas substâncias 
que serão misturadas serem de alta volatilidade, devido ao desleixo do operador em fechar 
o calorímetro. 
Dessa forma, com os valores de capacidade calorífica obtidos na tabela acima e da 
variação de temperatura decorrente do processo de mistura, calculou-se o calor de mistura 
para cada par, utilizando a seguinte equação (Equação 4): 
 
TCH  
(Equação 4) 
 
Os valores obtidos podem ser observados na tabela a seguir (Tabela 6): 
 
Tabela 6- Calor de mistura integral 
X (Acetona) Ti[K] Tf[K] Calor de Mistura Integral [J] 
0,1 299,15 302,45 400,36 
0,2 299,15 305,55 781,99 
0,3 300,55 308,15 935,19 
0,4 299,55 309,75 1263,95 
0,5 300,15 310,35 1272,78 
0,6 300,55 309,95 1181,08 
0,7 301,15 308,55 936,19 
0,8 300,55 305,95 687,84 
0,9 300,15 302,95 359,08 
 
A partir dos dados da tabela acima construiu-se, então, o gráfico do calor de 
mistura integral versus a fração molar de acetona (Figura 1). 
 
 
 
10 
 
 
Figura 1- Gráfico do calor integral vs. frações molares de acetona 
 
 Pelo gráfico acima observa-se que uma função quadrática se ajusta bem aos dados 
experimentais, pois temos que R² = 0,976. É válido ressaltar, também, que o gráfico 
apresenta um máximo isso, geralmente, significa que há uma forte associação dos dois 
componentes da mistura e, frequentemente, ocorre próximo a composição equimolar. 
Ao se misturar a acetona e o clorofórmio, houve liberação de calor, caracterizando-
se um processo exotérmico. É válido ressaltar que essa liberação não é dada somente 
pelos efeitos da diluição, mas também pelo calor envolvido na formação de ligações de 
hidrogênio entre a acetona e o clorofórmio, segundo o esquema a seguir (Figura 2). 
 
 
Figura 2- Ligações de hidrogênio formadas a partir da reação do clorofórmio com a acetona 
 
Dessa forma, podemos, então, calcular o calor diferencial de mistura, para isso 
utilizou-se a seguinte equação (Equação 5): 
 
 





 

1
12
dx
Hd
xHh 
(Equação 5) 
y = -5458,8x2 + 5370,7x - 88,019
R² = 0,9758
0
200
400
600
800
1000
1200
1400
0 0,2 0,4 0,6 0,8 1
C
al
o
r 
in
te
gr
al
 d
e 
m
is
tu
ra
 (
J)
Fração molar da acetona
 
 
11 
 
Onde: 
1x  Fração molar da acetona 
 





 
1dx
Hd
  Inclinação da reta tangente à curva calor de mistura integral versus 
fração molar da acetona. 
H  Calor de mistura integral 
 
Para o cálculo desta inclinação (derivada), derivou-se a função quadrática de 
tendência linear do gráfico calor de mistura integral versus fração molar de acetona e 
calculou-se a derivada em cada ponto. Os valores encontrados para o calor de mistura 
diferencial encontram-se na Tabela 7 a seguir: 
 
Tabela 7- Calor de mistura diferencial 
X (Acetona) Calor de Mistura Diferencial (J) 
0,1 -27,534 
0,2 144,557 
0,3 306,566 
0,4 862,487 
0,5 1316,826 
0,6 1888,910 
0,7 2526,326 
0,8 3378,543 
0,9 4368,706 
 
A partir desses dados construiu-se um gráfico do calor de mistura diferencial 
versus a fração molar de acetona (Figura 3). 
 
Figura 3- Gráfico calor de mistura diferencial vs. fração molar da acetona 
y = 5458,8x - 1088,8
R² = 0,95
-1000
0
1000
2000
3000
4000
5000
0 0,2 0,4 0,6 0,8 1
C
al
o
r 
D
if
er
en
ci
al
 (
J)
Fração molar da acetona
 
 
12 
 
A partir do gráfico percebe-se o comportamento crescente do calor diferencial de 
mistura com o aumento da concentração de acetona. Na contrapartida, o calor de mistura 
integral, o qual mede o calor absorvido ou liberado quando se misturam dois componentes 
puro (acarretando em uma solução de concentração c). Já o calor de mistura diferencial 
mede o calor liberado ou absorvido, quando 1 mol de soluto é dissolvido numa quantidade 
infinita de solução de concentração c, tal que esta concentração não varie apreciavelmente 
à pressão e temperaturaconstantes. 
 
CONCLUSÕES 
 
Inicialmente, entende-se que antes realizar uma análise de quaisquer variações de 
entalpia de um processo físico ou químico devemos calibrar o calorímetro, isto é, calcular 
sua capacidade calorífica. Logo, percebeu-se que a capacidade do calorímetro estava 
coerente, pois já era de se esperar um resultado alto, pois por ser um dispositivo de 
medição ele deve ter alta capacidade calorífica. 
Observou-se e foi discutido nesse a partir do estudo desse experimento que o calor 
de neutralização aumenta com a força dos eletrólitos. Isso se dá pelo fato de que em 
solução aquosa, ácidos e bases fortes encontram-se completamente dissociados e que o 
calor de neutralização é numericamente igual ao calor de dissociação da água com sinal 
trocado. 
Outro aspecto observado é como o calor de misturas variam de acordo com a 
fração do soluto e que o calor de mistura integral de acetona e clorofórmio apresenta um 
comportamento parabólico, apresentando um máximo. Isso ocorre pois há uma forte 
associação dos dois componentes da mistura neste ponto. Já o calor de mistura diferencial 
aumenta com o aumento da concentração de acetona. 
 Por fim, foi percebido a partir do experimento que reações as quais envolvem 
ligações químicas são mais energéticas que as que envolvem misturas. Pois, nas misturas 
tem-se, apenas, interações do tipo físico, tais como: interações eletroestáticas, forças de 
dipolo-dipolo, enquanto nas reações químicas, há a quebra/formação de ligações que 
precisam liberar/absorver mais energia. 
 
REFERÊNCIAS 
 
 
13 
 
[1] BUENO, W.A.; DEGREVE, L. Manual de Laboratório de Físico-Química. São 
Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1980. 
[2] ATKINS, P; PAULA, J. de. Físico-Química – Volume 1. 7ª Edição. Rio de Janeiro: 
LTC, 2003. 
[3] SMITH, J. M.; VAN NESS, H. C.; ABBOTT, M.M. Introdução à Termodinâmica 
da Engenharia Química. 7ª Edição. Rio de Janeiro: LTC, 2005. 
 
ANEXO 
Anexo 1. Volumes utilizados para cada fração da mistura. 
 
 
 
QUESTÕES 
1. Calor de Neutralização 
 
1) Deduza as Equações 1 e 2, considerando que a quantidade de água do sistema 
não é constante e que a capacidade calorífica do calorímetro, sem água, é 
igual a C. 
Do balanço térmico do calorímetro, tem-se: 
































ocalorímetr pelo
absorvida
energia
água
pela cedida
energia
ocalorímetr no
acumulada
energia
 
sai que calorentra que calor
dt
dE
 
No estado estacionário: 0
dt
dE
 
XA XB VA [mL] VB [mL] 
0,1 0,9 6,33 64,06 
0,2 0,8 13,40 60,30 
0,3 0,7 21,36 56,06 
0,4 0,6 30,38 51,25 
0,5 0,5 40,69 45,76 
0,6 0,4 52,59 39,42 
0,7 0,3 66,48 32,02 
0,8 0,2 82,90 23,27 
0,9 0,1 102,61 12,77 
 
 
14 
 
)TT(cm)TT(cm 2F
C
calcalF1O2HO2H  
 
)TT(C)TT(cm 2FF1O2HO2H  
)TT(
)TT(cm
C
2F
F1O2HO2H


 
(Equação 1) 
 
Da Primeira Lei da Termodinâmica, numa notação diferencia: 
dWdQ)nU(d  
)nV(PddQ)nU(d  
)nV(Pd)nU(ddQ  
Para uma mudança de estado a pressão constante: 
 )PVU(nd)nPV(d)nU(ddQ  
)nH(ddQ  
A integração fornece: 
HnQ  
n
Q
H  
n
TC
H

 
(Equação 2) 
 
2) Explique a natureza do calor de neutralização. 
 
É sabido que as reações químicas podem ser classificadas através da variação de 
entalpia da reação. As reações que tem uma variação de entalpia negativa são 
denominadas reações exotérmicas, as que tem uma variação de entalpia positiva, são 
conhecidas como reações endotérmicas. As reações envolvendo ácidos e bases, 
chamadas de reações de neutralização, são exotérmicas. Caso esta reação estiver nas 
condições descritas na primeira questão, a variação da entalpia de reação será igual 
ao calor denominado como calor de neutralização. 
 
 
 
15 
 
3) Discuta os fatores que influenciam a determinação do calor de neutralização 
dos ácidos pouco dissociados. 
Quando o ácido ou a base são fracos eles não estão completamente dissociados, logo, 
o calor de neutralização é menor em comparação que para eletrólitos fortes, pois 
menos íons estarão no meio reacional para reagirem e produzirem sal e água. 
 
4) Discuta a influência da solvatação sobre o calor de neutralização. 
Ao serem dissolvidos em água, os ácidos e as bases são atraídas com tanta força pelas 
moléculas de água que acabam sendo ionizados (ácidos) ou dissociados (bases), 
formando os íons H3O
+, Ânion-, Cátion+ e OH- que vão se dispersando pela solução, 
rodeadas por moléculas de água (solvatação dos íons). Com isso, menos íons estarão 
disponíveis para reagirem e o calor de neutralização diminui. 
 
5) Explique os diferentes calores de neutralização encontrados no experimento. 
Quanto maior a força do ácido, percebe-se um maior valor no calor de neutralização. 
Em solução aquosa, os ácidos e as bases fortes (ácido clorídrico e ácido sulfúrico) 
encontram-se completamente dissociados, e o calor de neutralização deve ser 
numericamente igual ao calor de dissociação da água, mas com sinal trocado (–55,9 
kJ/mol a 298 K). Porém, quando o ácido ou a base são fracos (ácido acético e ácido 
fosfórico), eles não estão completamente dissociados, e o calor de neutralização é 
menor que para eletrólitos fortes, sendo que a diferença é o calor de dissociação do 
eletrólito fraco. 
 
6) Em solução diluída e a 25°C, quando um ácido forte é neutralizado por uma 
base forte, cerca de 55.892 J são liberados por mol de água formada. A partir 
do hidrogênio e do oxigênio gasosos cerca de 285.838 J são liberados na 
formação de 1 mol de água. Usando esses dados, calcule a soma dos calores 
de formação dos íons H+ (aq) e OH- (aq). 
Aplicando-se a Lei de Hess: 
H2 (g) + ½O2(g)  H2O(l) ΔH
o = –285.838 J 
H2O (l)  H
+
(aq) + OH
-
(aq) ΔH
o = +55.892 J 
------------------------------------------------------------------------------------ 
H2(g) + ½O2(g)  H
+
 (aq) + OH
-
 (aq) ΔHr
o = –229.946 J 
 
 
 
16 
 
Sabe-se que: )reagentes(Hn)produtos(HnH of
o
f
o
r  
   )g ,O(H5,0)g ,H(H)aq ,OH(H1)aq ,H(H1H 2of2ofofofor  
    00)aq ,OH(H1)aq ,H(H1J 946.229 ofof   
J 946.229)aq ,OH(H)aq ,H(H of
o
f 

 
 
2. Calor de Mistura 
 
1) Substituindo os reagentes pela água e o dimetilsulfóxido, água e 
dimetilformamida, água e acetona, água e dioxano, em quais casos existiria a 
formação do composto de adição? 
Como os compostos tem natureza polar, o calor de mistura seria dado pela 
formação de pontes de hidrogênio. 
 
2) Que conclusões pode-se tirar comparando as misturas clorofórmio-
tetracloreto de carbono, acetona-clorofórmio e acetona–tetracloreto de 
carbono na proporção molar 1:1? 
CHCl3 +CCl4 – a mistura tem tendência a ser endotérmica, pois são amis 
favorecias as interações soluto-soluto e solvente-solvente que as interações 
soluto-solvente, visto que o primeiro composto é polar e o segundo é 
extremamente apolar. 
Acetona+CHCl3 – como ambos são polares, a interação soluto-solvente é 
favorecida (mistura tende a ser exotérmica). 
 
3) Compare os valores obtidos no gráfico ΔH = f (x) e os valores obtidos nas 
misturas acima. Que conclusões pode-se tirar? 
Que as misturas tetracloreto de carbono-clorofórmio e tetracloreto de carbono-
acetona, tendem a serem endotérmicas (interações soluto-soluto e solvente-
solvente maiores que interações soluto-solvente), enquanto que a mistura 
clorofórmio-acetona tende a ser exotérmica (interações soluto-solvente maiores 
que interações soluto-soluto e solvente-solvente) [2]. 
 
4) Quais os possíveis erros do experimento? 
 
 
17 
 
A perda de massa por evaporação, pois há substâncias voláteis e devido ao desleixo 
do operador em fechar o calorímetro, além disso, há também a exposição do sistema 
de estudo ao ventilador ocasionando oscilações na temperatura e má operação dos 
instrumentos pelos alunos durantea prática. 
 
5) Como se poderia provar se o solvente tem influência ou não nos calores da 
mistura? 
Realizar experimentos com diferentes tipos de solventes (polares, apolares, etc.) 
utilizando o mesmo soluto, e comparar os valores obtidos dos calores de mistura. 
 
6) Os calores de mistura seriam idênticos aos calores de dissociação em casos 
como a dissolução do KNO3 em água? 
No caso da mistura acetona-clorofórmio, o calor de mistura deve-se aos efeitos de 
diluição e formação das ligações de hidrogênio, enquanto que na mistura KNO3-
água, tais valores seriam diferentes, devido às interações iônicas que são mais 
fortes, havendo um aumento no calor. Ou seja, como se trata de substâncias 
diferentes, os calores de dissociação seriam também diferentes, devido aos 
diferentes tipos de interação soluto-solvente.