FISICO-QUIMICA EXPERIMENTAL I - UNIUBE

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UNIVERSIDADE DE UBERABA 
IGOR GUILHERME CARVALHO – 1130983 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DETERMINAÇÃO GASOMÉTRICA DE PUREZA DO CARBONATO DE SÓDIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARAXÁ/MG 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ...................................................................................................................................1 
1.1. DETERMINAÇÃO GASOMÉTRICA DE PUREZA DO CARBONATO DE SÓDIO ..............................1 
OBEJTIVO ..........................................................................................................................................1 
MATERIAIS E MÉTODOS: ..................................................................................................................1 
RESULTADOS E DISCURSÕES ............................................................................................................3 
2. INTRODUÇÃO ...................................................................................................................................7 
2.1. DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO MAGNÉSIO ATRAVÉS DO DESLOCAMENTO 
DE GÁS 7 
OBEJTIVO ..........................................................................................................................................7 
MATERIAIS E MÉTODOS: ..................................................................................................................7 
RESULTADOS E DISCURSÕES ............................................................................................................9 
3. INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 13 
3.1. ENTALPIA DE DECOMPOSIÇÃO DA ÁGUA OXIGENADA ......................................................... 13 
OBEJTIVO ....................................................................................................................................... 13 
MATERIAIS E MÉTODOS: ............................................................................................................... 14 
MATERIAIS: ........................................................................................ Error! Bookmark not defined. 
4. CONCLUSÃO GERAL ....................................................................................................................... 18 
5. REFERÊNCIAS ................................................................................................................................. 18 
 
 
 
 
1 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
1.1. DETERMINAÇÃO GASOMÉTRICA DE PUREZA DO CARBONATO DE 
SÓDIO 
 
A gasometria é uma aplicação da teoria dos gases ideais. 
Algumas substâncias, quando dissolvidas em meio ácido, liberam gás. 
 São exemplos de gasometria a troca gasosa de oxigênio e gás carbônico nos 
pulmões, o uso dos aerossóis e os gases anestésicos. 
 Na ciência, a análise gasométrica pode ser utilizada para determinar a pureza de 
certa substância, como exemplo a pureza do Na2CO3, desprendendo como um 
dos produtos o gás carbônico. 
Na3CO3(s) + 2 HCl (aq) → 2 NaCl (aq) + CO2(g) + H2O(l) 
Dessa forma, sabendo a massa de uma determinada substância, pode -se 
determinar a quantidade de produto formando, e, assim, calcular a quantidade de 
substância presente na amostra. 
 
 
OBEJTIVO 
 
• Usar experimentalmente a equação de um gás ideal. 
• Determinar a pureza do (Na2CO3), a partir do volume liberado de CO2. 
• Praticar o uso de tabelas. 
 
MATERIAIS E MÉTODOS: 
 
MATERIAIS: 
 
• Filme plástico; 
• Becker de 1L; 
• Proveta; 
• Garra suporte universal; 
• Kitassato acoplado a uma mangueira com um cano na ponta; 
• Rolha; 
• Pissete; 
• Balança analítica Denver Instrument XP 1500; 
 
2 
 
• Papel toalha; 
• Vidro relógio; 
• Termômetro digital com sensor externo; 
• Ácido clorídrico (HCl) 6 Molar; 
• Carbonato de sódio (Na2CO3); 
• Água destilada. 
 
MÉTODO: 
• Encheu-se o Becker com água; 
• Com o auxilio de um pissete, encheu-se também a proveta com 
água até derramar; 
• Utilizou-se um filme plástico na boca da proveta, vedando-a; 
• Retirou-se o pé da proveta; 
• Virou-se a proveta vedada dentro do Becker com água; 
• Ainda com a boca da proveta submergida na água retirou-se o filme 
plástico; 
• Utilizou-se a garra suporte universal para fixar a proveta dentro do 
Becker com água; 
• Colocou-se sobre a balança o vidro relógio e um papel toalha sobre 
o vidro relógio, tarou-se; 
• Pesou-se 0,321 g de carbonato de sódio; 
• Colocou-se 20 ml de ácido clorídrico no Kitassato; 
• Embrulhou-se o carbonato de sódio no papel toalha; 
• Colocou-se a ponta do cano acoplado a mangueira do Kitassato 
dentro da proveta; 
• Jogou-se o embrulho contendo carbonato de sódio dentro do 
Kitassato com ácido clorídrico; 
• Tampou-se com uma rolha o Kitassato e o agitou-se levemente; 
• Após terminada a reação, retirou-se o cano de dentro da proveta, e 
posteriormente, abaixou-se a proveta ao nível da água e aguardou-se alguns 
minutos; 
• Anotou-se o volume de gás produzido para proceder-se aos 
cálculos. 
 
3 
 
 
 
RESULTADOS E DISCURSÕES 
 
• Foi tomado muito cuidado ao colocar a água na proveta e na 
montagem do equipamento, visando a não formação de bolhas de ar na mesma, 
para isso utilizou-se um filme plástico para transpor a vidraria para dentro do Becker, 
evitando também a perca de água durante da transição; 
• Embrulhou-se o carbonato de sódio em papel toalha para que desse 
tempo de colocá-lo dentro do Kitassato e tampar antes que começasse a reação 
com produção de gás; 
• Depois de agitar o Kitassato observou-se uma aceleração na reação 
dentro do mesmo, seguido de uma produção de gás carbônico dentro da proveta; 
• Aguardou-se alguns minutos para que entre em equilíbrio a pressão do 
gás CO2 dentro da proveta e a pressão da água; 
• Utilizando-se a graduação da proveta foi possível quantificar a 
quantidade de gás produzido, reação que gerou 35 ml de CO2; 
• Foi necessário colher certas informações, como a pressão atmosférica 
da cidade e temperatura do ambiente, P= 695 mmHg e T= 305 K; 
• Partindo do principio de que a pressão externa é igual a pressão 
interna em um sistema, sendo assim, a pressão externa nada mais é que a pressão 
atmosférica e a pressão interna é a pressão do sistema (que seria uma soma da 
pressão de CO2 e a pressão de vapor da água), foi possível calcular a pressão de 
CO2 do sistema; 
• Utilizando a tabela da apostila referente a pressão do vapor de água e 
as informações anteriormente colhidas, foi possível determinar a pressão da água, 
PH2O = 35,663 mmHg; 
• Usando a formula dos gases ideais é possível determinar o número de 
mols da reação; 
• Procederam-se os seguintes cálculos: 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
Patm = PCO2 + PH2O 
695 = PCO2 + 35,663 
PCO2= 659, 33 mmHg 
 
P x V= n x R xT 
659,33 x 0,035 = n x 62,3637 x 305 
𝑛 =
659,33 x 0,035
62,3637 𝑥 305
 
𝑛 = 1,21𝑥 10-3 mol de CO2 
 
• Após efetuar os cálculos analisou-se a estequiometria da reação para 
efetuar o calculo de pureza do Na2CO3: 
 
Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2 + H2O 
• Para se produzir 1 mol de CO2 é necessário 1 mol de Na2CO3, ou 
seja, se eu tenho 1,21 x 10 -3 mols de CO2 eu precisarei ter 1,21x 10-3 mols de 
Na2CO3. 
 
1 mol de Na2CO3 ----------------- 106 g 
1,21x 10-3 mols de Na2CO3 ------------- x 
 
X= 0,1283 g de Na2CO3 
 
0,321 g de Na2CO3 --------------- 100% 
0,1283g de Na2CO3 --------------- x 
 
X= 39,97 % 
• Aproximadamente, 40% da amostra inicial é de carbonato de sódio, ou 
seja, a pureza da substancia é de 40%. 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
CONCLUSÃO 
 
Com o uso da equação geral dos gases pode-se observar que reação da 
amostra de Na2CO3 com HCl é constituída por uma porcentagem de 63% 
de Na2CO3. Esse resultado foi obtido a partir da medida do volume do gás 
CO2 liberado durante a reação química. 
 
 
REFERÊNCIAS 
Química: A ciência central. T. L.Brown et al. - Pearson Bons estudos. 
Química Analítica qualitativa e quantitativa - CRUZ, S. F. et al.. ed. São Paulo: 
Pearson Education do Brasil, 2011. 
 
HTTPS://www.revistasauda.pt>saudeAZ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIVERSIDADE DE UBERABA 
IGOR GUILHERME CARVALHO – 1130983 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO: DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO MAGNÉSIO 
ATRAVÉS DE DESLOCAMENTO DE GÁS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARAXÁ/MG 
 
 
 
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2. INTRODUÇÃO 
 
• DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO MAGNÉSIO ATRAVÉS DO 
DESLOCAMENTO DE GÁS 
 
A análise gasométrica é um técnica que pode ser utilizada em qualquer reação 
química que se desprende gás. Dessa forma, pode –se determinar a massa 
molar de uma determinada substância. 
 Os metais alcalinos e alcalinos terrosos, quando em contato com ácido forte, por 
exemplo HCl(aq) de concentração conhecida, libera uma certa quantidade de gás 
hidrogênio (H2), como um dos produtos. 
 
 Para o Mg(s) segue a reação química: 
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
A partir da equação dos gases ideais : P V = n R T , n = PV / RT , é possível 
determinar o número de mols do gás formado no experimento, e, assim, 
encontrar o número de mols do metal em estudo (Mg). 
n= m / M 
 
OBEJTIVO 
• Determinar a massa molar do magnésio. 
• Praticar o uso de tabelas de comparação. 
• Usar experimentalmente a equação dos gases ideais. 
 
 
MATERIAIS E MÉTODOS: 
MATERIAIS: 
 
• Fita de magnésio; 
• Papel manteiga; 
• Tesoura; 
• Balança analítica Denver Instrument XP 1500; 
• Ácido clorídrico (HCl) 6 Molar; 
• Termômetro; 
• Proveta; 
• Garra suporte universal; 
 
8 
 
• Kitassato acoplado a uma mangueira com um cano na ponta; 
• Rolha; 
• Pissete; 
• Água destilada. 
• Filme plástico. 
• Fita veda rosca. 
MÉTODO: 
 
• Colocou-se o papel manteiga sobre uma balança analítica e tarou-
se; 
• Com a tesoura, cortou-se alguns pedaços de fita de magnésio e as 
colocou uma a uma sob a balança, pesou-se 0,070 g e anotou-se; 
• Enrolou-se a massa de magnésio no papel manteiga como se fosse 
uma bala; 
• Preencheu-se um Becker de 1000 ml com água até a marca de 600 
ml; 
• Encheu–se uma proveta de 100 ml com água até transbordar, 
tomando cuidado para não haver bolhas de ar no interior da proveta. 
• Vedou-se a boca da proveta com filme plástico e a introduziu 
invertida no Becker com água; 
• Ainda com a boca da proveta submergida na água retirou-se o filme 
plástico; 
• Utilizou-se a garra suporte universal para fixar a proveta dentro do 
Becker com água; 
• Retirou-se o pé da proveta; 
• Colocou-se a ponta do cano acoplado a mangueira do Kitassato 
dentro da proveta; 
• Abaixou-se a proveta para travar a ponta do cano dentro da mesma; 
• Mediu-se 40 ml de solução de HCl a 6 molar em uma proveta e, em 
seguida, transferiu-sea solução para o Kitassato; 
• Vedou-se a rolha com fita veda roscas; 
• Colocou-se a “balinha” de magnésio dentro do Kitassato contendo 
HCl, fechou-se rapidamente o Kitassato; 
• Agitou-se a levemente a solução do Kitassato; 
 
9 
 
• Observou-se a reação ocorrida e consequentemente a expulsão de 
água no interior da proveta pelo gás; 
• Igualou-se a altura da água do lado de dentro da proveta com a 
altura da água do lado de fora da mesma, levantando-a, fixou-se a mesma 
novamente com a garra suporte universal e retirou-se o cano de dentro do 
Becker; 
• Colocou-se um termômetro dentro do Becker com água, aguardou-
se alguns minutos, retirou-se e observou-se a sua temperatura e anotou a 
mesma; 
• Verificou-se o volume de gás dentro da proveta, anotou-se o volume 
do gás produzido para proceder-se aos cálculos. 
 
RESULTADOS E DISCURSÕES 
 
• Tomou-se bastante cuidado ao colocar água na proveta, pois a 
geração de bolhas interferiria no resultado, por isso colocou-se água até transbordar, 
utilizou-se um filme plástico para transpor a vidraria dentro do Becker evitando assim 
a perca de água durante do procedimento; 
• Ao colocar a proveta dentro do Becker com água é importante verificar 
se ele contém bolhas de ar, caso contenha é necessário retirá-la do sistema e repetir 
o procedimento para encher e virar dentro do Becker novamente; 
• É importante também verificar se a mangueira do Kitassato não tem 
nenhum furo e verificar também a rolha se ela não tem nenhuma fissura ou furo que 
facilite o escape de gás, por isso é importante garantir o não escape de gás, 
vedando a rolha com fita veda rosca; 
• Ao agitar-se o Kitassato observou-se uma aceleração na reação dentro 
do mesmo, seguido de uma produção de gás hidrogênio dentro da proveta; 
• Após terminada a reação é de extrema importância igualar a altura da 
água do lado de fora da proveta com a água do lado de dentro isso é importante 
para que a pressão do sistema entre em equilíbrio com a pressão interna da água; 
• Utilizando-se a graduação da proveta foi possível quantificar a 
quantidade de gás produzido, a reação gerou 82ml de H2; 
• Foi necessário colher também certas informações para se iniciar os 
cálculos, como a pressão atmosférica da cidade, que é de 0,98 atm, temperatura da 
água utilizada, 25ºC e volume de gás produzido, 82ml; 
 
10 
 
• Partindo do mesmo princípio da pratica anterior, onde a pressão 
atmosférica é igual a pressão do H2 somado a pressão do vapor de água e utilizando 
a tabela abaixo, deu-se início os cálculos; 
Temperatura Pressão Vapor de Água (mmHg) 
24 22,377 
25 23,756 
26 25,209 
27 26,739 
 
PH2O: 23,756 mmHg 
1 atm ----------------- 760 mmHg 
 X ------------------------ 23,756 mmHg 
X= 0,031 atm 
 
Patm = PH2+ PH2O 
0,98 = PH2 + 0,031 
PH2= 0,95atm 
 
T= 25ºC + 273 = 298K 
 
V= 82ml÷1000 = 0,082L 
 
P x V= n x R x T 
0,95x0,082 = nx0,082x 298 
0,0779= n x 24,436 
𝑛 =
0,0779
24,436
 
n= 0,0032 mols de H2 
 
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq)+ H2(g) 
 
• Para cada 1mol de Mg eu formo 1 mol de H2: 
𝑛 =
m
MM
 
0,0032 =
0,070
MM
 
𝑀𝑀 = 21,875𝑔/𝑚𝑜𝑙 
 
11 
 
 
 
 
 
 
CONCLUSÃO 
 
No experimento da determinação da massa molar do metal magnésio, foi 
observado que mesmo diante de possíveis erros que poderiam mascarar o 
resultado, tais como: má vedação no kitassato, escape de gás, erros analíticos, 
balança com erro de calibração, fita de magnésio impura, foi possível chegar com 
boa precisão na massa molar do metal magnésio. 
 
 
REFERÊNCIAS 
Química: A ciência central. T. L. Brown et al. - Pearson Bons estudos. 
Química Analítica qualitativa e quantitativa - CRUZ, S. F. et al.. ed. São Paulo: 
Pearson Education do Brasil, 2011. 
 
HTTPS://www.revistasauda.pt>saudeAZ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIVERSIDADE DE UBERABA 
IGOR GUILHERME CARVALHO – 1130983 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ENTALPIA DE DECOMPOSIÇÃO DA ÁGUA OXIGENADA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARAXÁ/MG 
 
 
 
 
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3. INTRODUÇÃO 
 
3.1. ENTALPIA DE DECOMPOSIÇÃO DA ÁGUA OXIGENADA 
 
Em uma reação química, pode haver liberação de energia (exotérmica) ou, 
absorção de energia (endotérmica). São exemplos de processos exotérmicos, as 
reações de neutralização entre um ácido e uma base e, também, reações de 
combustão como a queima de uma substância. 
 As reações endotérmicas, que precisam de uma fonte para dar sequência, 
podem ser observadas como no exemplo, quando os sais NH4Cl e KNO3 são 
dissolvidos em água. Nesse caso, as soluções desses sais irão ter uma 
diminuição de temperatura, resfriando. 
NH4Cls + H2Ol <—-> NH4OH (aq) + H+(aq)+ Cl-(aq) 
KNO3 + H2Ol <—→ K+(aq) + NO-3 (aq) 
Algumas reações químicas podem ser aceleradas com a presença de um 
catalisador . O catalisador é uma substância que não participa da reação 
química, mas, apenas acelera a reação. 
 Um exemplo de catalisador Fe(NO3)3 na decomposição do H2O2.. 
2H2O2 + Fe(NO3)3 <—→2 H2Ol + O2(g) 
Sabendo a variação da temperatura durante esse processo, em um calorímetro, 
pode -se calcular o valor da variação de entalpia ΔH (decomposição) da (H2O2). 
 
OBEJTIVO 
 
• Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro. 
• Determinar o ΔH da reação de decomposição do H2O2. 
• Praticar o uso de tabelas. 
 
 
 
 
 
 
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MATERIAIS E MÉTODOS: 
 
 
MATERIAIS: 
 
• Ácido clorídrico (HCl) 1mol/L; 
• Hidróxido de sódio (NaOH) 1mol/L; 
• Garrafa térmica com o centro da tampa furada; 
• Termômetro; 
• Provetas de 100ml; 
• 1 proveta de 250 ml; 
• Fita veda rosca; 
• Densímetro. 
• Água oxigenada (H2O2) 0,9mol/L; 
• Nitrato ferroso Fe (NO3)3 1mol/L; 
 
 
MÉTODO: 
 
1a parte 
 
• Acrescentou–se 100 ml de solução aquosa de HCl de concentração 
conhecida em uma proveta de 100 ml, e, em seguida, essa medida 
introduzida em um calorímetro. Deixou- se sistema foi deixado em repouso 
até que a temperatura se estabilizasse, e, a temperatura foi anotada (240). 
• Em seguida, mediu–se 105 ml de solução aquosa de NaOH, e a mesma 
introduzida no calorímetro juntamente com a solução de HCl. 
• Agitou-se e, em seguida deixado em repouso afim de adquirir equilíbrio 
térmico. A temperatura foi então medida e anotada (280). 
• O conteúdo do interior do calorímetro foi transferido para uma proveta de 
250 ml e, sua densidade medida com o auxílio de um densímetro. Anotou–
se a densidade (1,01 g/ml). 
 
15 
 
 
 
2a parte 
 
• Lavou–se o calorímetro com água em excesso e, em seguida mediu–se 
100 ml de H2O2 0,1mol/l, colocou se a solução no interior do calorímetro e 
deixou –se que a temperatura se estabilizasse, anotando a mesma(230). . 
• Mediu–se 100 ml de solução aquosa de Fe(NO3)3 0,1 mol/l com o auxílio 
de uma proveta de 100 ml e, em seguida introduziu o mesmo no 
calorímetro. Deixou–se o sistema em repouso por 4 minutos até que a 
temperatura se estabilizasse. Anotou–se a temperatura (240). 
 
 
RESULTADOS E DISCURSÕES 
 
1ª parte: 
 
• Conhecendo-se a entalpia da reação de neutralização do hidróxido de 
sódio podemos determinar o calor da reação; 
• Ao enrolar a fita veda rosca no termômetro garantiu-se que não haja 
interferência entre a vizinhança e o sistema; 
• Para que a reação aconteça 100% colocou-se 5 ml de NaOH em 
excesso; 
• Sabendo-se as temperaturas inicial (24ºC) e final (30ºC) é possível 
determinar a variação de temperatura; 
• Para descobrir a densidade da solução, transferiu-se a solução para 
uma proveta de 250 ml e utilizou-se o densímetro, girando-o para que ele não agarre 
nas paredes da proveta, se ele agarrar nas paredes da proveta isso dificultará na 
leitura; 
• Sabendo-se a densidade (1,02 g/ml) da reação é possível determinar o 
calor especifico da solução, utilizando a tabela abaixo: 
SOLUÇÃO DE NaCl 
Densidade (g/ml) Calor especifico (cal/g ºC) 
1,08 0,91 
1,04 0,93 
1,02 0,96 
1,01 0,98 
 
16 
 
 
• Todas essas informações: a variação de temperatura, a densidade da 
solução, juntamente com o volume da solução (230ml), é que nos ajudam a 
determinar o calor da solução, o que nos auxiliará na determinação do calor do 
calorímetro; 
• Iniciou-se os cálculos: 
 
HCl + NaOH → NaCl + H2O ∆H= -57 KJ/mol 
 
1mol ------------------- 1000ml 
 X ------------------------ 100ml 
X= 0,1 mol 
 
Qreação= n x ∆H 
Qreação= 0,1 x (-57) 
Qreação= -5,7 KJ 
 
Qsolução= d x v x C x ∆T 
Qsolução= 1,02 x 230 x 0,96 x (30-24) 
Qsolução= 1,02 x 230x 0,96 x 6 
Qsolução= 1351,3 cal 
 
1 cal ----------------------0,004184 KJ 
1351,3 cal --------------- x 
X= 5,65 KJ 
 
Qreação= Qsolução + Qcalorímetro 
-5,7 = 5,65 + Qcalorímetro 
Qcalorímetro= -11,35 KJ 
Qcalorímetro= C x ∆T 
-11,35 = C x -6 
𝐶 =
−11,35
−6
 
 
 
C = 1,9 KJ /ºC 
 
17 
 
 
 
 
2ª parte: 
 
• O procedimento na segunda fase da pratica é a mesma da primeira 
fase, a temperatura inicial da solução foi de 25 ºC e a final foi de 26ºC. 
• A reação de decomposição da água oxigenada é muito lenta então 
utiliza-se o nitrato ferroso como catalizador, acelerando a reação 
• Não é necessário a utilização do densímetro porque como toda a água 
oxigenada é decomposta em água, utiliza-se então a densidade da água, d= 1g/ml e 
o calor especifico da água, C= 4,184 J/g ºC; 
• Sabendo-se todas essas informações, iniciou-se os cálculos: 
 
2H2O2 → 2H2O + O2∆H= ? 
 
 
Qcalorímetro= C x ∆T 
Qcalorímetro= 1,9 x (-1) 
Qcalorímetro= -1,9 KJ 
 
Qsolução= d x v x C x ∆T 
Qsolução= 1 x 202 x 4,184 x 1 
Qsolução= 845,2 J 
Qsolução= 0,845 KJ 
 
Qreação= Qsolução + Qcalorímetro 
Qreação= 0,845+ (-1,9) 
Qreação= -1,055 KJ 
 
 
0,9 mol -------------------- 1000ml 
 X ---------------------- 100ml 
X= 0,09 mol de H2O2 
 
 
18 
 
∆H =
Qreação
𝑛
 
 
∆H =
−1,055
0,09
 
∆H = −11,72 KJ/mol 
 
 
CONCLUSÃO: 
 
Foram observados que, ao introduzir o Hcl no calorímetro, a temperatura interna 
do sistema acusou-se 240C. 
Ao introduzir a solução de 105 ml de NaOH, observou -se um aumento na 
temperatura, passando para 280C. 
Na segunda parte, ao introduzir os 100 ml de H2O2 no calorímetro, a temperatura 
passou a ser de 230C. Colocando a solução de Fe (NO3)3, notou-se um ligeiro 
aumento na temperatura do sistema, sendo de 240C. 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
Química: A ciência central. T. L. Brown et al. - Pearson Bons estudos. 
Química Analítica qualitativa e quantitativa - CRUZ, S. F. et al.. ed. São Paulo: 
Pearson Education do Brasil, 2011. 
 
HTTPS://www.revistasauda.pt>saudeAZ