Relatorio de FQ Final

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ANA CAROLINA DE OLIVEIRA CALMON 
 
 
 
 
PRÁTICA – CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
Relatório para o laboratório de Físico-química 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR 
2020 
ANA CAROLINA DE OLIVEIRA CALMON 
 
 
 
 
PRÁTICA – CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
Relatório para o laboratório de Físico-química 
 
 
 
Relatório de prática apresentado à 
disciplina Físico-química, como um dos 
requisitos para apreciação da nota final. 
 
Orientador: Professor Robert Newton 
 
 
 
 
 
 
 
 
SALVADOR 
2020 
1. Introdução 
1.1. Calor Específico 
 O calor específico de uma substância (c) é uma grandeza física intensiva, ou 
seja, se trata de uma grandeza que não varia com as dimensões da substância. Assim, 
1 e 100 litros de água possuem o mesmo calor específico. 
Por definição, o calor específico é a quantidade de calor necessária para que 
seja possível elevar a temperatura de uma determinada substância por unidade de 
temperatura. A unidade do sistema internacional é o joule por quilograma por kelvin – 
J/(kg.K) – mas a unidade mais comum é a caloria por grama por grau Celsius – 
cal/g.ºC – sendo que atualmente a grande maioria destes valores já se encontram 
tabelados. 
Esta definição pode ser usada para explicar, por exemplo, o motivo do cobre 
ser aquecido de maneira mais fácil que a água, uma vez que o calor específico da 
água é maior que o do cobre, demandando uma maior energia para que obtenha a 
mesma temperatura. 
 1.2. Capacidade Calorífica 
Já a capacidade térmica ou capacidade calorífica de uma substância (C) é uma 
grandeza física extensiva, sendo que é dependente da massa de sua respectiva 
substância. Deste modo, já vimos que 1 e 100 litros de água possuem o mesmo calor 
específico, porém apresentam capacidades térmicas diferentes, sendo que os 100 
litros terão uma maior capacidade calorífica. 
Sua definição nos traz que a capacidade térmica é a quantidade de calor 
necessária (cedida ou recebida) para que um corpo varie sua temperatura em uma 
unidade. A capacidade calorífica de um corpo é expressa em Joule por Kelvin (J/K), 
mas frequentemente encontrada como caloria por grau Celsius (cal/ºC). 
Podemos ainda estabelecer uma relação entre a capacidade térmica e o calor 
específico de um corpo, desde que este apresente uma única substância. Através da 
equação fundamental da calorimetria e da definição de capacidade térmica temos que: 
𝐶 =
𝑄
𝛥𝑇
=
𝑚. 𝑐. 𝛥𝑇
𝛥𝑇
 
Equação 1.1 
Simplificando 𝛥𝑇, teremos: 
𝐶 = 𝑚. 𝑐 
Equação 1.2 
Onde m é a massa do corpo, c é seu calor específico e C é a capacidade 
calorífica. Podemos então notar que a capacidade térmica será dependente das 
propriedades do material e de seu volume, enquanto o calor específico depende 
apenas das propriedades da substância. 
A determinação da quantidade de calor envolvida em transformações 
químicas é feita em aparelhos denominados Calorímetros. Para tal é importante 
conhecer-se a chamada constante do calorímetro. A constante do calorímetro, C é a 
quantidade de calor que é necessário fornecer àquela parte do sistema calorimétrico 
que participa da troca térmica, para elevar de 1 °C. No processo adiabático Q = 0 de 
tal forma que o calor cedido é igual ao calor recebido. Supondo uma troca de calor 
entre o sistema calorimétrico de capacidade calorífica C em equilíbrio térmico com 
uma massa m1 de água, calor específico c1 e temperatura T1 e uma outra massa 
m2 de água, calor específico c2 e temperatura T2. Após atingir-se o equilíbrio 
térmico (temperatura Te) tem-se: 
Q cedido = Q recebido 
C (T1 – Te) + m1. c1 (T1 – Te) = m2. c2 (Te – T2) 
Equação 1.3 
Sendo c1 = c2 = 4186 J/kg.K; 
C = Capacidade calorimétrica do conjunto calorímetro e do termômetro em 
J/K; 
1.3. Calor de neutralização 
Quando uma reação química ocorre, os reagentes inicialmente presentes no 
sistema vão se modificando com o avanço da reação, de modo a formar os 
produtos. Essa transformação vem acompanhada por uma mudança característica 
na energia. No entanto, processos que ocorrem a pressão constante são mais fáceis 
de medir a entalpia, H, como propriedade de um sistema. Ou seja, a variação de 
entalpia é dada pelo calor trocado com as vizinhanças. Então, numa reação química, 
a temperatura do sistema após a reação é, em geral, diferente da temperatura 
inicial. De maneira a restaurar o sistema a sua temperatura inicial, é preciso haver 
um escoamento de calor, seja para as vizinhanças ou a partir das vizinhanças. É a 
partir desse princípio de troca de calor entre o sistema e as vizinhanças que é 
possível determinar o calor de neutralização de um ácido com uma base, com a 
ajuda de um calorímetro. Utilizando esse cálculo: 
H = − [ . V. c𝑆𝑎𝑙 .t + 𝐶𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜.t] 
Equação 1.4 
Considerando: V: volume da solução resultante em L,  : densidade da 
solução resultante, csal = calor específico da solução do sal formado, C: constante do 
calorímetro (determinada previamente), tf: temperatura final no interior do 
calorímetro, ti: temperatura inicial no interior do calorímetro 
 t = tf– ti 
Equação 1.5 
Ou o cálculo a seguir: 
ΔH = −
△ Cp x △ T
n 
 
Equação 1.6 
 
2. Objetivo 
 Esta prática tem o objetivo de determinar a capacidade térmica do calorímetro 
considerando-o como um sistema adiabático (aquele que não troca calor com o meio). 
 
3. Parte Experimental 
3.1. Materiais e Reagentes utilizados 
3.1.1. Experimento 1 
Tabela 1. Relação da quantidade de vidrarias e acessórios utilizados no experimento 
1 assim como suas respectivas capacidades. 
Quantidade Vidrarias e acessórios Capacidade (mL) 
01 Béquer 2000 
01 Béquer 500 
01 Frasco de Dewar (calorímetro) 500 
02 Termômetro - 
01 Proveta 100 
01 Rolha - 
01 Pipetador - 
01 Pipeta volumétrica 50,0 
 
 
 
Tabela 2. Relação das substâncias utilizadas no experimento 1, constando suas 
respectivas quantidades e concentrações. 
Substâncias Quantidade (mL) 
H2O potável 350 
 
 
 
 
3.1.2. Experimento 2 
 
Tabela 3. Relação da quantidade de vidrarias e acessórios utilizados no experimento 
2 assim como suas respectivas capacidades. 
Quantidade Vidrarias e acessórios Capacidade (mL) 
01 Béquer 500 
01 Frasco de Dewar (calorímetro) 500 
02 Termômetro - 
01 Proveta 500 
01 Rolha - 
01 Pipeta volumétrica 50 
01 Pipetador - 
 
 
Tabela 4. Relação das substâncias utilizadas no experimento 2, constando suas 
respectivas quantidades e concentrações. 
Substância Quantidade (mL) Concentração (mol.L-1) 
Hidróxido de Sódio (NaOH) 100 1 
Ácido Clorídrico (HCl) 100 1 
Ácido Acético (CH3COOH) 100 1 
Ácido Sulfúrico (H2SO4) 100 1 
 
3.2. Procedimento Experimental 
3.2.1. Experimento 1: Determinação da capacidade calorífica do calorímetro 
Com o frasco de Dewar previamente lavado, armou-se o sistema, tampando-o 
com uma rolha, na qual estava encaixou-se um termômetro. Em seguida, utilizando 
uma proveta, colocou 350 mL de água destilada à temperatura ambiente no interior 
do calorímetro. Agitou-se moderadamente o calorímetro afim de homogeneizar o 
sistema. Mediu-se a temperatura a cada 10 segundos, até que o equilíbrio fosse 
estabelecido. 
Adicionou-se, rapidamente ao calorímetro, 50,0 mL de água gelada, à 
temperatura de 0℃. Agitou-se lentamente e anotou-se a temperatura cada 10 
segundos, até que o equilíbrio fosse atingido. 
Repetiu-se esse processo por mais duas vezes. 
 
3.2.2. Experimento 2: Determinação do calor de neutralização 
No mesmo calorímetro utilizado no Experimento 1, adicionou-se 100 mL de 
solução de hidróxido de sódio 1 mol.L-1 com o auxílio de uma proveta. Agitou-se o 
sistema moderadamente e anotou-se a temperatura do sistema em equilíbrio. Foram 
tomados, também com uma proveta, 100 mL de solução de ácido acético 1 mol.L-1. A 
solução do ácido foi colocada rapidamente no interior do calorímetro, que já continha 
a solução de hidróxido de sódio, e a leitura da temperatura foi iniciadainstantaneamente. Após o período inicial foram anotadas as temperaturas a cada 10 
segundos, quando foi possível notar que a temperatura atingiu um valor máximo, 
atingindo o equilíbrio. 
O mesmo procedimento foi realizado utilizando 100 mL de ácido clorídrico 1 
mol.L-1 e 100 mL de hidróxido de sódio 1 mol.L-1 e 100 mL de hidróxido de sódio 1 
mol.L-1 e 100 mL de ácido sulfúrico 1 mol.L-1 , sob as mesmas condições. 
 
 
 
 
 
 
 
4. Resultados 
4.1. Experimento 1 
 
Tabela 5. Resultado da primeira medição das variações de temperatura a partir da 
adição de água fria (temperatura = 0°C) ao calorímetro, até o equilíbrio. 
Tempo (s) Temperatura do Calorímetro (°C) 
0 23,5 
10 23,5 
20 26,3 
 
A variação de temperatura (∆𝑇) pode ser calculada a partir da diferença entre a 
temperatura final (Tf) e a temperatura inicial (Ti), como representado na Equação 1.5. 
∆𝑇 = Tf - Ti [1.5] 
∆𝑇 = 23,5 – 26,3 
Variação de temperatura: 2,8 °C. 
 
Tabela 6. Resultado da segunda medição das variações de temperatura a partir da 
adição de água a 0°C ao calorímetro, até o equilíbrio. 
Tempo (s) Temperatura do Calorímetro (°C) 
0 23,5 
10 23,5 
20 26,3 
 
Utilizou-se a equação 1.5 para calcular a variação de temperatura. 
∆𝑇 = Tf - Ti = 23,5 – 26,3 = -2,8 
Variação de temperatura: 2,8 °C. 
 
Tabela 7. Resultado da terceira medição das variações de temperatura a partir da 
adição de água a 0°C ao calorímetro, até o equilíbrio. 
Tempo (s) Temperatura do Calorímetro (°C) 
0 23,6 
10 23,6 
20 26,6 
 
Novamente, a equação 1.5 foi utilizada para calcular a variação de temperatura. 
∆𝑇 = Tf - Ti = 23,6 – 26,5 = -2,9 
 
Variação de temperatura: 2,9 °C. 
A partir das variações de temperatura calculadas, foi possível usar a equação 
1.3 para calcular a capacidade térmica do calorímetro utilizado. Como o procedimento 
foi repetido 3 vezes, foi preciso calcular 3 vezes a capacidade térmica e depois calcular 
a média aritmética entres os valores encontrados. 
 
𝐶(𝑇1 − 𝑇𝑒) + 𝑚á𝑔𝑢𝑎1. 𝑐á𝑔𝑢𝑎. (𝑇1 − 𝑇𝑒) = 𝑚á𝑔𝑢𝑎2. 𝑐á𝑔𝑢𝑎(𝑇𝑒 − 𝑇2) [1.3] 
𝐶1(296,65 − 299,45) + 0,35.4186. (296,65 − 299,45) = 0,050.4186. (299,45 − 273,15) 
𝐶1(−2,8) − 4102,28 = 5504,59 
𝐶1 = −3431,02 𝐽/𝐾 
𝐶2(296,65 − 299,45) + 0,35.4186. (296,65 − 299,45) = 0,050.4186. (299,45 − 273,15) 
𝐶2(−2,8) − 4102,28 = 5504,59 
𝐶2 = −3431,02 𝐽/𝐾 
𝐶3(296,75 − 299,65) + 0,35.4186. (296,75 − 299,65) = 0,050.4186. (299,65 − 273,15) 
𝐶3(−2,9) − 4248,8 = 5546,45 
𝐶3 = −3377,67 𝐽/𝐾 
 
𝐶𝑚𝑒𝑑 = 
(−3431,02) + (−3431,02) + (−3377,67)
3
= −3413,2 𝐽/𝐾 
 
 Sendo assim, a capacidade calorífica do calorímetro (média dos três valores 
calculados) é igual a −3413,2 𝐽/𝐾. 
 
4.2. Experimento 2 
 
As tabelas, a seguir, apresentam as temperaturas da base e dos ácidos obtidos 
em cada procedimento: 
Tabela 8. Temperaturas obtidas das soluções de NaOH e CH3COOH e mistura. 
Substância 
Sol. NaOH 
1mol.L-1 
Sol. 
CH3COOH 
1mol.L-1 
Mistura ∆𝑇 = Tf - Ti 
Temperaturas 
(°C) 
23,5 24,2 29,7 5,8 
24,5 23,9 30,1 5,9 
24,5 24,0 30,1 5,8 
Média 5,8 
 
 
 
 
 Tabela 9. Temperaturas obtidas das soluções de NaOH e HCl e mistura. 
Substância 
Sol. NaOH 
1mol.L-1 
Sol. HCl 
1mol.L-1 
Mistura (Tf) ∆𝑇 = Tf - Ti 
Temperaturas 
(°C) 
22,7 21,6 28,6 6,4 
22.8 22,2 29,3 6,8 
Média 6,6 
 
 
Tabela 10. Temperaturas obtidas das soluções de NaOH e H2SO4 e mistura. 
Substância 
Sol. NaOH 
1mol.L-1 
Sol. H2SO4 
1mol.L-1 
Mistura ∆𝑇 = Tf - Ti 
Temperaturas 
(°C) 
20,0 20,0 28,4 8,4 
20,4 20,4 27,8 7,4 
Média 7,9 
OBS: As temperaturas iniciais foram dadas por: Ti = (Tbase + Tácido)/2. 
A capacidade calorífica total, ΔCp, é dada pela soma da capacidade calorífica 
do calorímetro com a capacidade calorífica da solução, sendo esta composta em 
maior proporção por água. A massa de água presente no calorímetro foi obtida por 
meio da densidade da água (1000 Kg.m-³) e do volume total da solução (200 mL). 
 
𝑚á𝑔𝑢𝑎 = 𝑑á𝑔𝑢𝑎. 𝑉á𝑔𝑢𝑎 = 1000.0,2𝑥10
-³ = 0,2 𝐾𝑔 
 
𝐶𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑚á𝑔𝑢𝑎1. 𝑐á𝑔𝑢𝑎 = 0,2.4186 = 837,2 𝐽. 𝐾
-1 
 
ΔCp = 𝐶𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 + 𝐶𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 3413,2 + 837,2 = 4250,4 𝐽. 𝐾
-1 
Outra forma de determinar o calor de reação de neutralização é se partirmos 
do princípio de que não há perdas de calor do interior do calorímetro para as vizinhas. 
Dessa maneira todo o calor pode ser escrito da seguinte forma: 
𝑄𝑟𝑒𝑎çã𝑜 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 + 𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 0 Equação 1.7 
Sabendo que 𝑄 = 𝑚. 𝑐. 𝛥𝑇 e isolando 𝑄𝑟𝑒𝑎çã𝑜, tem-se: 
𝑄𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = −( 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 + 𝑐𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 + 𝐶𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜)𝛥𝑇 Equação 1.8 
Para resolver a Equação 1.7 é necessário conhecer a massa da solução 
(𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜) o calor específico da solução (𝑐𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜) e a constante do calorímetro 
(𝐶𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜), além claro, da variação de temperatura, mas como não temos algumas 
dessas informações não foi possível usá-la. 
 Uma vez que a reação é a realizada a pressão constante, o calor trocado 
durante o processo é igual a entalpia. 
O calor de neutralização de cada ácido foi calculado através da Equação 1.6. 
Para o ácido acético (ΔH1), calculou-se o calor de neutralização: 
 
ΔH1 = −
△Cp x △T
n 
= −
4250,4 x 5,8
1 
= −24652,3𝐽. 𝑚𝑜𝑙-1= −24,7 𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙-1 
Para o ácido clorídrico (ΔH2), calculou-se o calor de neutralização: 
ΔH2 = − 
△Cp x △T
n 
= − 
4250,4 x 6,6
1 
= −28052,6 𝐽. 𝑚𝑜𝑙-1= −28,1 𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙-1 
 Para o ácido sulfúrico (ΔH3), calculou-se o calor de neutralização: 
ΔH3 = −
△Cp x △T
n 
= −
4250,4 x7,9
1 
= −33578,2 𝐽. 𝑚𝑜𝑙-1= −33,6 𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙-1 
5. Tratamento de Dados 
 Na determinação da constante C para o calorímetro, existem muitos erros 
associados. O aparato utilizado traz erros associados que precisam ser considerados 
a fim de termos uma maior precisão no experimento. 
 Os instrumentos utilizados em sala são citados no item 3 deste relatório. 
Abaixo, listamos os instrumentos e os erros contidos. Lembrando que o erro é a 
metade da menor divisão, válido para instrumentos analógicos. Para instrumentos 
digitais, o erro é o último algarismo, a menor medida. 
 Foram efetuadas diversas medições. Medimos a quantidade de água a 
temperatura ambiente colocada no calorímetro bem como a sua temperatura. 
Acrescentamos as porções de água gelada do béquer ao calorímetro, além de 
medirmos a sua temperatura. Também foram medidas temperaturas, até chegar ao 
equilíbrio. Foram muitos erros associados, que dificultam uma determinação mais 
exata da constante C. 
 Na determinação do calor de neutralização, tem-se na literatura igual a – 13,7 
kcal. Mol-1º ou – 57,4 kJ.mol-1 valores encontrados para os três diferentes ácidos 
obtiveram os seguintes erros: 
 Tabela 11. Erros associados às reações de neutralização. 
ΔH Erro relativo (%) 
1 57,0 
 2 51,0 
3 41,5 
 
Essa elevada taxa de erro pode ser justificada pelas perdas no calorímetro e a reação 
ter ocorrido de forma incompleta, pois o mais indicado é usar a solução alcalina em 
excesso (reagente limitante) para garantir que o ácido ionize de forma completa. Mas 
é possível perceber que os ácidos fortes apresentam menor erro, como esperado, 
uma vez que esses se ionizam completamente, diferentemente do ácido orgânico, que 
é ácido fraco. 
 
 
 
 
 
 
6. Conclusão 
 Portanto, foi possível determinar o valor da constante C, mesmo que de forma 
inexata. Os outros erros que precisariam ser tratados mais a fundo a fim de determinar 
a constante com maior exatidão. 
 O objetivo principal desde experimento é determinar o valor da capacidade 
térmica do calorímetro e o calor de neutralização, não exigindo relativa exatidão. O 
objetivo foi concluído. 
7. Referências 
 CASTELLAN, Gilbert W. Físico-química; Tradução de Luiz Carlos de 
Guimarães. 1ª Ed. . Volume 1. Rio de Janeiro: LTC, 1983; 
 YOUNG,H.; FREEDMAN,R.Física II: Termodinâmica e Ondas- Sears & 
Zemansky, 12ª edição, Pearson,2009; 
 ATKINS, P. W. Físico-Química e Fundamentos. 3 ed. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro: Editora 2003;