Termoquímica - Relatório - Química Geral

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Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro – UNIRIO 
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde - CCBS 
Instituto de Biociências - IBIO 
Departamento de Ciências Naturais – DCN 
 
 
 
 
Disciplina: Química Geral 
 
 
Nome: Patrícia C 
Curso: Biologia 
 
N° da Prática: 3 
 
Prática realizada no dia: 04/11/2019 
Data de entrega do relatório: 11/11/2019 
 
 
 
Termoquímica - Reações envolvendo trocas de calor 
 
 
 
 Rio de Janeiro 
2° Semestre 2019 
 
 
 
 2 
 
❖ Introdução: 
A maior parte das transformações físicas e químicas estão relacionadas com a perda 
ou ganho de calor. Uma reação química é aquela em que uma ou mais substâncias 
reagem, sendo chamadas de reagentes, para produzir uma ou mais novas 
substâncias, que são chamadas de produtos. E isso acontece com liberação ou 
absorção de energia térmica. A importância do estudo do calor das reações na físico-
química, é chamado de termoquímica, que estuda as liberações ou absorções de 
energia que ocorrem nas reações químicas. 
Há dois os processos em que há troca de energia na forma de calor: o processo 
exotérmico e o endotérmico. O processo exotérmico é aquele que ocorre com 
liberação de calor, provocando a sensação de aquecimento. 
Genericamente: A → B + Calor. E o processo endotérmico, é aquele que ocorre com 
absorção de calor. Dessa forma, um corpo absorve calor do meio em que ele está 
inserido. É por isso que a reação endotérmica provoca uma sensação de 
resfriamento. Genericamente: A + Calor → B. 
Exemplos de reações de liberam energia: Queima de carvão, queima de vela, queima 
de gasolina no carro e reação química de uma pilha. 
Exemplos de reações de absorvem energia: Cozimento de alimentos, pancada 
violenta que inicia a detonação de um explosivo, cromagem em para-choque de carro, 
com energia elétrica e fotossíntese das plantas, pois o sol fornece energia.[1] 
Na termoquímica, o calor é medido em calorias, uma caloria é a quantidade de calor 
necessária para se aquecer em 1°C um grama de energia, através da seguinte 
expressão: 
Q= m x c x ∆t. 
 Cada substância deve apresentar um certo conteúdo de energia, sendo assim, 
denominado de entalpia, que é uma grandeza física que mede a energia térmica de 
um sistema, e sua unidade pelo sistema internacional é dado em Joule (J), além da 
entalpia ser representada pela letra H. Não se conhece nenhuma maneira de 
determinar o conteúdo de energia (entalpia = H) de uma substância. O que é possível 
medir é a variação da entalpia (ΔH) de um processo, utilizando, por exemplo, 
calorímetros. Essa variação corresponde à quantidade de energia liberada ou 
absorvida durante o processo, realizado a pressão constante. O cálculo da variação 
da entalpia é dado pela expressão genérica: 
 ΔH = Hfinal – Hinicial ou ΔH = Hprodutos - Hreagentes 
Nas reações exotérmicas, como ocorre liberação de calor, a entalpia dos produtos 
(Hp) é menor do que a entalpia dos reagentes (Hr). Genericamente, temos: 
A → B + Calor ΔH = Hp – Hr 
Hr > Hp ΔH < 0 reação negativa 
 3 
Como por exemplo: A queima do carvão: C + O2 → CO2+ Calor 
 A combustão da gasolina: C8H18+ 252O2 → 8 CO2+ 9 H2O + Calor. 
 
 
O gráfico de uma reação exotérmica é representado da seguinte forma: 
 
Já nas reações endotérmicas, como ocorre absorção de calor, a entalpia dos 
produtos (Hp) é maior do que a entalpia dos reagentes (Hr). Genericamente, temos: 
A + Calor → B ΔH = Hp – Hr 
Hr < Hp ΔH > 0 reação positiva 
Como por exemplo: A decomposição do carbonato de cálcio: CaCO3+ Calor → CaO 
+ CO2 e a síntese do óxido nítrico: N2+ O2+Calor → 2 NO. 
 
O gráfico de uma reação endotérmica é representado da seguinte forma: 
 
 
Os tipos de entalpia mais recorrentes são: 
1.Entalpia de formação: Energia absorvida ou liberada necessária para formar 1 mol 
de uma substância. 
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2.Entalpia de combustão: Energia liberada que resulta na queima de 1 mol de 
substância 
3.Entalpia de ligação: Energia absorvida na quebra de 1 mol de ligação química, no 
estado gasoso. 
Nem sempre é possível calcular o ΔH de uma reação, por vários motivos: 
- Muitos compostos não podem ser sintetizados a partir de seus elementos 
- Algumas reações são extremamente lentes 
- Algumas reações são explosivas 
- Em várias reações são formados produtos indesejáveis 
Nesses casos, o ΔH pode ser determinado de uma maneira indiferente, com base na 
Lei de Hess (também pode ser chamada de lei da soma dos calores de reação). 
Lei de Hess: em uma reação química a variação de entalpia é sempre a mesma, quer 
ela ocorra em uma única etapa ou em várias. A variação da entalpia depende dos 
estados inicial e final. 
A Lei de Hess estabelece que a variação de entalpia da reação que ocorre em uma 
única etapa é igual à soma das variações de entalpia das etapas nas quais ela pode 
ocorrer. 
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + .... 
É possível entender melhor através de um exemplo: 
Qual o valor da variação de entalpia da reação a seguir? 
C(grafite) + O2(g) ----- CO2(g) 
Dados (equações intermediárias): 
C(grafite) + ½ O2(g) --- CO(g) ΔH1 = - 110,3 KJ 
 CO(g) +½ O2(g) --- CO2(g) ΔH2 = - 283,0 KJ 
Resolução: 
C(grafite) + ½ O2(g) --- CO(g) ΔH1 = - 110,3 KJ 
 CO(g) +½ O2(g) --- CO2(g) ΔH2 = - 283,0 KJ 
______________________________________ 
C(grafite) + O2(g) --- CO2(g) ΔH = -393,3 KJ = reação global 
ΔH = - 110,3 KJ + (-283,0 KJ) = - 393,3 KJ. 
ΔH1 e ΔH2 são somadas, e assim, é possível obter o valor da variação de entalpia. As 
equações químicas também são somadas, obtendo-se a reação global. 
Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas alterações 
matemáticas, seguindo as seguintes regras: 
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1°) As equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Coloca-
se as equações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem 
de acordo, troca-se o sinal da ΔH. 
2°) Acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for 
multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número. 
3°) Realizar o somatório para montar a reação global. 
4°) Somar os valores das ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reação 
global. 
Exemplo: 
Calcule a variação de entalpia da seguinte reação pela Lei de Hess: 
C(grafite) + 2H2(g) --- CH4(g) (Reação global) ΔH= ? 
 
Dados: 
I – C(grafite) + O2(g) --- CO2(g) ΔH1 = - 94 KJ/mol 
II – H2(g) + ½ O2(g) --- H2O(l) ΔH2= - 68 KJ/mol 
III – CH4(g) + 2O2(g) --- CO2(g) + 2H20(l) ΔH3= - 213 KJ/mol 
Resolução: 
Deve-se escrever todas as equações intermediárias (dados) de acordo com a reação 
global. Na primeira equação, o que há em comum é o C(grafite). Então ele deve ser 
escrito da mesma forma. 
A segunda equação tem em comum com a reação global o H2(g). Nos dados, esta 
espécie química não está exatamente igual como na global. Deve-se multiplicar toda 
a equação por 2, inclusive a ΔH2. 
A terceira equação tem em comum com a reação global o CH4(g). Deve-se inverter a 
posição desta equação e, portanto, trocar o sinal da ΔH3. 
Veja como deve ser feito: 
I – C(grafite) + O2(g) --- CO2(g) ΔH1 = - 94 KJ/mol 
II – 2H2(g) + O2(g) --- 2H2O(l) ΔH2= - 68 KJ/mol X 2 = -136 KJ/mol 
III – CO2(g) + 2H20(l) --- CH4(g) + 2O2(g) ΔH3= + 213 KJ/mol 
______________________________________ 
C(grafite) + 2H2(g) --- CH4(g) (Reação global) 
Lei de Hess: ΔH = - 94 + (-136) + 213 = -17 KJ/ mol 
 
 
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Sistema é uma parte especifica do universo a qual reservamos para estudo. 
Em um sistema existem duas regiões importantes,que são elas: fronteira e vizinhança. A 
fronteira é área na qual o sistema está limitado. A vizinhança é a região que esta além da 
fronteira. Na região é possível analisar se a energia é transferida do sistema para a vizinhança 
ou o contrario, também pode-se chamar a vizinhança de ambiente ou exterior. 
É possível imaginar um béquer contendo uma solução qualquer como o sistema que quer ser 
estudado, o vidro do béquer, é a fronteira do sistema e tudo que está do lado de fora 
compreende-se como vizinhança. 
Os tipos de Sistema: 
Os sistemas químicos podem ser classificados em três tipos: sistema aberto, sistema 
fechado e sistema isolado. 
Sistema Aberto: Um sistema aberto pode trocar energia e matéria com a vizinhança. 
Sistema Fechado: No sistema fechado temos uma quantidade fixa de matéria que se 
mantem constante. Esse sistema não permite a troca de matéria com a vizinhança, 
somente energia. 
Sistema Isolado: A fronteira do sistema isolado é completamente restritiva à troca de 
matéria, à variação de volume, e ao calor. No sistema isolado não existe contato com 
o ambiente externo, ou seja, ele não permite troca de matéria e nem troca de energia 
para a vizinhança. Um sistema perfeitamente isolado só existe teoricamente, na 
pratica temos sistemas que mantem condições bem próximas a um sistema isolado. 
❖ Objetivos: 
O objetivo da aula prática realizada foi observar como ocorrem as reações 
endotérmicas e as reações exotérmicas, além disso, realizar experiências que 
possibilitem calcular os calores de reação e aplicação da lei de Hess. 
 
❖ Materiais e métodos: 
a. Materiais utilizados: 
• Erlenmeyer de 250 mL 
• Bastão de vidro 
• Proveta de 50 mL 
• Vidro de relógio 
• Balança 
• Espátula 
• Termômetro 
• Água destilada 
• Isopor com parte interna preta 
• HCl 0,50 mol/L 
• HCl 0,25 mol/L 
• NaOH sólido 
• NaOH 0,50 mol/L 
b. Metodologia: 
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A prática realizada foi dividida em três etapas. Na primeira etapa, foi realizada a 
determinação do calor de dissolução do hidróxido de sódio sólido. Para essa primeira 
etapa, primeiramente, foi pesado um frasco de erlenmeyer de 250 mL, e sua massa 
foi anotada. Em seguida, foi adicionado 50 mL de água destilada no erlenmeyer. O 
Erlenmeyer contendo 50 mL de água destilada foi pesado novamente para assim, 
verificar a massa da água. Após a massa da água ter sido anotada, foi esperado 1 
minuto para medir a temperatura da água. Após aguardar 1 minuto, a temperatura da 
água foi anotada (Ti). Logo após, com a ajuda de um vidro de relógio, foi pesado 0,5 
g de hidróxido de sódio (NaOH), e após a pesagem, o NaOH, foi rapidamente, 
transferido para o erlenmeyer que continha 50 mL de água destilada. O NaOH foi 
dissolvido com um auxílio de um bastão, e logo em seguida, foi introduzido um 
termômetro no erlenmeyer para anotar a temperatura máxima atingida (Tf). E para 
finalizar a primeira etapa, foi calculado o calor absorvido pela água, através da 
expressão: Q1 = M1 x c1 x ΔT, onde: Q1 é a quantidade de calor (cal), M1 é a massa 
de água, c1 é o calor específico da água ( 1 cal g°C-1) e ΔT é a variação de temperatura 
(°C), e o calor absorvido pelo vidro, que no caso, era o erlenmeyer, utilizando a 
mesma expressão, Q2 = M2 x c2 x ΔT; onde: Q2 é a quantidade de calor (cal), M2 é a 
massa do erlenmeyer, c1 é o calor específico do vidro (1 cal g°C-1) e ΔT é a variação 
de temperatura (°C). E o calor absorvido pela água e pelo vidro foi calculado, 
resultando em um valor Q3 (Q1 + Q2 = Q3), que é o calor liberado na dissolução do 
NaOH(s). Na segunda etapa da prática, foi realizada a determinação do calor de 
dissolução do hidróxido de sódio sólido e reação com ácido clorídrico em solução 
aquosa. Para essa etapa, foi pesado um frasco de erlenmeyer de 250 mL, e sua 
massa foi anotada. Em seguida, foi adicionado ao erlenmeyer, 50 mL de solução 
aquosa 0,25 mol/L de HCl. Um termômetro foi mergulhado no erlenmeyer que 
continha o HCl e após aguardar 1 minuto, foi verificado a temperatura da solução (Ti). 
Em seguida, o erlenmeyer que continha o HCl, foi pesado, para assim, descobrir o 
peso da solução de HCl. Para saber a massa da solução de HCl, foi subtraido o peso 
do erlenmeyer junto com o HCl, menos a massa do erlenmeyer vazio, e assim a 
massa da solução de HCl foi anotada. Após isso, em um vidro de relógio, foi pesado 
0,5 grama de hidróxido de sódio (NaOH), e rapidamente, foi transferido para o 
erlenmeyer, que continha HCl. O NaOH, foi dissolvido com a ajuda de um bastão de 
vidro, e em seguida, sua temperatura, com a ajuda de um termômetro, foi verificada 
novamente, que no caso, é a temperatura máxima atingida (Tf). Em seguida, foi 
calculado o calor absorvido pela solução utilizando a expressão: Q1 = M1 x c1 x ΔT, 
onde: Q1 é a quantidade de calor (cal), M1 é a massa de HCl, c1 é o calor específico 
da água ( 1 cal g°C-1) e ΔT é a variação de temperatura (°C), e o calor absorvido pelo 
vidro (erlenmeyer), utilizando a mesma expressão: Q2 = M2 x c2 x ΔT; onde: Q2 é a 
quantidade de calor (cal), M2 é a massa do erlenmeyer, c2 é o calor específico do 
vidro (1 cal g°C-1) e ΔT é a variação de temperatura (°C). E o calor absorvido pela 
solução aquosa e pelo vidro foi calculado, resultando em um valor Q3 (Q1 + Q2 = Q3), 
que é o calor liberado na dissolução do NaOH(s) e reação com HCl(aq). Na terceira 
etapa da aula prática, foi realizado a determinação do calor de neutralização na 
reação do hidróxido de sódio em solução aquosa com o ácido clorídrico em solução 
aquosa. Para essa terceira etapa, foi pesado um frasco de erlenmeyer de 250 mL, e 
sua massa foi anotada. Em seguida, foi adicionado ao erlenmeyer, 25 mL de solução 
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aquosa 0,5 mol L-1 de HCl. Um termômetro foi mergulhado no erlenmeyer que 
continha a solução aquosa de HCl, e após aguardar 1 minuto, foi verificado a 
temperatura da solução (Ti). Em seguida, foi acrescentado ao erlenmeyer, que 
continha HCl, 25 mL de solução aquosa de 0,5 mol L-1 de NaOH. A partir disso, o 
erlenmeyer foi agitado para que a reação se completasse, e assim, foi introduzido um 
termomômetro, para verificar a temperatura máxima atingida (Tf). Logo após verificar 
a temperatura máxima atingida, o erlenmeyer que continha solução de HCl e de 
NaOH, foi pesado, para que assim, fosse anotado a massa da solução. Para saber a 
massa da solução de HCl e NaOH, foi subtraido o peso do erlenmeyer junto com o 
HCl e NaOH, menos a massa do erlenmeyer vazio, e assim, a massa da solução foi 
anotada. Em seguida, foi calculado o calor absorvido pela solução resultante, 
utilizando a expressão: Q1 = M1 x c1 x ΔT, onde: Q1 é a quantidade de calor (cal), M1 
é a massa de solução resultante, c1 é o calor específico da água ( 1 cal g°C-1) e ΔT é 
a variação de temperatura (°C), e o calor absorvido pelo vidro, que no caso, era o 
erlenmeyer, utilizando a mesma expressão, Q2 = M2 x c2 x ΔT; onde: Q2 é a quantidade 
de calor (cal), M2 é a massa do erlenmeyer, c1 é o calor específico do vidro (1 cal g°C-
1) e ΔT é a variação de temperatura (°C). E o calor absorvido pela solução aquosa e 
pelo vidro foi calculado, resultando em um valor Q3 (Q1 + Q2 = Q3), que é o calor 
liberado na reação do NaOH(aq) com o HCl(aq). Antes de verificar a temperatura, em 
todas as etapas, antes o Erlenmeyer foi colocado no isopor. 
Depois, utilizando as equações das etapas I,II e III a Lei de Hess foi comprovada. 
❖ Resultados e discussão: 
As massas e temperaturas anotadas na etapa 1 para determinação do calor de 
dissolução do hidróxido de sódio sólido encontram-se na tabela 1, onde ti é a 
temperatura inicial do erlenmeyer e da água; tf é a temperatura final de ambos; Δt, a 
variação de temperatura; c1 o calor específico da água; c2, o calor específico do 
erlenmeyer; Q1, a quantidade de calor absorvida pela água e Q2, a quantidade de 
calor absorvida pelo vidro. 
Equação para o calculo da quantidade de calor absorvido: Q=mCΔtTabela 1: 
Massa do 
erlenmeyer 
(m2) 
Ti Tf ΔT c2 Q2 = m2 
X c2 X 
ΔT 
85,47 g 24,1°C 26,0°C 1,9°C 0,2 cal g°C -1 32,5 cal 
Massa da 
água (m1) 
Ti 
 
Tf 
 
ΔT 
 
c1 Q1 = m1 
X c1 X 
ΔT 
 
49,12 g 24,1°C 26,0°C 1,9°C 1,0 cal g°C -1 93,3 cal 
Massa de NaOH(s) = 0,50 g Q2 + Q1 = 125,8 cal 
O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na dissolução de 0,50 g 
de hidróxido de sódio, ou seja: 125,8 cal. 
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) + 1,0 X 104 cal. 
 9 
Q2 = m2 X c2 X ΔT Q1 = m1 X c1 X ΔT 
Q2 = 85,47 g X 0,2 cal g°C -1 X 1,9° C Q1 = 49,12 g X 1,0 g°C -1 X 1,9°C 
Q2 = 32,4786 cal Q1 = 93,328 cal 
Q2 = 32,5 cal Q1 = 93,3 cal 
 
Q2 + Q1 = 32,4786 cal + 93,328 cal 125,8 cal ---------- 0,50g NaOH 
Q2 + Q1 = 125,8066 cal x --------- 40 g NaOH 
 Q2 + Q1 = 125,8 cal x = 10.064 cal 
 X = 1,0 X 104 cal 
 
As pesagens anotadas e o cálculo do calor absorvido pela solução do HCl e pelo vidro 
do erlenmeyer estão representadas na tabela 2. Onde as temperaturas iniciais do 
erlenmeyer e da solução do HCl estão representadas por ti e as finais por tf, enquanto 
a variação de temperatura está representada por Δt. C1 é o calor específico da 
solução ácida; c2, o calor específico do erlenmeyer; Q1, o calor absorvido pela solução 
ácida e Q2 o calor absorvido pelo erlenmeyer. O calor absorvido tanto pelo vidro, 
quanto pela solução, quando somados obtém-se o valor do calor liberado na 
dissolução do NaOH(s) em reação com o HCl(aq). 
Etapa 2: 
Massa do 
erlenmeyer 
(m2) 
Ti Tf ΔT c2 Q2 = m2 X 
c2 X ΔT 
130, 74 g 24, 5 °C 28,8 °C 4,3 °C 0,2 cal g°C-
1 
112,44 cal 
Massa da 
solução de 
HCl 0,25 
mol L-1 
(m1) 
Ti Tf ΔT c1 Q1 = m1 X 
c1 X ΔT 
49,35 g 24,5 °C 28,8 °C 4,3°C 1,0 cal g°C-
1 
212,21 cal 
Massa de NaOH(s) = 0,50 g Q2 + Q1 = 324,64 cal 
 
O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na dissolução e reação 
de 0,50 g de hidróxido de sódio com o HCl(aq); ou seja, 324,64 cal. 
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + 2,5 X 104 cal 
Q2 = m2 X c2 X ΔT Q1 = m1 X c1 X ΔT 
Q2 = 130,74 g X 0,2 cal g°C -1 X 4,3° C Q1 = 49,35 g X 1,0 g°C -1 X 4,3°C 
Q2 = 112,4364 cal Q1 = 212,205 cal 
 10 
Q2 = 112,44 cal Q1 = 212,21 cal 
 
Q2 + Q1 = 112,4364 cal + 212,205 cal 324,64 cal ------- 0,50g NaOH 
Q2 + Q1 = 324,6414 cal x ------- 40 g NaOH 
Q2 + Q1 = 324,64 cal x = 25.971 cal 
 X = 2,5 X 104 cal 
 
 
 
As pesagens anotadas e o cálculo do calor absorvido pela solução do HCl + NaOH e 
pelo vidro do erlenmeyer estão representadas na tabela 3. Onde as temperaturas 
iniciais do erlenmeyer e da solução do HCl + NaOH estão representadas por ti e as 
finais por tf, enquanto a variação de temperatura está representada por Δt. C1 é o 
calor específico da solução de NaOH + HCl; c2, o calor específico do erlenmeyer; Q1, 
o calor absorvido pela solução e Q2 o calor absorvido pelo erlenmeyer. O calor 
absorvido tanto pelo vidro, quanto pela neutralização na reação do NaOH com o HCl 
em solução aquosa. 
Tabela 3: 
Massa do 
erlenmeyer 
(m2) 
Ti Tf ΔT c2 Q2 = m2 
X c2 X 
ΔT 
118,05 g 24,5 °C 27,9 °C 3,4°C 0,2 cal g°C-1 80,274 
cal 
Massa das 
soluções de 
HCl e 
NaOH (m1) 
Ti Tf ΔT c1 Q1 = m1 
X c1 X 
ΔT 
49,87 g 24,5°C 27,9°C 3,4°C 1,0 cal g°C-1 169,558 
cal 
Q2 = m2 X c2 X ΔT Q1 = m1 X c1 X ΔT 
Q2 = 118,05 g X 0,2 cal g°C -1 X 3,4° C Q1 = 49,87 g X 1,0 g°C -1 X 3,4°C 
Q2 = 80,274 cal Q1 = 169,558 cal 
Q2 = 80,274 cal Q1 = 169, 56 cal 
 
Q2 + Q1 = 80,274 cal + 169,56 cal 249,8 cal ------- 0,50g NaOH 
Q2 + Q1 = 249,832 cal x ------- 40 g NaOH 
Q2 + Q1 = 249,8 cal 
 
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + HCl(l) 
 11 
25,00 mL 25,00 mL 
0,50 mol/L 0,50 mol/L 
1000 mL ------ 0,5 mol 
25,00 mL ------ nNaOH 
nNaOH = nHCl = 0,0125 mol 
0,0125 mol = 12,5 X 10–3 mol = 12,5 mmols 
O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na reação de 12,5 mmols 
(n) de NaOH com 12,5 mmols de HCl e formação de 12,5 mmols de H20; ou seja, 
249,8 cal. 
nNa+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + nCl- (aq) → nH2O(l) + nNA+(aq) + nCl-(aq)+ 1,9 X 104 cal 
0,0125 mol ------ 249,8 cal 
 1 mol ------ X 
 X = 19.984 cal 
X = 1,9 X 104 cal 
 
Etapa IV: 
Comprovação da lei de Hess, a partir das equações das etapas I, II e III. 
Etapa I: 
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) 
Etapa II: 
 
 
 
 
Etapa 3: 
 
❖ Conclusão: 
 12 
Através da prática realizada foi possível observar que há liberação de calor em certos 
tipos de reação, mesmo que pequena e, com as equações dadas a Lei de Hess foi 
comprovada. 
 
 
 
 
 
 
 
❖ Referências Bibliográficas: 
• [1]Toda matéria, 2019. Disponível em: 
<https://www.todamateria.com.br/termoquimica/>. Acessado em: 08/11/2019 
às 22:10 
• Brasil escola,2019. Disponível em: <https://brasilescola.uol.com.br/o-que-
e/quimica/o-que-e-termoquimica.htm>. Acessado em: 08/11/2019 às 22:31 
• Termoquímica. Disponível 
em<http://guiadoestudante.abril.com.br/estudar/quimica/termoquimica-
677397.shtml> Acessado em 08/11/2019 às 23:16 
• Lei de Hess. Disponível em 
<http://educacao.globo.com/quimica/assunto/termoquimica/lei-de-hess.html> 
Acessado em: 08/11/2019 às 00:11