Relatório Química Geral e Inorgânica-Termoquímica

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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 e Inorgânica 
Professora: Samira Portugal 
 
 
 
 
 
 
 
Aluno:Michelle de Souza Ferreira 
Curso: Biomedicina 
Turma: A Nº da prática: 03 
 
 
 
Prática realizada no dia: 29/09/2014 
 
 
 
 
 
 
 
Termoquímica- Reações envolvendo trocas de calor 
 
 
 
 
 
 
Rio de Janeiro 
 
2° semestre 2014 
 
I-Introdução 
Termoquímica consiste no estudo do calor envolvido nas reações,onde há transformações 
físicas e químicas. O calor é uma forma de energia,que pode ser liberada ou absorvida. 
Vale ressaltar que,segundo a Lei da Conservação de Energia,essa não pode ser criada 
quanto menos destruída em uma reação.Portanto,quando há sua liberação,esta estava 
armazenada nos reagentes,e,quando é absorvida,não há perda e sim,permanece no 
sistema,armazenada nos produtos. [1] 
Tal energia que fica armazenada nas substâncias é chamada de Entalpia,sendo a 
quantidade de calor que sobra no sistema,após um tempo.Sua representação é a letra “H” 
, e sua fórmula da variação (“ΔH”) dá-se por: 
ΔH = Hp - Hr 
 
Onde essa variação de entalpia é igual a diferença entre a entalpia dos reagentes (Hr) e a 
entalpia dos produtos (Hp). Quando a dos produtos for maior do que a dos reagentes,o 
delta será positivo,o que indica que houve absorção de calor,ou seja,a reação é 
endotérmica.Quando for negativo,é devido a entalpia dos produtos ser menor do que a 
dos reagentes,houve liberação de calor ,portanto,a reação é exotérmica. 
Nas reações químicas,quando há transferência de calor,é necessário que haja 
representação da quantidade desse envolvida e as condições em que ela ocorreu,sendo 
temperatura e pressão,estados físicos e variedades alotrópicas das substâncias. Essa 
reação denomina-se Equação Termoquímica. [2] 
Exemplo: 
 
 Na reação acima representada, temos que: 1 mol de hidrogênio gasoso reagiu 
com 1 mol de cloro gasoso, dando 2 mols de cloreto de hidrogênio gasoso, liberando 185 
KJ de calor, e tudo isso sob uma temperatura de 25ºC e sob 1atm de pressão. Como a 
representação do calor está somado ao produto,temos que a reação é exotérmica,pois 
houve liberação daquele. 
Uma outra forma de apresentação da mesma reação,é a seguinte: 
 
 
 
Nessa equação,a variação de entalpia é apresentada. Como o sinal é negativo,confirma 
que é exotérmica. 
http://4.bp.blogspot.com/_htsEYY73V58/TNp9ZepbwkI/AAAAAAAAAPE/WtyCxTkNajs/s1600/entalpia+e+entropia.jpg
http://1.bp.blogspot.com/_htsEYY73V58/TNp9g7nYNnI/AAAAAAAAAPI/-uSFup36uI8/s1600/entalpia+e+entropia+2.jpg
 
Os estudos acerca da Termoquímica é desenvolvido desde o século XIV,um que se 
sobressaiu foi o químico e médico Germain Henry Hess .A Lei de Hess é uma lei 
experimental e estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende 
apenas dos estados inicial e final da reação.[3] Ela dá-se por: 
 
Para sua utilização,é necessário seguir algumas etapas: 
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. 
 
II) Objetivo 
Determinar, com as devidas experiências,os calores das reações e a partir 
dessas,comprovar a Lei de Hess. 
 
III)Materiais e métodos 
a.a Materiais utilizados: 
Bastão de Vidro 
Bécher de 50 mL 
Bécher de 100 mL 
Bécher de 2 L 
Erlenmeyer de 250 mL 
Espátula 
Pissete 
Proveta de 25 mL 
Proveta de 50 mL 
Suporte de Isopor 
Termômetro 
Vidro de relógio 
a.b Equipamentos utilizados: 
Balança Analítica 
Estufa 
a.c. Reagentes : 
Água destilada, Ácido Clorídrico 37% p/p e Hidróxido de Sódio P.A. 
 
b. Metodologia 
Os materiais foram pegos e organizados na bancada. Após leitura do roteiro,iniciou-se a 
prática que consistiu em quatro etapas,incluindo cálculos e medições. 
Para determinar o calor de dissolução do hidróxido de sódio sólido (Etapa I),pegou-se o 
erlenmeyer e levou para pesar na balança. Seu peso foi de 115,16g. Após,voltou-se para 
a bancada. Com o pissete,foi acrescentado água destilada no béquer de 100 mL,e 
deste,escoou-se 50 mL na proveta de mesmo valor e posteriormente,para o erlenmeyer. 
Com o termômetro,foi medido a temperatura ambiente,que foi 25°C.O mesmo foi anotado 
como temperatura inicial,tanto da água quanto do erlenmeyer. Esse,já com o líquido,foi 
para a segunda pesagem. O valor dado foi 163,32 g, subtraindo o peso da vidraria,achou-
se a massa da água,que foi de 48,16g. Novamente,na bancada,pegou-se o vidro de 
relógio e foi para a balança,onde estava um monitor com o hidróxido de sódio. Foi pesado 
0,48g desse,que foi dissolvido,com um auxílio de um bastão de vidro. Logo em seguida,o 
termômetro foi utilizado para medição da temperatura final ,encontrando 27° C. Com os 
devidos cálculos, foi encontrado o calor absorvido pela água e vidro,que é o calor 
liberado na dissolução de 0,48g de hidróxido de sódio,sendo assim, 142,384 cal. 
Para determinar o calor de dissolução do hidróxido de sódio sólido e reação com ácido 
clorídrico em solução aquosa (Etapa II),realizou medidas semelhantes à primeira 
etapa.Um outro erlenmeyer foi pesado,encontrando 118,49g .Retornando à bancada,com 
o termômetro,verificou-se que a temperatura ambiente era de 25,5 ° C. Essa foi 
considerada a temperatura inicial tanto do HCl em solução aquosa,quanto do erlenmeyer. 
Foi encaminhado a vidraria para outra bancada,onde foi acrescentado 50 mL de solução 
aquosa 0,25 mol/ L de HCl em uma proveta de mesmo volume,e por fim,na vidraria. Foi 
pesado a vidraria com o líquido,encontrando 168,06g. Como o valor do erlenmeyer já era 
conhecido,subtraiu-se do valor encontrado,achando a massa da solução , de 48,16 g. 
Após,com um vidro de relógio,pesou-se 0,49g de NaOH sólido e rapidamente adicionado 
juntamente com a solução já existente,dissolvendo-se com um bastão de vidro. Logo em 
seguida,uma nova medição com o termômetro,verificando a temperatura final de 29° C. 
Realizando os devidos cálculos,verifica-se que o calor absorvido pelo vidro e água é o 
calor liberado na dissolução e reação de 0,49 g de hidróxido de sódio com o HCl 
aquoso,sendo assim, 256,438 cal. 
Para determinar o calor de neutralização na reação do hidróxido de sódio em solução 
aquosa com o ácido clorídrico em solução aquosa (Etapa III),novamente,pesou-se a 
vidraria,encontrando 114,85g. A temperatura ambiente,foi de 25,8° C,sendo considerada 
temperatura inicial da vidraria e das soluções. Após,foi-se para a bancada onde se 
encontrava um dos monitores com as soluções a serem trabalhadas.De um béquer de 50 
mL,foi escoado para um proveta de 25 mL,o mesmo valor dessa, uma solução aquosa 0,5 
mol/L de HCl.Transferiu-se para o terceiro erlenmeyer. Logo após, com o auxílio de um 
béquer de 100 ml,acrescentou-se 25 mL de solução aquosa 0,5 mol/L de NaOH em uma 
proveta de mesma medida, e após,na vidraria que contida já a solução do ácido. Agitou-
se essa para que a reação se completasse,e assim,mediu-se a temperatura final,o 
termômetro no líquido encontrou 27° C. Voltou-se para a balança, para que encontrasse 
a massa das soluções. Já conhecida a da vidraria,quando achou 164,9 g,subtraiu-se 
daquela,sendo assim,a massa foi de 50,05g. Após os devidos cálculos, verificou-se que 
houve liberaçãode calor,ou seja,87.625 cal. 
Ao final de cada etapa,o líquido de cada erlenmeyer foi depositado em um bécher de 2 
L,para que houvesse a neutralização. Os materiais foram lavados,com água 
destilada,água e detergente, e postos para secar .O processo de secagem depende do 
tipo de vidraria,os materiais volumétricos e o termômetro foram em temperatura 
ambiente,enquanto o vidro de relógio e bastão de vidro,na estufa. 
c. Materiais utilizados: 
 
Imagem I: Materias utilizados na bancada.No plano superior,da esquerda para a direita, 
Bécher de 100 mL, Erlenmeyer de 250 mL, Suporte de Isopor. No plano inferior,da direita 
para a esquerda,proveta de 50 mL,bastão de vidro, vidro de relógio,espátula e 
termômetro. 
IV. Resultado e discussão 
Para a realização da prática,foram feito os devidos cálculos,que se encontra a seguir,os 
resultados obtidos a partir desses, estão após,para que haja a comprovação da Lei de 
Hess. É importante ressaltar que em todas as etapas,um suporte de isopor foi utilizado 
para que evitasse perda de calor e tornasse mais exata as medições e que também,a 
cada utilização do termômetro,deve-se limpá-lo com água destilada para evitar 
contaminação . 
Na etapa I : 
Massa do 
erlenmeyer 
(m2) 
 
Ti 
 
Tf 
 
ΔT 
 
c2 
 
Q2=m2.c2. ΔT 
115,16g 25° C 27°C 2° C 0,2 115,16 x 
0,2x2 = 
46,064 
Massa da 
água (m1) 
 
Ti 
 
Tf 
 
ΔT 
 
c1 
 
Q1=m1.c1. ΔT 
48,16g 25° C 27°C 2°C 0,2 48,16 x 1 x 2 
= 96,32 
 
Massa de NaOH(s) = 0,48g Q2 + Q1= 142,384 cal 
As massas e temperaturas foram encontradas da forma já descrita. Foram anotadas e 
calculou-se que a variação de temperatura foi de 2° C. Para achar a quantidade de calor 
perdida pela dissolução de 0,48 g de NaOH, realiza a soma do Q2 e Q1, que são a 
quantidade de calor absorvida pela vidraria e água,respectivamente,uma vez que o que 
foi liberado é justamente o que foi absorvido. Utilizada a fórmula Q= m . c. ΔT, onde m é 
massa (g), c é o calor específico ( dados como 1 cal g ° C -1 da água e 0,2 cal g ° C -1 ) e 
ΔT, variação de temperatura ( C°, cal ou J). Substituindo os valores e fazendo cada Q 
,encontra-se 46,064 cal do erlenmeyer e 96,32 cal da água. Ou seja,o valor liberado foi de 
142,384 cal. 
A equação termoquímica que retrata tal situação dá-se por: 
 NaOH (s) H2O Na +(aq) + OH- (aq) + 142,384 cal 
 Outra forma de representação: 
 NaOH (s) H2O Na +(aq) + OH- (aq) ΔH1 = - 142,384 cal 
A variação de entalpia deu negativo pois há liberação de calor quando há dissolução do 
NaOH,ou seja,o calor liberado foi absorvido pelo produto,por isso na primeira forma,o 
valor está nesses. A reação é exotérmica.Essa representação leva em conta 1 mol de 
NaOH,porém,foi utilizada 0,48g,que corresponde a 1,2 x 10 -2 mol( fazendo regra de 
três,1 mol corresponde a 40 g , 0,48 g corresponde a x. Multiplica cruzado e encontra 1,2 . 
10 -2). 
Na etapa II: 
Massa do 
erlenmeyer 
(m2) 
 
Ti 
 
Tf 
 
ΔT 
 
c2 
 
Q2=m2.c2. ΔT 
118,49 g 25,5° C 29°C 3,5° C 0,2 118,49 x 0,2x 3,5 = 
82,943 
Massa do 
sol. HCL 
0,25 mol L-1 
(m1) 
 
Ti 
 
Tf 
 
ΔT 
 
c1 
 
Q1=m1.c1. ΔT 
48,57g 25,5° C 29°C 3,5°C 0,1 49,57 x 1 x 3,5= 
173,495 
 
Massa de NaOH(s) = 0,49 g Q2 + Q1= 256,438 cal 
As massas e temperaturas foram encontradas e anotadas na tabela acima.A variação de 
temperatura foi de 3,5° C. Para achar a quantidade de calor perdida pela dissolução de 
0,49 g de NaOH, somou-se,novamente,o Q2 e Q1, do erlenmeyer e do 
soluto,respectivamente. O resultado foi 256,438 cal. Esse foi o calor absorvido pela água 
e vidro pela liberação na dissolução e reação de 0,49 g de NaOH com o HCl aquoso. 
A reação termoquímica que retrata a situação é : 
 NaOH (s) + H+(aq) + Cl- (aq) H2O(l) + Na +(aq) + Cl- (aq) + 256,428 cal 
Também representada por : 
 NaOH (s) + H+(aq) + Cl- (aq) H2O(l) + Na +(aq) + Cl- (aq) ΔH2 = - 256,428 cal 
A reação também é exotérmica,houve liberação de calor que foi absorvida pela água e 
vidro,sendo a variação de entalpia,portanto,negativa. Essa representação leva em conta 1 
mol de NaOH e 1 mol de HCL. Como foi utilizada 0,49 g de NaOH,há 1,225 x 10 -2 mol 
desse( regra de 3, 1 mol corresponde a 40 g, 0,49 g corresponde a x. Multiplicando 
cruzado,encontra 0,01225 mol). E referente ao ácido clorídrico,não foi utilizado 1 mol,e 
sim 0,25 mol/L . 
Etapa III: 
Massa do 
erlenmeyer 
(m2) 
 
Ti 
 
Tf 
 
ΔT 
 
c2 
 
Q2=m2.c2. ΔT 
114,85g 25,8 °C 27° C 1,2 °C 0,2 114,85x0,2x1.2=27,564 
Massa das 
soluções de 
HCL e 
NaOH (m1) 
 
Ti 
 
Tf 
 
ΔT 
 
c1 
 
Q1=m1.c1. ΔT 
50,05g 25,8 ° C 27°C 1,2°C 1 50,05x1x1,2= 60,05 
 
Q2 + Q1= 87.624 cal 
As massas e temperaturas foram encontradas da forma já descrita. Foram anotadas e 
calculou-se que a variação de temperatura foi de 1,2° C. Para achar a quantidade de 
calor de neutralização na reação do hidróxido de sódio aquoso com ácido clorídrico em 
solução aquosa,realiza-se a soma do Q2 e Q1, que são a quantidade de calor absorvida 
pela vidraria e água,respectivamente,uma vez que o que foi liberado é justamente o que 
foi absorvido. 
A reação termoquímica de tal situação é : 
NaOH (aq) + OH+(aq) + H+(aq) + Cl- (aq) H2O(l) + Na +(aq) + Cl- (aq) ΔH3 = - 87.624 cal 
A reação é exotérmica,pois o calor absorvido pelo vidro e água é o calor liberado na 
reação de NaOH com HCl e formação de H2O,ou seja, 87.624 cal. Porém,quando se 
considera a mesma reação,porém ,em mmols de acordo com quantidades usadas,os 
valores ficam em: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
V. Conclusão 
Através das experiências,pôs-se em prática a Lei de Hess,tendo sua comprovação. 
Durante as atividades,percebeu-se a troca de calor,e com os cálculos,percebeu-se que 
apesar de ter tido a menor variação de temperatura,a terceira etapa apresentou maior 
calor absorvido (Q). 
Referências Bibliográficas: 
[1] : Capítulo 1 Apostila Entalpia Termoquímica - Curso de Química UEMS – Mato 
Grosso do Sul . Disponível em <http://www.ebah.com.br/content/ABAAABEzIAG/entalpia-
termoquimica# > Consultado em 10 outubro de 2014 
[2] : Q.I Educação- Termoquímica II: Entalpia e Entropia 2011 . Disponível em < 
http://www.qieducacao.com/2010/11/termoquimica-ii-entalpia-e-entropia.html> 
Consultado em 10 de outubro de 2014 
[3] : Capítulo Lei de Hess .SOQ – Portal de Química. Disponível em < 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/p5.php > Consultado em 10 de 
outubro de 2014 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://www.ebah.com.br/content/ABAAABEzIAG/entalpia-termoquimica
http://www.ebah.com.br/content/ABAAABEzIAG/entalpia-termoquimica
http://www.qieducacao.com/2010/11/termoquimica-ii-entalpia-e-entropia.html
http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/p5.php