Calor de Neutralização - Oficial

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO 
 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA PRÁTICA: 
CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
 
 
 
 
Aluno: Vítor Patrício da Silva Medeiros – 2017210275. 
Disciplina: Físico-Química Experimental. 
Professor: Antonio Luciano. 
 
 
 
Seropédica/RJ 
2019 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
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. 
As reações químicas, sob pressão constante, podem ser classificadas 
como endotérmicas ou exotérmicas de acordo com a variação de entalpia ou o 
calor envolvido no processo. A determinação deste calor pode ser feita através 
da Lei de Hess ou de medidas calorimétricas. É importante que nesta 
determinação experimental seja observado o estado físico dos participantes e o 
efeito que este exerce sobre os resultados obtidos. 
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 entende-se o calor de neutralização 
de um ácido com uma base, com a ajuda de um calorímetro. 
O calor de neutralização é o calor envolvido na reação de neutralização 
de um ácido por uma base com formação de um mol de água. Observa-se que 
quando tratamos soluções diluídas de ácidos fortes com soluções diluídas de 
bases fortes o calor liberado, por mol de água formado, é praticamente constante 
e independente da natureza dos ácidos ou bases que estejam envolvidos. 
Quando uma transformação ocorre a pressão constante, o único trabalho 
possível é o trabalho de expansão e o calor liberado é igual à ∆H (variação da 
entalpia), ou seja, Qp=∆H, onde Qp é o calor da reação química a pressão 
constante. Esse calor pode alterar a energia do sistema. Assim, medindo-se a 
variação da energia do sistema podemos determinar o calor produzido pelas 
reações químicas. O método que estuda tais relações é a calorimetria. 
 
 
2. OBJETIVO 
Determinar o calor de neutralização da reação do HCl com NaOH, em 
meio aquoso, usando um calorímetro adiabático. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Mediu-se numa proveta 50 mL de NaOH 0,6M, transferiu-se este volume 
para um erlenmeyer. Em outra proveta, mediu-se 25 mL de HCl 1M, transferiu-
se assim para outro erlenmeyer. Colocou-se os dois erlenmeyer em um banho 
termostático. Aguardou-se o equilíbrio térmico e anotou-se a temperatura do 
banho T1. 
Em seguida, introduziu-se a barra magnética no frasco, com cuidado, 
fazendo-a deslizar pela parede, inclinando-se o frasco. Adicionou-se a solução 
de NaOH ao calorímetro. 
Colocou-se a tampa, introduzindo-se o termômetro até o anel de borracha 
que fazia a sustentação do mesmo. Colocou-se também o funil de separação, 
contendo a solução de HCl. Em sequência, abriu-se a torneira do funil, iniciando-
se a reação. Esperou-se o sistema entrar em equilíbrio e anotou-se a 
temperatura T2. E ainda, determinou-se o Cp do calorímetro, após a lavagem e a 
retirada do funil de separação. Depois recolocou-se na tampa do calorímetro e 
adicionou-se 50 mL de água destilada e anotou a temperatura da água T3. Ao 
final abriu-se a torneira do funil e esperou-se o sistema entrar em equilíbrio e 
anotou-se a temperatura T4. 
 
3.1 MATERIAIS 
Os materiais utilizados na prática foram: 
 Erlenmeyers. 
 Barra magnética (Termômetro). 
 Calorímetro adiabático 
 Proveta e pissete. 
 Recipiente de plástico. 
 HCl 1M, NaOH 0,6M e água. 
 Manta de aquecimento. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Os resultados podem ser observados a partir das temperaturas obtidas 
experimentalmente, conforme verifica-se na Tabela 1. 
 
Tabela 1 – Resultados obtidos experimentalmente pela medição da temperatura. 
Para a determinação do processo adiabático e isobárico utilizando o 
calorímetro adiabático, foi-se necessário realizar os cálculos demonstrados em 
sequência. 
Temperatura T (°C) T (K)
T1 26 299,15
T2 30,2 303,35
T3 26 299,15
T4 28,4 301,55
Como a quantidade de calor, em uma dada pressão é igual ao ΔH da 
transformação e verificando-se também que o sistema é adiabático. Toda e 
qualquer troca de calor se dá internamente, logo observa-se que: 
Qp = ∆H 
E compreende-se que o calor de neutralização é dado a partir da 
capacidade calorífica do calorímetro adiabático, conforme a seguir. 
0 = ∆H = Cp
cal ∆Tcal + ΔHneutralização 
0 = Cp
cal ∆Tcal + ΔHneutralização 
Sabendo que a variação da entalpia de neutralização é feita conforme os 
cálculos a expressão em sequência: 
∆Hneutralização = − Cp
cal ∆Tcal 
∆Hneutralização = − Cp
cal (T2 − T1) 
∆Hneutralização = − Cp
cal (303,35 − 299,15) 
∆Hneutralização = − Cp
cal (4,2) 
 
Como o valor de Cp
cal é desconhecido, utiliza-se a capacidade calorífica 
da água, que possui valor definido como referência ao procedimento. Sendo que 
pela literatura, a capacidade calorífica da água é 0,998 cal/g.K. 
Sabe-se que o processo adiabático e isobárico é calculado pelo Cpda água 
pela dedução, conforme a seguir. 
Qp = 0 = ∆Ht = ∆Hcal + ∆HH2O 
0 = Cp
cal ∆Tcal + Cp
H2O ∆TH2O 
 
Como foram utilizados 50 mL de água, realiza-se este procedimento: 
Cp
 H2O = 50 x Cp
H2O 
Cp
 H2O = 50 x 0,998 
Cp
 H2O = 49,9 cal/g . K 
A partir dessas expressões obtém-se: 
Cp
cal = − 
Cp
H2O ∆TH2O
 ∆Tcal
= −
 Cp
H2O (T4 − T3)
(T4 − T2)
 
Cp
cal = − 
49,9 (301,55 − 299,15)
(301,55 − 303,35)
 
Cp
cal = 66,53 cal/g. K 
Pode-se agora, voltar a calcular a variação da entalpia de neutralização: 
∆Hneutralização = − Cp
cal (4,2) 
∆Hneutralização = −66,53 (4,2) 
Precisa-se antes de calcular a variação da entalpia, encontrar o número 
de mols de HCl na solução: 
Volume de HCl = 25 mL = 0,025L 
Entende-se que: 
nHCl = M . V 
nHCl = 1 x 0,025 
nHCl = 0,025 mols 
 
Tendo então a expressão geral como: 
∆𝐻𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎çã𝑜 = 
− Cp
cal ∆Tcal
nHCl
 = 
−66,53.(303,35 − 299,15)
0,025
 
∆𝐻𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎çã𝑜 = −11.117,04 cal/g. mol 
Convertendo para Joule, temos: 
∆Hneutralização = − 46.720,027 J/mol = −46,7 kJ/mol 
 
Com foi encontrado o valor experimental da ∆Hneutralização , pode-se 
calcular a discrepância percentual em relação ao obtido no procedimento. 
𝐸𝑟𝑟𝑜(%) = |
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 teórico 
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 teórico 
| × 100 
Substituindo os valores, calculou-se o desvio padrão: 
𝐸𝑟𝑟𝑜(%) = |
46,7 − 57,7 
57,7 
| × 100 = 19,06% 
Pode-se observar que a discrepância percentual em relação ao valor da 
entalpia de neutralização experimental comparado ao padrão da literatura, que 
é de -57,7 kJ/mol apresentou um erro de 19,06%, acima do limite aceitável de 
15% 
 
5. CONCLUSÃO 
Através desse experimento foi possível calcular e verificar 
experimentalmente a entalpia de neutralização da reação com ácido e base, e 
ainda, poder demonstrar a forma de calcular pela manipulação de expressões, 
na qual sua utilização se faz necessária para o desenvolvimento da prática. A 
discrepância percentual da entalpia de neutralização foi cerca de 19,06% (-46,7 
kJ/mol) comparado ao valor de referência pela literatura (-57,7 kJ/mol), ou seja, 
encontra-se fora da margem aceitável de 15%. Isso se deve ao ato de ter como 
calorímetro adiabático, um instrumento improvisado, como uma garrafa térmica 
de café, que pode ter ocasionado possíveis erros ao procedimento experimental, 
aumento assim a margem de erroao procedimento. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ATKINS, P. W. Physical Chemistry. 6 ed. Oxford: Oxford University Press, 1998. 
ATKINS, P. W. Físico-Química e Fundamentos. 3 ed. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos. Rio de Janeiro: Editora 2003.