Termodinâmica Química: Verificação da Lei de Hess

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
FUNDAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS 
FACULDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
 
 
 
FÍSICO – QUÍMICA EXPERIMENTAL 
(EXPERIMENTO II) 
 
 
TERMODINÂMICA QUÍMICA: VERIFICAÇÃO DA LEI DE HESS 
 
 
 
DISCENTES 
Selva Priscila Ricardi Orneles 
 Tamires Mendes Moreira 
 
 
 
PROFESSOR RESPONSÁVEL 
Profa. Dra. Adriana Evaristo de Carvalho 
 
 
 
Dourados – MS 
01de Março de 2019 
2 
 
1. NTRODUÇÃO 
 
 
 
 
 A 
termoquímica é a área da termodinâmica que se aplica ao estudo da calorimetria, ou 
seja, as trocas de calor que ocorre no meio reacional, e os fatores que alteram essa 
troca de calor (energia). Nas investigações termodinâmicas, o universo é constituído 
do sistema e vizinhança. Este tipo de sistema vai depender das características dos 
limotes que separa o sistema de suas vizinhanças e deve ser classificado em aberto, 
fechado ou isolado. Quando o sistema troca calor/transferência de energia que utiliza 
o movimento das moléculas e matéria (mol) com sua vizinhança ele é classificado 
como aberto; quando o sistema troca energia, mas não matéria, é fechado; se ele não 
troca calor nem matéria é classificado como isolado.[1] 
Para qualquer processo, a variação da entalpia, de acordo com a equação é 
dada por 
∆H= ∆E+∆(PV). 
Se pressão for mantida constante, então: 
∆H= ∆E+P∆V. 
Vemos que para um processo a pressão e constante qp =∆H 
embora q não seja uma função de estado, a variação de calor e pressão constante é 
 ∆H “ ” á ú 
 í ∆E ∆H 
uma reação química. Ambas medidas de variações de energia, porem sobre diferentes 
condições. Se reação ocorre sobre volume constante, o calor transferido, qv ∆E 
entretanto, quando reação é realizada pressão constante, o calor transferido qp, é igual 
 ∆H [2] 
Germain Henry Hess (1802-1850) desenvolveu diversos estudos com base na 
área de Termoquímica. 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. Podemos definir a variação entalpia, denominando entalpia de reação, 
∆H 1: 
3 
 
∆H= H (produtos) - H (reagentes) 
O calor da dissolução é a somatória dos calores da reação, onde q1, é o calor 
da solução, e o q2, é o calor do calorímetro3; 
qp = q1 + q2 
Se conhecido o calor específico em uma massa de substância, a variação da 
 (∆ ) ( ) 
liberada em determinada processo equação para calcular calor transferido e a 
seguinte: 
q=ms∆t 
q=C∆t 
E ∆ : 
∆t= ∆t final - ∆t inicial 
Os sinais de q segue mesma convenção utilizada para variação de entalpia: q é 
positivo para processos endotérmicos e o negativo para processos exotérmicos. [3] 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
2. OBJETIVOS 
 
Verificar experimentalmente a Lei de Hess e determinar a quantidade de calor 
liberada ou absorvida em uma reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
3. MATERIAIS 
3.1 Materiais 
 
 Proveta de 50 mL e 100 mL; 
 Erlenmeyer de 125 mL; 
 Béquer de 100 mL; 
 Termômetro digital; 
 Vidro de relógio. 
 
3.2 Reagentes 
 
 Água. 
 Hidróxido de Sódio (NaOH(s)); 
 Solução de Ácido Acético (CH3COOH(aq)) 1,0 mol∙L
-1; 
 Solução de Ácido Clorídrico (HCl(aq)) 0,25 mol∙L
-1; 
 Solução de Ácido Clorídrico (HCl(aq)) 1,0 mol∙L
-1; 
 Solução de Ácido Nítrico (HNO3(aq)) 1,0 mol∙L
-1; 
 Solução de Ácido Sulfúrico (H2SO4(aq)) 0,5 mol∙L
-1; 
 Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH(aq)) 1,0 mol∙L
-1; 
 
3.3 Equipamentos 
 
 Balança Analítica; 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
 
4.1 Determinação do calor de reação 
Pesou-se um erlenmeyer de 125 mL e anotou-se sua massa. Em uma proveta mediu-
se 100 mL de água e adicionou-se no erlenmeyer agitando-se cuidadosamente, 
contendo o termômetro digital, até que água atingisse a temperatura uniforme, 
anotando-a em seguida. Com o auxilio de um vidro de relógio, pesou-se 1,049g de 
NaOH(s), transferindo-a, em seguida, para o erlenmeyer, homogeneizando-se até total 
dissolução do mesmo em água, anotando-se a temperatura. Após o termino do 
experimento lavou-se a vidraria. 
 
4.2 Determinação do calor de reação entre NaOH(s) e HCl(aq) 
Fazendo o uso de um vidro de relógio pesou-se 1g de NaOH(s). Em uma 
proveta mediu-se 100 mL de HCl(aq) 0 25 ∙L
-1 e adicionou-se ao erlenmeyer de 125 
mL agitando-se cuidadosamente, contendo o termômetro digital, até que a solução de 
HCl(aq) atingisse a temperatura uniforme, anotando-a em seguida. Logo após a aferição 
da temperatura, transferiu-se a massa de NaOH(s), pesada anteriormente, para o 
erlenmeyer, homogeneizando-se até total dissolução e reação do mesmo em HCl(aq), 
anotando-se sua temperatura. Após o termino do experimento lavou-se a vidraria. 
 
4.3 Determinação do calor de reação entre NaOH(aq) e HCl(aq) 
Com o auxílio de uma proveta mediu-se 50 mL da solução de NaOH(aq) 1,0 
 ∙L-1, em seguida adicionou-se o mesmo em um erlenmeyer de 125 mL, agitando-se 
cuidadosamente (contendo o termômetro digital para aferição da temperatura) até que 
solução de NaOH(aq) atingisse uma temperatura uniforme, anotando-a em seguida. 
Logo após, fazendo o uso de uma proveta, mediu-se 50 mL da solução de HCl(aq) 1,0 
 ∙L-1, e adicionou-se em um béquer de 100 mL e agitou-se cuidadosamente 
(contendo o termômetro digital para aferição da temperatura), até que a solução se 
encontra-se em uma temperatura uniforme. Em seguida, adicionou-se o HCl(aq) ao 
erlenmeyer contendo a solução de NaOH(aq) homogeneizando-se até que a solução 
mantivesse uma temperatura uniforme, anotando-a em seguida. Após o termino do 
experimento retirou-se o termômetro e lavou-se a vidraria. 
7 
 
4.4.1 Determinação do calor de reação entre NaOH(aq) e H2SO4(aq) 
Com o auxílio de uma proveta mediu-se 50 mL da solução de NaOH(aq) 1,0 
 ∙L-1, em seguida adicionou-se o mesmo em um erlenmeyer de 125 mL, agitando-se 
cuidadosamente (contendo o termômetro digital para aferição da temperatura) até que 
solução de NaOH(aq) atingisse uma temperatura uniforme, anotando-a em seguida. 
Logo após, fazendo o uso de uma proveta, mediu-se 50 mL da solução de H2SO4(aq) 
0 5 ∙L-1, adicionou-se em um béquer de 100 mL e agitou-se cuidadosamente 
(contendo o termômetro digital para aferição da temperatura), até que a solução se 
encontra-se em uma temperatura uniforme. Em seguida, adicionou-se o H2SO4(aq) ao 
erlenmeyer contendo a solução de NaOH(aq) homogeneizando-se até que a solução 
mantivesse uma temperatura uniforme, anotando-a em seguida. Após o termino do 
experimento retirou-se o termômetro e lavou-se a vidraria. 
 
4.4.2 Determinação do calor de reação entre NaOH(aq) e HNO3(aq) 
Com o auxílio de uma proveta mediu-se 50 mL da solução de NaOH(aq) 1,0 
 ∙L-1, em seguida adicionou-se o mesmo em um erlenmeyer de 125 mL, agitando-se 
cuidadosamente (contendo o termômetro digital para aferição da temperatura) até que 
solução de NaOH(aq) atingisse uma temperatura uniforme, anotando-a em seguida. 
Logo após, fazendo o uso de uma proveta, mediu-se 50 mL da solução de HNO3(aq) 0,5 
 ∙L-1, adicionou-se em umbéquer de 100 mL e agitou-se cuidadosamente (contendo 
o termômetro digital para aferição da temperatura), até que a solução se encontra-se 
em uma temperatura uniforme. Em seguida, adicionou-se o HNO3(aq) ao erlenmeyer 
contendo a solução de NaOH(aq) homogeneizando-se até que a solução mantivesse 
uma temperatura uniforme, anotando-a em seguida. Após o termino do experimento 
retirou-se o termômetro e lavou-se a vidraria. 
 
4.4.3 Determinação do calor de reação entre NaOH(aq) e CH3COOH(aq) 
Com o auxílio de uma proveta mediu-se 50 mL da solução de NaOH(aq) 1,0 
 ∙L-1, em seguida adicionou-se o mesmo em um erlenmeyer de 125 mL, agitando-se 
cuidadosamente (contendo o termômetro digital para aferição da temperatura) até que 
solução de NaOH(aq) atingisse uma temperatura uniforme, anotando-a em seguida. 
Logo após, fazendo o uso de uma proveta, mediu-se 50 mL da solução de 
CH3COOH(aq) 0 5 ∙L
-1, adicionou-se em um béquer de 100 mL e agitou-se 
8 
 
cuidadosamente (contendo o termômetro digital para aferição da temperatura), até que 
a solução se encontra-se em uma temperatura uniforme. Em seguida, adicionou-se o 
CH3COOH(aq) ao erlenmeyer contendo a solução de NaOH(aq) homogeneizando-se até 
que a solução mantivesse uma temperatura uniforme, anotando-a em seguida. Após o 
termino do experimento retirou-se o termômetro e lavou-se a vidraria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
5.1 Determinação do calor de reação entre NaOH(s) e H2O(l) 
 
Ao adicionar uma base forte em água, como o NaOH, ocorre a dissociação em 
cátions Na+(aq) e ânions OH-(aq), conforme as equações a seguir: 
 
NaOH(s) + H2O(l)→ N OH(aq) + H2O(l) 
 
NaOH(aq) → Na
+
(aq) +OH
-
(aq) 
 
Calculando-se a concentração de solução de NaOH, tem-se que: 
 
 
 
 
 = 
 
 
 
 
 
 
 
 
 N OH 1 0 ∙L-1, bem como seu calor específico, 
são tabelados, 1 04 ∙ L-1 0 94 ∙ L-1∙ºC-1, respectivamente. 
Para esta densidade da solução têm-se a massa: 
 
m(solução) = ∙ V 
m(solução) = 1,4 ∙ L
-1 ∙ 100 L 
m(solução) = 140,0g 
 
Desta forma, a partir das temperaturas anotadas, calcula-se o calor da solução, 
 ∆T (Tfinal – Tinicial): 
qsolução = msolução ∙ solução ∙ ∆T 
qsolução = 140,0 ∙ 0,94 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (29,5 – 27,6) ºC 
qsolução = 250,04 cal 
10 
 
Transformando-se o qsolução em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
250,04 cal --------------------- X 
X = 1 046,1673 J 
Agora calcula-se o calor do calorímetro, onde foi utilizado o erlenmeyer de 125 
mL, sabendo- í 0 20 ∙ -1∙ºC-1. 
 
qcalorímetro = mvidro ∙ vidro ∙ ∆T 
qcalorímetro = mvidro ∙ vidro ∙ ∆T 
qcalorímetro = 63 127 ∙ 0 20 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (29 5 – 27,6) ºC 
qcalorímetro = 23,9882 cal 
 
Transformando-se o qcalorímetro em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
23,9882 cal --------------------- X 
X = 100,3666 J 
Para a somatória do calor de dissolução utilizaremos a seguinte equação: 
qdissolução = qsolução + qcalorímetro 
qdissolução = 1046,1673 J + 100,3666 J 
qdissolução = 1146,5339 J 
 
P ∆H necessário fazer o cálculo para 
encontrar o número de mols: 
 
 
 
 
11 
 
 
 
 
 
 
 
A pressão constante, tem- ∆H : 
 
 
 
 
 
 
 
 
A dissolução de 0,0262 mol de NaOH(s) em água liberou uma energia de -43,76 
KJ∙ -1, na forma de calor, então pode-se dizer que é uma reação exotérmica. Logo 
pode-se escrever: 
 
NaOH(s) + H2O(l)→ N OH(aq)+ H2O(l) ∆H = -43,76 KJ∙ 
-1 
 
5.2 Determinação do calor de reação entre NaOH(s) e HCl(aq) 
 
Ao adicionar a solução de ácido forte HCl(aq) em uma solução de base forte 
NaOH(s) ocorre a dissolução das mesmas, conforme a equação a seguir: 
 
NaOH(s) + HCl(aq) → N C (aq) + H2O(l) 
 
Para encontrar a concentração de solução de NaOH, tem-se o seguinte 
calculo: 
 
 
 
 = 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
Adicionou-se ao erlenmeyer onde estava contido a solução de NaOH, 100 mL 
da solução de HCl(aq) 0 25 ∙L
-1. O HCl(aq) dissolveu-se e foi neutralizado, onde o 
produto da reação foi a formação do NaCl(aq), o qual possue a concentração de o,25 
mol.L-1, isso se deve a proporção estequiométrica 1:1 entre os reagentes e produtos. 
Assim como o NaOH, o NaCl possue a densidade e calor específico tabelados, 
onde a densidade é 1,01 g.mL-1 e calor especifico é de 0,98 cal.mL-1.ºC-1. Segue 
abaixo o calculo para obter a massa da solução: 
 
 
m(solução) = d ∙ V 
m(solução) = 1,01 ∙ L
-1 ∙ 100 mL 
m(solução) = 101 g 
 
A seguir, calcula-se o calor da solução a partir das temperaturas anotadas: 
 
qsolução = msolução ∙ solução ∙ ∆T 
qsolução = 101 ∙ 0 98 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (34,2 – 29,4) ºC 
qsolução = 475,104 cal 
 
Transformando-se o qsolução em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
475,104 cal --------------------- X 
X= 1987,8351 J 
 
No experimento foi utilizado um erlenmeyer de 125 mL, sabendo que o calor 
especí 0 20 ∙ -1∙ºC-1, segue a baixo o cálculo para determinação 
do calor especifico do calorímetro: 
 
13 
 
qcalorímetro = mvidro ∙ vidro ∙ ∆T 
qcalorímetro = 63,127 ∙ 0 20 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (34,2 – 29,4) ºC 
qcalorímetro = 60,6019 cal 
Transformando-se o qcalorímetro em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
60,6019 cal ------------------ X 
X = 253,5583 J 
 
Para a somatória dos calores de reação, tem-se: 
qreação = qsolução + qcalorímetro 
qreação = (1987,8351 + 253,5583) J 
qreação = 2241,3934 J 
 
Para o calculo do número de mols tem-se: 
n = 
 
 
 
n = 
 
 
 
n = 0,0262 mol de NaOH 
 
A pressão constante, tem- ∆H : 
 
 
 
 
 
 
 
 
∆H = -85,5449 KJ∙ -1 
 
14 
 
Com a dissolução do HCl(aq) com NaOH(s) houve a liberação de energia em 
forma de calor de -85,5449 KJ.mol-1, portanto pode-se dizer que é uma reação 
exotérmica. Ao comparar o valor de entalpia dos dois experimentos, pode-se observar 
uma diferença de 41,7841 KJ.mol-1, pois no primeiro experimento houve somente a 
dissolução do NaOH(s) em água, já no segundo experimento houve a dissolução e 
neutralização do mesmo em HCl(aq). Então podemos escrever a seguinte equação 
estequiométrica : 
NaOH(s) + HCl(aq) → N C (aq) + H2O(l) ∆H = -85,5449 KJ∙ 
-1 
 
5.3 Determinação do calor de reação entre NaOH(aq) e HCl(aq) 
Ao adicionar a solução de ácido forte HCl(aq) a solução de base forte NaOH(aq) 
ocorre uma reação de neutralização, onde há a formação de NaCl(aq) e H2O(l), 
conforme a equação a seguir: 
 
NaOH(aq) + HCl(aq) → N C (aq) + H2O(l) 
 
 1 ∙L-1, e utilizou-
se o mesmo volume de 50 mL para ambos. Portanto a proporção estequiometrica é 
de 1:1. Segue abaixo o cálculo para determinação do numero de mols de NaCl(aq): 
 
1 mol NaOH --------------------------- 1000 mL 
X mol ----------------------------------- 50 mL 
Xmol = 0,05 mol NaOH 
 
1 mol HCl ------------------------ 1000 mL 
Xmol ------------------------------- 50 mL 
Xmol = 0,05 mol HCl 
 
Porém a concentração de produto não é a mesma dos reagentes, pois o 
15 
 
volume total da solução é de 100 mL, que equivale a soma de 50 mL de solução de 
NaOH(aq), mais 50 mL de solução de HCl(aq). Segue abaixo o cálculo para 
determinaçao da concentração: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A partir da concentração da solução de NaCl(aq), foi possivel identificar a 
 1 02 ∙ L-1 e o calor especifico da solução 0,96 ∙ L-1∙ºC-1, pois os 
mesmos são valores. Segue o calculo para determinar a massa da solução:m(solução) = d ∙ V 
m(solução) = 1,02 ∙ L
-1 ∙ 100 mL 
m(solução) = 102 g 
Utilizando os valores de temperaturas anotados pode-se calcular o calor da 
solução: 
qsolução = msolução ∙ solução ∙ ∆T 
qsolução = 102 ∙ 0 96 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (35,3 – 30,1) ºC 
qsolução = 509,184 cal 
Transformando-se o qsolução em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
509,184 cal ----------------- X 
X = 2130,4258 J 
Para o calculo do calorímetro, utiliza-se o calor especifico do vidro que é de 
0 20 ∙ -1∙ºC-1, onde o qual, foi utilizado o erlenmeyer de 125 mL: 
 
qcalorímetro = mvidro ∙ vidro ∙ ∆T 
qcalorímetro = 63 127 ∙ 0 20 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (35 3 – 30,1) ºC 
16 
 
qcalorímetro = 65,6520 cal 
Transformando-se o qcalorímetro em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
65,6520 cal ------------------ X 
X = 274,6879 J 
Somando os valores de calor de reação temos: 
qreação = qsolução + qcalorímetro 
qreação = (2130,4258 + 274,6879) J 
qreação = 2405,1137 J 
A pressão constante, tem- ∆H : 
 
 
 
 
 
 
 
 
∆H = -48,1022 KJ∙ -1 
 
Ao adicionar a solução de HCl(aq) no erlenmeyer contendo a solução de 
NaOH(aq), houve a dissolução e neutralização do mesmo, onde ocorreu uma liberação 
de energia de -48,1022 KJ∙ -1, em forma de calor, então pode-se dizer que é uma 
reação exotérmica. Segue a equação estequiométrica abaixo: 
NaOH(aq) + HCl(aq) → N C (aq) + H2O(l) ∆H = -48 1022 KJ∙ 
-1 
 
5.4.1 Determinação do calor de reação entre NaOH(aq) e H2SO4(aq) 
Nesta reação temos a solução de H2SO4(aq), que é um acido poliprótico. Os 
acidos polipróticos se caracterizam por conter mais de um átomo de hidrogenio em 
sua composição. Na reação entre a solução ácida de H2SO4(aq) com a solução básica 
de NaOH(aq) houve a liberação de dois prótons para formar uma solução aquosa de 
Na2SO4(aq), como mostrado na equação a seguir: 
17 
 
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) → N 2SO4(aq) + 2H2O(l) 
 
Conforme a equação mostrada acima, é possivel observar que a proporção 
estequiometrica é de 1:2, mas levando em consideração que a concentrção de 
NaOH(aq) 1 0 ∙L
-1 tem o dobro da concentração de H2SO4(aq) 0 5 ∙L
-1, foi 
utilizado o volume de 50 mL para os mesmos, então houve a neutralização completa: 
 
1 mol NaOH --------------------------- 1000 mL 
Xmol ----------------------------------- 50 mL 
Xmol = 0,05 mol NaOH 
 
0,5 mol H2SO4 ------------------------ 1000 mL 
Xmol ------------------------------- 50 mL 
Xmol = 0,025 mol H2SO4 
 
Pode-se dizer que formou-se 0,025 mol da solução Na2SO4(aq), pois a 
proporção estequiometrica entre Na2SO4(aq) e H2SO4 é de 1:1. Segue abaixo o cálculo 
para determinar a concentração de Na2SO4(aq): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com base na concentração de Na2SO4 encontrada, foi feita uma aproximação 
nos dados de densidade e calor especifico, 1 00 ∙ L-1 1 00 ∙ -1∙ºC-1.Segue 
a baixo o calculo para determinar a massa da solução: 
m(solução) = d ∙ V 
m(solução) = 1,00 ∙ L
-1 ∙ 100 mL 
m(solução) = 100 g 
18 
 
 
A seguir, temos o calculo para determinar o calor da solução: 
qsolução = msolução ∙ solução ∙ ∆T 
qsolução = 100 ∙ 1 00 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (37,1-30,4) ºC 
qsolução = 670,00 cal 
Transformando-se o qsolução em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
670,00 cal --------------------- X 
X = 2803,28 J 
Agora apresenta-se o cálculo para determinar o calor do calorímetro, sabendo-
 í 0 20 ∙ -1∙ºC-1. 
qcalorímetro = mvidro ∙ vidro ∙ ∆T 
qcalorímetro = 63 127 ∙ 0 20 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (37 1-30,4) ºC 
qcalorímetro = 84,5901 cal 
Transformando-se o qcalorímetro em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
84,5901 cal ------------------ X 
X = 353.9249 J 
Para a somatória dos calores de reação, tem-se: 
qreação = qsolução + qcalorímetro 
qreação = (2803,28 + 353.9249) J 
qreação = 3157.2049 J 
A pressão constante, tem- ∆H : 
 
 
 
 
19 
 
 
 
 
 
∆H = -126,2881 KJ∙ -1 
Na reação entre o NaOH(aq) com H2SO4(aq) houve uma liberação de enregia --
126 2881 KJ∙ -1, na forma de calo, então pode-se se dizer que é uma reação 
exotérmica. Segue abaixo a equação estequiométrica. 
 
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) → N 2SO4(aq) + 2H2O(l) ∆H = -126,2881 KJ∙ 
-1 
 
5.4.2 Determinação do calor de reação entre NaOH(aq) e HNO3(aq) 
Ao adicionar uma solução de acido forte HNO3(aq) em uma solução de base 
forte NaOH(aq) ocorre a neutralização do mesmo, formando uma solução de HNO3(aq), 
conforme a equação apresentada a seguir: 
 
NaOH(aq) + HNO3(aq) → N NO3(aq) + H2O(l) 
 
Ambas soluções possuem 1 ∙L-1, e utilizou-se o 
volume de 50 mL para as mesmas. A apartir da equação estequiometrica acima, é 
possivel observar que a proporção estequiométrica entre reagentes e produtos é de 
1:1. Segue o calculo para determinação da concentração: 
 
1 mol NaOH --------------------------- 1000 mL 
Xmol----------------------------------- 50 mL 
Xmol-= 0,05 mol NaOH 
1 mol HNO3 ------------------------ 1000 mL 
Xmol-------------------------------- 50 mL 
Xmol- = 0,05 mol HNO3 
 
O volume total da solução é de 100 mL, que equivale a soma de 50 mL de 
20 
 
solução de NaOH(aq), mais 50 mL de solução de HNO3(aq). Segue o calculo para 
determinar a concentração de NaNO3(aq), onde será utilizado o número de mols 
encontradoa nteriormente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A partir da concentração da solução de NaNO3(aq) encontrada, foi realizada 
 x í 1 00 ∙ L-1e 
1 00 ∙ -1∙ºC-1. Segue o calculo para determinação da massa da solução: 
m(solução) = d ∙ V 
m(solução) = 1,00 ∙ L
-1 ∙ 100 mL 
m(solução) = 100 g 
Segue o calculo para determinação do calor da solução, a partir das 
temperaturas anotadas: 
qsolução = msolução ∙ solução ∙ ∆T 
qsolução = 100 ∙ 1 00 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (35,9 – 30,4) ºC 
qsolução = 550,00 cal 
Transformando-se o qsolução em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
550,00 cal ----------------- X 
X = 2301,2 J 
Para determinar o calor do calorímetro foi utilizado o valor do calor especifico 
do vidro, que é 0 20 ∙ -1∙ºC-1. 
qcalorímetro = mvidro ∙ vidro ∙ ∆T 
qcalorímetro = 63,127 ∙ 0 20 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (35,9 – 30,4) ºC 
qcalorímetro = 69,4397 cal 
Transformando-se o qcalorímetro em Joule: 
21 
 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
69,4397 cal ------------------ X 
X= 290,5357 J 
Para a somatória dos calores de reação, tem-se: 
qreação = qsolução + qcalorímetro 
qreação = (2301,2 + 290,5357) J 
qreação = 2591,7357 J 
A pressão constante, tem- ∆H : 
 
 
 
 
 
 
 
 
∆H = -51,8347 KJ∙ -1 
Na reação entre NaOH(aq) e HNO3(aq,) houve a neutralização dos mesmos, onde 
ocorreu uma liberação de energia de -51 8347 KJ∙ -11, na forma de calor, com isso, 
pode-se dizer que a reação é exotérmica. Segue abaixo a equação estequiométrica: 
 
NaOH(aq) + HNO3(aq) → N NO3(aq) + H2O(l) ∆H = -51 8347 KJ∙ 
-1 
 
5.4.3 Determinação do calor de reação entre NaOH(aq) e CH3COOH(aq) 
Na reação entre o ácido fraco CH3COOH(aq) e a base forte NaOH(aq) não ocorre 
a dissociação completa, provocando a formação de uma solução aquosa de 
NaCH3COO(aq). Segue abaixo a equação estequiometrica: 
 
NaOH(aq) + CH3COOH (aq) → N CH3COO(aq) + H2O(l) 
 
Ambas soluções possuem a 1 ∙L-1, e utilizou-se o 
volume de 50 mL para as mesmas. A partir da equação apresentada apresentada 
22 
 
acima, é possivel notar que a proporção estequiométrica entre reagentes e produtos é 
de 1:1. Com base nesses dados poemos fazer o seguinte calculo: 
 
1 mol NaOH --------------------------- 1000 mL 
Xmol -----------------------------------50 mL 
Xmol = 0,05 mol NaOH 
 
1 mol CH3COOH ------------------------ 1000 mL 
Xmol ------------------------------- 50 mL 
Xmol = 0,05 mol CH3COOH 
 
O volume total da solução é de 100 mL, o qual equivale a soma de 50 mL de 
solução de NaOH(aq), mais 50 mL de solução de CH3COOH(aq). Segue abaixo o calculo 
para determinação da concnetração de NaCH3COO(aq) utilizando o valor de numero de 
mols encontrado anteriormente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A partir da concentração da solução de NaCH3COO(aq) encontrada, foi 
realizada uma aproximação dos dados de densidade e calor específico, sendo, 1,00 
 ∙ L-1 1 00 ∙ -1∙ºC-1. Segue abaixo o cálculo para determinação da massa da 
solução : 
m(solução) = d ∙ V 
m(solução) = 1,00 ∙ L
-1 ∙ 100 mL 
m(solução) = 100 g 
Segue o calculo para determinação do calor da solução, a partir das 
temperaturas anotadas: 
qsolução = msolução ∙ solução ∙ ∆T 
qsolução = 100 ∙ 1 00 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (36,0– 30,2) ºC 
23 
 
qsolução = 580,00 cal 
Transformando-se o qsolução em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
580,00 cal ----------------- qsolução 
qsolução = 2426,72 J 
Para determinar o calor do calorímetro foi utilizado o valor do calor especifico 
 0 20 ∙ -1∙ºC-1. 
qcalorímetro = mvidro ∙ vidro ∙ ∆T 
qcalorímetro = 63,127 ∙ 0 20 ∙ 
-1∙ºC-1 ∙ (36,0– 30,2) ºC 
qcalorímetro = 73,2273 cal 
Transformando-se o qcalorímetro em Joule: 
1 cal -------------------------- 4,184 J 
73,2273 cal ------------------ qcalorímetro 
qcalorímetro = 306,3830 J 
Para a somatória dos calores de reação, tem-se: 
qreação = qsolução + qcalorímetro 
qreação = (2426,72 + 306,3830) J 
qreação = 2733,103 J 
A pressão constante, tem- ∆H : 
 
 
 
 
 
 
 
 
∆H = -54,6620 KJ∙ -1 
Na reação entre NaOH(aq) e CH3COOH(aq), houve a neutralização dos mesmo, 
com isso ocorreu uma liberação de energia de -54 6620 KJ∙ -1, na forma de calor é, 
24 
 
então pode-se dizer que é uma reação exotérmica. Segue abaixo a reação 
estequiométrica: 
NaOH(aq) + CH3COOH(aq) → N CH3COO(aq) + H2O(l) ∆H = -54 6620 KJ∙ 
-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
6. CONCLUSÃO 
Com base nos conhecimentos teóricos sobre a Lei de Hess, foi possível 
calcular a variação de entalpia do NaOH em meio aquoso e em contato com ácidos 
fortes. Também pode-se calcular a quantidade de calor liberada em cada experimento 
realizado, através das temperaturas anotadas e do valor da densidade das soluções 
utilizadas nos experimentos, onde as quais tem valores tabelados. A partir dos 
cálculos realizados, pode-se perceber que nas reações houve liberação de energia em 
forma de calor, tendo isso em vista, podemos dizer que todos os experimentos 
realizados se tratam de processos exotérmicos, pois houve reações de dissolução e 
neutralização. Para medir os valores utilizou-se o erlenmeyer como sendo o calorímetro, 
sabendo-se que í 0 20 ∙ -1∙ºC-1. Através do dado de 
calor especifico do vidro, da massa e temperaturas anotadas, pode-se encontrar o 
calor liberado no calorímetro em Joule, em seguida fez-se o calculo para achar o valor 
da entalpia à pressão constante, onde foi possível perceber que o primeiro 
experimento teve menor liberação de calor (∆H = -43,76 KJ∙ -1), pois diferentes dos 
outros experimentos, onde ocorreu a dissolução e neutralização do NaOH, no primeiro 
experimento houve somente a dissolução do NaOH(s) em água. 
 
 
26 
 
8. REFERÊNCIAS 
 
[1] LEVINE, I. N. Físico – Química. 6ª ed. Rio de Janeiro: LTC, Vol. 01, 2012 
[2] CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: 
AMGH, 2007. 778p. 
[3] KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química geral e reações 
químicas. Tradução da 6ª edição norte americana. Vol. 01, 2009.