FQE0001
Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC
Centro de Ciências Tecnológicas – CCT
Departamento de Química - DQM
Físico-Química Experimental
Exp. 02
Calor de Reação
1. Introdução
A variação de entalpia é definida como o calor fornecido ou retirado do sistema numa
transformação que ocorre a pressão constante. Ou seja, quando um sistema está sob pressão
constante, a variação de entalpia é igual à energia transferida na forma de calor. Assim,
podemos escrever que:
(a pressão constante, sem trabalho extra)
No caso de uma transformação finita:
Por exemplo, se fornecemos à água contida num béquer aberto, através de um
aquecedor elétrico, 36 kJ de energia, a entalpia da água aumenta em 36 kJ, e escrevemos ∆H
= +36 kJ.
A importância desta equação é que, como usualmente as reações químicas ocorrem em
pressão constante, em reatores abertos para a atmosfera, o calor que elas fornecem ou utilizam
pode ser igualado à variação da entalpia do sistema.
Reações Endotérmicas e Exotérmicas
Quando transferimos energia, na forma de calor, a um sistema em pressão constante, a
entalpia do sistema aumenta nessa mesma proporção (∆H > 0), e dizemos que a
transformação é endotérmica (o sistema absorveu calor). Quando a energia deixa um sistema
em pressão constante, na forma de calor, a entalpia do sistema diminui na mesma proporção
(∆H < 0) e dizemos que a transformação foi exotérmica (o sistema liberou calor). Por
exemplo, a formação de iodeto de zinco a partir de seus elementos é uma reação exotérmica
que libera 208 kJ de calor para o ambiente por mol de ZnI2 formado:
Zn(s) + I2(s) → ZnI2(s)
∆H = -208 kJ / mol
Dizemos então que a entalpia da mistura de reação diminuiu em 208 kJ para cada mol de ZnI2
formado.
Já a dissolução do nitrato de amônio em água é um processo endotérmico, ou seja, o
sistema absorve calor e a entalpia total aumenta. Ou seja:
NH4NO3(s) → NH4+(aq) + NO3-(aq)
∆H = +25,4 kJ / mol
Neste caso, dizemos que a entalpia da mistura aumentou em 25,4 kJ por mol de nitrato de
amônio dissolvido.
Capacidade Calorífica
A variação da temperatura de um sistema devido à transferência de calor varia para
cada substância. Desta maneira, só é possível medir a energia transferida para um sistema na
forma de calor se soubermos a capacidade calorífica (C) do sistema, que é definida como a
razão entre o calor fornecido e o aumento de temperatura que ele provoca:
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A capacidade calorífica é uma propriedade extensiva: quanto maior for a amostra, mais calor
é necessário para aumentar sua temperatura e, portanto, maior a sua capacidade calorífica. É
comum, portanto, registrar a capacidade calorífica específica ou calor específico (c), que é a
capacidade calorífica dividida pela massa da amostra
.
A variação de entalpia pode ser medida por calorimetria, acompanhando a variação da
temperatura de uma transformação física ou química que ocorra a pressão constante. Neste
caso, utiliza-se um calorímetro isobárico, formado por um vaso, termicamente isolado, aberto
para a atmosfera. O calor liberado por uma reação que ocorre dentro do vaso é monitorado
pela medição da variação de temperatura que ocorre no interior do vaso.
Para utilizar o calorímetro, em primeiro lugar é necessário calcular sua capacidade
calorífica, processo chamado de calibração do calorímetro. Este procedimento é realizado
medindo a variação de temperatura num processo onde a quantidade de calor transferida é
conhecida, utilizando-se a equação:
Em seguida, utiliza-se o valor calculado Ccal para relacionar a variação de temperatura
no calorímetro com a quantidade de calor transferida após a transformação de interesse.
Neste experimento, uma garrafa térmica será adaptada para utilização como um
calorímetro adiabático para medir o calor desprendido ou absorvido durante as reações.
Admitiremos que o calor de reação será usado para modificar a temperatura da solução
aquosa e do calorímetro. Para tanto, é necessário conhecermos o calor específico da água
(cágua = 1,0 cal/g.°C - ou seja, é preciso 1,0 caloria para fazer variar de 1,0 °C a temperatura de
1,0 g de água) e o calor específico do calorímetro, que será obtido através do processo de
calibração.
Matematicamente, podemos escrever:
Lei de Hess
A entalpia é uma função de estado; logo, o valor de ∆H é independente do caminho
entre os estados inicial e final. Neste contexto, temos a Lei de Hess, que diz:
“A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que a
reação pode ser dividida.”
A Lei de Hess aplica-se mesmo se as reações intermediárias, ou a reação total, não
podem ser realizadas na prática. Conhecidas as equações balanceadas de cada etapa e sabendo
que a soma dessas equações é igual à equação da reação de interesse, a entalpia de reação
pode ser calculada a partir de qualquer sequência conveniente de reações.
Nesta experiência, será medida e comparada a quantidade de calor envolvida em três
reações.
Reação 1 – Hidróxido de sódio sólido dissolvido em água e formando solução aquosa de
íons:
NaOH(s)  Na+(aq) + OH -(aq) ∆H1
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Reação 2 - Hidróxido de sódio sólido reagindo com solução aquosa de ácido clorídrico,
formando-se água e solução de cloreto de sódio:
NaOH(s) + HCl(aq)  H2O + Na+(aq) + Cl- ∆H2
Reação 3 – Solução aquosa de hidróxido de sódio reagindo com solução aquosa de ácido
clorídrico, formando água e solução aquosa de cloreto de sódio:
NaOH(aq) + HCl (aq)  H2O + Na+(aq) + Cl-(aq) ∆H3
2. Objetivos
Comprovar a Lei de Hess medindo o calor de reação de duas reações intermediárias e
comparando com o calor de reação medido para a reação global.
3. Procedimento Experimental
3.1 - Materiais utilizados
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
Calorímetro (garrafa térmica)
Termômetro
NaOH 0,5 mol/L
NaOH sólido
HCl 0,25 mol/L e 0,5 mol/L
Água destilada
Béquer
Chapa de aquecimento
3.2 - Procedimento
Calibração do calorímetro
Em primeiro lugar, deve-se calibrar o calorímetro. Para isso, coloque 50 mL de água
destilada dentro da garrafa térmica e meça a temperatura. Em seguida, coloque 50 mL de água
destilada num béquer e aqueça até 40 °C. Adicionar, rapidamente, a água aquecida na garrafa
térmica e agite. Anote a temperatura de equilíbrio para os cálculos posteriores.
Determinação do calor de reação 1:
Coloque no calorímetro cerca de 100 mL de água destilada e anote a temperatura.
Pese cerca de 1,0 g de NaOH sólido, anote exatamente a massa medida. Coloque a
massa de NaOH medida na água e agite o frasco até que o hidróxido de sódio se dissolva.
Insira o termômetro no frasco e anote a temperatura.
Determinação do calor de reação 2:
Repita a etapa acima, mas substituindo a água por 100 mL de HCl 0,25 mol/L.
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Determinação do calor de reação 3:
Coloque 50 mL de solução 0,5 mol/L de HCl no calorímetro e, num Becker, coloque
50 mL de solução 0,5 mol/L de NaOH. As duas soluções devem estar à temperatura ambiente
ou ligeiramente abaixo. Verifique isto com o termômetro (lave-o antes de passá-lo de uma
solução para outra). Anote as temperaturas.
Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido clorídrico. Misture
rapidamente e anote a temperatura mais elevada que for atingida.
4. Discussão dos Resultados
Utilize as tabelas abaixo para calcular os calores de reação (∆H1, ∆ H2, ∆H3), todos em
cal/mol de NaOH, a partir dos resultados experimentais.
Compare ∆H2 com ∆H1 + ∆H3 e explique.
Tabela 1: Calibração do calorímetro.
Massa de água quente /g
Massa de água fria /g
Temperatura inicial da água quente /°C
Temperatura inicial da água fria /°C
Temperatura final da mistura /°C
Ccal /cal.K-1
Tabela 2: Medidas de calor de reação para as reações 1, 2 e 3.
Reação
1
2
Massa de água* /g
Quantidade de NaOH /mol
Temperatura inicial
Temperatura final
Variação de temperatura
Variação de entalpia /cal.mol-1
3
*Considerar a densidade da água como 1,0 g/mL
5. Questões
1. Defina capacidade calorífica, diferenciando as relações entre capacidade calorífica
a pressão e a volume constante, energia interna e entalpia.
2. Explique a importância da Lei de Hess e das determinações de entalpias-padrões
de formação.
6. Referências Bibliográficas
1. Atkins, P; de Paula, J.; Físico-Química. Vols. 1-2. Nona Edição. LTC:Rio de Janeiro.
2012.
2. Rangel, R. N. Práticas de Físico-Química. 3. ed. São Paulo:Edgard Blücher, 2006.