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Faculdades Oswaldo Cruz
LABORATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA
CURSO:
TURMA:
COMPONENTES DO GRUPO
NOME
1-
Nr.
NOTA
2345-
Data de realização da experiência
/
/
Data de entrega do relatório
/
/
Profa.:
EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO DO H DE NEUTRALIZAÇÃO
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Faculdades Oswaldo Cruz
EXPERIÊNCIA Nº5
DETERMINAÇÃO DO  H DE
NEUTRALIZAÇÃO
REFERENCIAL TEÓRICO
A equação da reação de neutralização entre um ácido forte como por exemplo HCI e uma
base forte como por exemplo NaOH em solução diluída pode ser escrita como:
Na+ (aq) + OH- (aq) + H+ (aq) + Cl- (aq) Na+(aq) + Cl- (aq) + H2O
(1)
Esta reação ocorre com desprendimento de calor ou seja é exotérmica. O valor deste
calor obtido experimentalmente para 1 mol de ácido é o próprio H de neutralização (variação de
entalpia de neutralização). Por se tratar de uma reação exotérmica H< 0.
A reação (1) se reduz a apenas a neutralização dos íons H+ pelos íons OH- dando H2O:
H+ (aq) + OH- (aq)
 H2O (I)
(2)
Quando um ácido forte reage com uma base fraca ou um ácido fraco com uma base forte a
reação que ocorre é também a (2). Entretanto em se tratando de reação com ácido ou base fraca,
além do efeito térmico devido à neutralização existe o efeito térmico devido à ionização. Os
valores obtidos experimentalmente correspondem neste caso aos valores de neutralização e de
ionização.
Além destes calores existe o calor de diluição do ácido como da base. Para ácidos a
bases diluídas a contribuição é muito pequena e pode ser desprezada.
Para medir o calor de neutralização pode-se usar um frasco de Dewar (calorímetro usado
no laboratório). Este calorímetro é adiabático, ou seja, impede que haja troca de calor com o meio
exterior.
O calor de neutralização é obtido a partir de medidas das temperaturas antes e depois da
reação e de cálculos simples como vemos a seguir:
Cálculo do calor de neutralização e da entalpia molar de neutralização
O calor produzido na reação é igual ao calor necessário para aumentar a temperatura da
solução e do calorímetro (admitindo o calorímetro perfeitamente adiabático).
Q reação = Q solução + Q calorímetro
(1)
Como Q = mc (tf - ti)
(2)
sendo
m = massa da espécie em questão
c = calor específico desta espécie
tf - ti = t = variação de temperatura
t = temperatura em (ºC), f = final e i = inicial
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Podemos escrever a equação (1) especificando cada termo.
Q reação = msol . Csol (tf - ti) + mcal . Ccal (tf - ti)
(3)
No primeiro termo da equação (3) msol = massa da solução e é dado por msol = dsol .
Vsol (Vsol = volume da solução após a reação (1), dsol = densidade da solução após a reação).
Como a solução é diluída é possível fazer a seguinte aproximação dsol  dH O. O mesmo serve
2
para Csol  CH O.
2
O segundo termo da equação (3) se refere a tudo que se encontra no calorímetro: paredes,
termômetro, agitador, etc. Como não temos condição de determinar esta massa, costuma-se
obter, o "equivalente em água" do calorímetro, ou seja, a massa em água que corresponde à
massa do calorímetro, uma vez obtido o Qreação obtém-se H usando uma simples regra, de
três. O sinal de H é negativo já que a reação é exotérmica.
Q reação --------------- x mol ácido
H
-------------- 1 mol
H = Q reação / x mol ácido
Obtenção do equivalente em água do calorímetro
De acordo com o procedimento, uma massa inicial de água (fria) é colocada no calorímetro
e é medida a sua temperatura. Feito isto é adicionada uma outra massa de água (quente) a 40ºC
e medida a temperatura do conjunto após equilíbrio térmico.
Dentro do calorímetro ocorre troca de calor entre a água “fria” e a água ”quente” até atingir
o equilíbrio térmico quando,
Calor cedido pela água a 40ºC = calor recebido pelo conjunto (água fria) + calor ganho pelo
calorímetro.
De acordo com a equação (2) isto equivale a:
M H2O(quente) . CH2O (40 - tf) = mH2O(fria) . CH2O . (tf - ti) + mcal . Ccal (tf - ti)
(4)
sendo mcal . Ccal = E, que é o equivalente em água do calorímetro.
PROCEDIMENTO
Parte 1: Determinação do Equivalente em Água
1 - Adicionar no calorímetro 50 mL de H2O destilada a temperatura ambiente, medidos com
pipeta, deixar o sistema entrar em equilíbrio térmico,anotar a temperatura de equilíbrio inicial.
2 - Aquecer 50 mL de H2O medidos com pipeta até 40ºC.
3 - Adicionar a H2O quente no calorímetro, agitar e anotar a temperatura de equilíbrio final.
Obs.: A temperatura de equilíbrio é a que permanece constante por uns 2 ou 3 minutos.
Parte 2: Determinação da Entalpia de Neutralização
1 - Colocar 50 mL de NaOH 0,1 mol/L no interior do calorímetro.
2 - Colocar 50 mL de HCl 0,1 mol/L no tubo interno ao calorímetro.
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Inicialmente a base e o ácido estão separados por uma tampa de borracha. Após cerca de
5 minutos fazer a leitura inicial em que se encontra em equilíbrio todo o sistema.
3 - Com uma bagueta soltar a tampa de borracha do tubo que contém HCl. Quando a tampa de
borracha se desprende do tubo, ocorre a mistura do NaOH com o HCl, agitar e fazer a leitura da
nova temperatura de equilíbrio após a reação de neutralização.
4 - Repetir os ítens de 1 a 3, usar os outros dois ácidos (acético e nítrico) combinados com a
mesma base.
Tratamento dos dados experimentais
1 - Completar a Tabela 1
TABELA 1
Substâncias
tf (ºC)
ti (ºC)
água (fria)
água (quente)
ácido clorídrico
ácido nítrico
ácido acético
2 - Utilizando a Equação (4) e os valores da Tabela 1, calcular o equivalente em água do
aparelho.
3 - Utilizando a Equação (3) e os dados da Tabela 1, obtenha o calor da reação.
4 - Transformar os valores encontrados em calor molar de neutralização.
5 - Completar a Tabela 2.
TABELA 2
Substâncias
Qreação (cal)
Hexp (cal/mol)
Hteórico (cal/mol)
ácido clorídrico
ácido nitrico
ácido acético
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QUESTIONÁRIO
1. Defina calor de neutralização.
2. O que é equivalente em "água" de um calorímetro?
3. O que é uma transformação adiabática? Por que o calorímetro não é perfeitamente
adiabático?
4. Como você justifica a substituição de massa por volume na Equação (4).
5. Cite explicações práticas do método.
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LABORATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA
CURSO:
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EXPERIÊNCIA: LEI DE HESS
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EXPERIÊNCIA Nº6
LEI DE HESS
REFERENCIAL TEÓRICO
A lei de Hess diz que o calor de reação para uma dada equação pode ser calculado por
combinações algébricas de outras equações termodinâmicas. Tendo em vista que o calor de
reação é uma função de estado, o valor calculado usando o caminho correspondente à série de
reações escolhidas será válido sempre que a soma da série de equações, reproduzirem
corretamente os reagentes e produtos da equação desejada.
Exemplo: Combine as seguintes reações termoquímicas:
S(rômbico)+ O2(g) = SO2(g)
S(monoclínico) + O2(g) = SO2(g)
Hº298 = -70,944 kcal
Hº298 = - 71,02 kcal
a fim de prever Hº298 para
S(rômbico)  S(monoclínico)
Subtraindo a segunda equação da primeira, teremos:
[S(rômbico) + O2(g)] - [S(monoclínico) + O2(g)] = SO2(g) - SO2(g)
que pode ser arranjada para fornecer a reação desejada, e então
Hº298 = -70,944 - (-71,02) = 76 cal = 318J
A variação de entalpia H, que acompanha uma dada transformação (reação química ou
mudança de estado físico), depende somente dos estados inicial e final do sistema e não da
seqüência de estados seguida pelo sistema durante a transformação.
Portanto, se
transformarmos um dado conjunto de reagentes num dado conjunto de produtos por mais de uma
seqüência de reações, a variação total de entalpia H será a mesma para cada seqüência. Essa
regra que é uma conseqüência do primeiro princípio da termodinâmica, é também conhecida
como "Lei de Hess da Soma Constante dos Calores" pois foi verificada por Hess à base de
observações experimentais, muitos anos antes de ter sido desenvolvido o conceito de entalpia
como uma função de estado.
Uma vez que a obtenção do valor de H independe do caminho usado para tal, a lei de
Hess nos permite calcular as variações de entalpia de qualquer reação ou seja mesmo daquelas
que não podem ser conduzidas diretamente no laboratório e/ou que não permitem a determinação
direta de suas mudanças de entalpia.
A variação de entalpia de uma reação pode ser obtida através de experiências
calorimétricas, onde o efeito térmico de uma reação é medido usando um calorímetro. Existem
muitos tipos de calorímetros adiabáticos. Num calorímetro adiabático, o sistema está isolado e
não transfere calor para o meio ambiente. A temperatura no final da reação é em geral diferente
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da temperatura no início da reação. Portanto, para qualquer transformação dentro do
calorímetro, sob pressão constante, o primeiro princípio nos diz que Qp = H = O.
Para obtermos o valor de H da reação podemos supor que a transformação dentro do
calorímetro ocorre em duas etapas:
Etapa 1
Etapa 2
R(T1)  P(T1)
C(T1) + P(T1)  C(T2) + P(T2)
HT
1
HT + Hcal
2
(1)
(2)
onde:
R(T1), P(T1) e C(T1) são respectivamente os reagentes, os produtos e o calorímetro
à temperatura T1.
R(T2), P(T2) e C(T2) são respectivamente os reagentes, os produtos e o calorímetro
à temperatura T2.
HT é a variação de entalpia da reação
1
HT é a variação de entalpia devido à mudança de temperatura, de T1 a T2 da
2
mistura dentro do calorímetro.
Hcal é a variação de entalpia do calorímetro.
T1 e T2 as temperaturas da mistura dentro do calorímetro.
A variação de entalpia para esta transformação é dado pela (3) já que o calorímetro é adiabático.
 H T +  H T +  H cal = 0
1
2
(3)
Portanto HT = - HT - Hcal e para obtermos HT temos que obter HT e Hcal
1
2
1
2
Da teoria sabemos que H pode ser obtido facilmente bastando que para isto se
conheçam as capacidades caloríficas molares das espécies, Cp e T (temperatura final temperatura inicial)
H = Qp = nCpT
onde n = número de mol
No nosso caso:
HT1 = - [mCp(P)] (T2 - T1) - E (T2 - T1)
(4)
Na prática em geral nos são fornecidos os calores específicos Cp (cal. g-1. grau-1) e
portanto devemos substituir n por m (massa) e E = mCp(c) é também conhecido como equivalente
em água do calorímetro e é obtido experimentalmente.
Cálculo do HT1 (equação (4))
O equivalente em água do calorímetro é obtido conforme a experiência entalpia de
neutralização.
HT2 = [mCp(P)] (T2 - T1)] ,
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é obtido usando a massa da solução e o calor específico da mesma. Muitas vezes para
facilitar os cálculos considera-se a massa da solução como sendo uma massa de água.
Como HT1 se refere a uma certa massa de regente, para se encontrar H/mol se calcula
Hreação = HT1/n
(5)
onde n é o número de mol de reagente adicionado ou de produto obtido.
Nos laboratórios, os calorímetros não são 100% (cem por cento) adiabáticos e portanto os
valores de H obtidos, apresentam uma certa porcentagem de erro.
__
Obs.: Cp
= 1cal/g ºC
H2O
PROCEDIMENTO:
1 - Determinação do Equivalente em Água
a) Adicionar no calorímetro 50 mL de água destilada a temperatura ambiente, medidos com
uma pipeta volumétrica. Medir a temperatura de equilíbrio inicial após alguns minutos.
b) Aquecer 50 mL de água destilada a 40ºC, usar uma pipeta volumétrica.
c) Adicionar a água quente dentro do calorímetro, agitar e anotar a temperatura de equilíbio
final após alguns minutos. A temperatura de equilíbrio é a que permanece constante por
apenas uns 2 ou 3 minutos.
2 - Dissolução do hidróxido de sódio
a) Coloque no calorímetro 200 mL de água destilada medidos com uma proveta, agite com
cuidado até a temperatura permanecer constante e anote-a (T'1);
b) Pese rapidamente ao redor de 2,00 gramas de hidróxido de sódio sólido num béquer de 100
mL;
c) Adicione o hidróxido de sódio à água no calorímetro, agite com cuidado e anote a temperatura
mais alta (T'2);
d) Meça a densidade da solução;
e) Lave o calorímetro e seque-o.
3 - Reação entre o hidróxido de sódio sólido e o ácido clorídrico
Repita as etapas no item acima trocando os 200 mL de água por 200 mL de ácido clorídrico
0,25M.
4 - Reação entre o hidróxido de sódio 0,5M e ácido clorídrico 0,5M
a) Coloque no calorímetro 100 mL de ácido clorídrico 0,5M, medidos com uma proveta, agite
com cuidado até a temperatura permanecer constante e anote-a (T'1);
b) Coloque no calorímetro 100 mL de hidróxido de sódio 0,5M, medidos com uma proveta, cuja
temperatura não deve diferir da do ácido clorídrico. Agite com cuidado até a temperatura
permanecer constante e anote-a (T'2);
c) Meça a densidade da solução;
d) Lave o calorímetro.
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Atenção:
- Use o valor 1,0 cal . g-1 . grau-1 para o calor específico da solução de cloreto de sódio obtida
após a reação:
- No item 2 verifica-se a seguinte reação:
NaOH(s)

Na+(aq) + (OH)-(aq)
H1=?
- No item 3 verifica-se a seguinte reação:
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq)  H2O + Na+(aq) + Cl-(aq)
H2=?
- No item 4 verifica-se a seguinte reação:
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq)  H2O + Na+(aq) + Cl-(aq)
H3=?
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Tratamento dos dados experimentais
1 - Completar a Tabela 1:
TABELA 1
Substâncias
ti (ºC)
tf (ºC)
Água (fria)
Água (quente)
2 - Utilizando os valores da Tabela 1 calcule o equivalente em água conforme a experiência
entalpia de neutralização.
3 - Completar a Tabela 2.
TABELA 2
Substância
t (ºC)
água
água + NaOH
4 - Escrever a equação termodinâmica (1) envolvida no processo.
5 - Calcular o calor de dissolução H1 do hidróxido de sódio sólido, usando a Equação (4).
6 - Completar a Tabela 3.
TABELA 3
Substância
t (ºC)
ácido clorídrico
ácido clorídrico +Na OH(s)
__
7 - Calcular o calor de reação (H2), usando a Equação (4).
8 - Escrever a equação termodinâmica (2) envolvida no processo.
9 - Completar a Tabela 4
TABELA 4
Substância
t (ºC)
Sol . NaOH 0,5 mol L-1
Sol . HCL 0,5 mol L-1
Mistura = HCl + NaOH
10 - Calcular o calor de reaçãoH3, usando a equação 4.
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11 - Escrever a equação termodinâmica (3) envolvida no processo.
12 – Verificar se o experimento segue a lei de Hess
31
13 - Completar a Tabela 5.
TABELA 5
Reação
H
(1)
(2)
(3)
QUESTIONÁRIO
1. Defina entalpia de formação e entalpia de reação.
2. Explique por meio de um exemplo (diferente do visto experimentalmente) a lei de Hess.
3. Por
que podemos
usar as temperaturas em graus Celsius ou em graus Kelvin
indiferentemente?
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