Calorimetria – entalpia de neutralização de HCl + NaOH
QuímicaTermoquímica e termodinâmicaIdades 15–16Laboratório virtual
Use com a sua turma: os alunos abrem por um link ou QR code, sem precisar de conta.
Continue em Termoquímica e termodinâmica
Experimento virtual com um calorímetro de copo de isopor: despeje V₁ mL de HCl C₁ M e V₂ mL de NaOH C₂ M (ambos a 25 °C), agite e acompanhe o termômetro e o gráfico T(t). A partir da temperatura máxima, os alunos calculam Q = m·c·ΔT, a quantidade de água formada (pelo reagente limitante) e ΔrH ≈ −57,3 kJ/mol. Cada medição é registrada em uma tabela de resultados, e um ajuste de perda de calor mostra por que os valores medidos costumam ser menores que o teórico.
Aula: Variação de entalpia – medida da entalpia de neutralização
O que mostra
A neutralização de um ácido forte por uma base forte é exotérmica: H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l), com variação de entalpia de cerca de −57,3 kJ por mol de água formada. Em um calorímetro de copo de poliestireno, o calor liberado aquece a mistura, de modo que Q = m·c·ΔT, considerando a solução como água (1 g/mL, 4,18 J/g·K). Dividindo Q pelos mols de água, definidos pelo reagente limitante, obtém-se ΔrH. O calor perdido para o ambiente faz o valor medido ficar menor que o teórico.
Como usar
Ajuste os volumes e as concentrações de HCl e NaOH, escolha um valor para Perda de calor do copo e clique em Despejar e agitar. Acompanhe o termômetro e o gráfico de temperatura em função do tempo; depois do máximo, a medição entra na tabela. Clique em Nova medição, mude uma variável por vez e compare ΔT e ΔrH entre as medições, por exemplo dobrando os dois volumes ou deixando um reagente em excesso.
Parâmetros que você pode mudar
- Volume da solução de HCl 10–100 mL
- Concentração de HCl 0,1–2 M
- Volume da solução de NaOH 10–100 mL
- Concentração de NaOH 0,1–2 M
- Perda de calor do copo 0–30 %
Perguntas para explorar
- Se os dois volumes forem dobrados com as mesmas concentrações, como ΔT muda e por quê?
- Quando o NaOH está em excesso, com qual reagente se calculam os mols de água formados?
- Por que o valor medido de |ΔrH| costuma ser menor que 57,3 kJ/mol?
Perguntas frequentes
Como calcular a entalpia de neutralização a partir do aumento de temperatura?
Calcule o calor liberado com Q = m·c·ΔT, divida pelos mols de água formados e coloque o sinal negativo: ΔrH = −Q/n(H₂O). Nessa fórmula, m é a massa de toda a solução misturada e c vale cerca de 4,18 J/g·K, o valor da água. Converta Q para quilojoules para obter o resultado em kJ/mol.
Por que a entalpia de neutralização é quase igual para todos os ácidos e bases fortes?
Ela é quase igual porque ácidos e bases fortes estão totalmente ionizados, de modo que a reação é sempre H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l), com cerca de −57,3 kJ por mol de água. Os outros íons são espectadores e não reagem. Ácidos e bases fracos costumam dar um valor menos negativo, porque parte da energia é gasta para ionizá-los.
Por que se usa um copo de isopor como calorímetro?
Usa-se o copo de isopor porque ele é um bom isolante térmico e absorve muito pouco calor. Assim, quase todo o calor da reação aquece a solução, e o calor absorvido pelo copo pode ser desprezado no cálculo. Uma tampa reduz ainda mais a perda de calor para o ar ao redor.
Ideias para a aula
Todos os guias- Laboratório virtual de calorimetria: calor de neutralizaçãoLaboratório virtual de calorimetria para a prática de variação de temperatura: misture HCl e NaOH num copo de isopor, ache a temperatura máxima e calcule ΔH.
- Laboratório virtual da lei de Hess: hidratação do CuSO₄Laboratório virtual da lei de Hess: dissolva sulfato de cobre(II) anidro e hidratado num calorímetro, ache os dois ΔH e combine os valores num ciclo.
- Laboratório virtual de entalpia de combustão: álcooisLaboratório virtual de entalpia de combustão: queime quatro álcoois sob uma lata de cobre, calcule ΔcH por q = mcΔT, ache a variação por CH₂ e avalie as perdas.
