Relatório Calorimetria

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Título: Calorimetria 
 
Ana Beatriz Salvagno (168.962), Mariany Almeida 
Santos (169.028), Matheus Feitosa da Silva (169.029) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UC: Química Geral Experimental 
Curso: Engenharia Química Noturno 
Data da realização do experimento:15/03/2003 
Responsáveis: Laura Oliveira Peres Philadelphi 
 Fabrício R. Sensato 
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Relatório de Atividades 
Resumo 
 Os procedimentos de calorimetria que foram realizados tinham como objetivo 
determinar a capacidade calorífica de um calorímetro caseiro e também determinar a 
entalpia das soluções de dissolução do Cloreto de Amônio e do Magnésio Metálico em 
solução ácida. 
 Foram realizadas três etapas que consistiram em medir a variação de temperatura 
das substâncias antes e depois da reação, para que se fizesse possível estipular através 
de cálculos calorimétricos as entalpias de cada uma das reações envolvidas. Graças a 
relativa eficácia do calorímetro e a precisão das medições, foi possível chegar aos 
resultados esperados. 
Introdução 
 A seguir serão apresentados três experimentos realizados na prática do dia 
15/05/2023 e todos relacionados à calorimetria. O tipo de transferência de calor que 
ocorre no interior de uma garrafa térmica de chá com gelo também ocorre no interior de 
um calorímetro, que é o dispositivo experimental usado em uma técnica conhecida como 
calorimetria.[1] 
 Foi determinada a capacidade calorífica do calorímetro caseiro, por meio de 
experimento, e tal capacidade foi utilizada posteriormente para determinar a entalpia de 
duas outras reações. A capacidade calorífica (C) de uma substância é a quantidade de 
calor necessária para elevar de um grau Celsius a temperatura de dada quantidade da 
substância. [2] 
 A variação de entalpia (H, normalmente expressa em quilojoules) é uma medida 
do calor da reação (ou de qualquer outro processo), a pressão constante.A lei de Hess 
estabelece que a variação de entalpia global de uma reação é igual à soma das variações 
de entalpia das etapas individuais que constituem a reação global. A entalpia-padrão de 
uma reação pode ser calculada por meio das entalpias-padrão de formação dos 
reagentes e dos produtos. [2] 
 Os objetivos desse experimento foram a determinação da capacidade calorífica 
aproximada do calorímetro, a entalpia de dissolução do Cloreto de Amônio e do Magnésio 
Metálico em solução ácida. 
 
Procedimento Experimental 
 Foram realizados três procedimentos experimentais utilizando um calorímetro 
caseiro feito de um copo com tampa, ambos de poliestireno, afixado dentro de outro copo 
plástico com fitas adesivas, com uma perfuração na tampa para a alocação do 
termômetro. 
 O primeiro experimento foi realizado no intuito de identificar o valor da capacidade 
calorífica do calorímetro. Mediu-se 25 ± 1mL de solução 1,016 mol de HCl em uma 
proveta, que foi inserida no calorímetro junto com duas gotas do indicador Fenolftaleína, 
incolor em meios ácidos. Após essa inserção, foi aferida a temperatura desta solução 
dentro do calorímetro. Mediu-se também 25 ± 1mL de solução 1,030 mol de NaOH numa 
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proveta, e também se aferiu a sua temperatura. Por fim, a solução de NaOH foi 
introduzida no calorímetro junto da solução ácida, e o mesmo foi tampado e agitado para 
que ocorresse a reação entre os compostos. A temperatura da reação de neutralização 
foi medida durante a agitação, e foi observada a cor final da solução. 
 Determinada a capacidade calorífica do calorímetro, foi realizado o próximo 
experimento, no qual foi dissolvido 1,4549 ± 0,0001g do sal NH4CL, medido na balança 
analítica dentro do calorímetro para minimização da perda de calor, em 25±0,5mL de 
água destilada. Agitou-se esta mistura e aferiu-se a temperatura da dissolução com o 
termômetro inserido na tampa do calorímetro. 
 O terceiro experimento foi feito através da reação entre 0,147±0,001g de Mg sólido 
(fita metálica) e 50mL de solução 1,016 mol de HCL. A solução ácida foi inserida no 
calorímetro e a sua temperatura foi medida. Logo após foi adicionada a fita metálica de 
Mg em pequenos pedaços, sendo agitados até que a dissolução fosse iniciada, onde a 
temperatura da reação começou a ser monitorada através do termômetro inserido no 
calorímetro. 
Resultados e Discussão 
A prática laboratorial descrita acima foi iniciada com a determinação da 
capacidade calorífica do calorímetro, para isso, utilizou-se de uma reação cujo ΔH é 
conhecido: 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = - 57,3kJ/mol 
 Logo, o ácido clorídrico (HCl) medido foi inserido no calorímetro junto com duas 
gotas do indicador fenolftaleína e, com um termômetro, foi medida a temperatura da 
solução, 22°C. Em seguida, foi medida a temperatura do hidróxido de sódio (NaOH), 
22°C. Após isso, a solução de NaOH foi adicionada no calorímetro que já continha a 
solução de HCl, e a temperatura máxima atingida pela reação foi medida: 30°C, além 
observar que a solução formada era ácida, pois era transparente. 
Apesar da concentração molar da solução de NaOH ser maior que a de HCl, a 
solução final ficou transparente, o que mostra que o limitante da reação foi o NaOH, isso 
pode se dar pela incerteza das medidas nas provetas, que eram diferentes. Para 
encontrar a capacidade calorífica do calorímetro, foi utilizada a seguinte relação: "É 
importante lembrar que a perda de calor em uma reação é ganha pelo calorímetro; isto 
é, - q = qcal. O calor absorvido pelo calorímetro é encontrado usando a fórmula qcal = 
CcalΔT, em que Ccal é a capacidade calorífica do calorímetro. A combinação destes dois 
resultados permite relacionar a perda (ou o ganho) de calor em uma reação com a 
variação da temperatura do calorímetro: q = - CcalΔT” [3], e a tabela 1 com a densidade 
e calor específico do NaCl. 
 
Tabela 1 
Concentração (mol/L) Densidade (g/mL) Calor Específico (J/g°C) 
1,00 1,039 3,89 
0,50 1,019 4,01 
 
 4 
Logo, com essas informações, foi possível calcular a capacidade calorífica do 
calorímetro: 
𝑛𝐻𝐶ℓ = 𝑀𝐻𝐶ℓ. 𝑉 
 
𝑛𝐻𝐶ℓ = 1,016.0,025 
 
𝑛𝐻𝐶ℓ = 0,0254 𝑚𝑜𝑙 
𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑒𝑚 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑠𝑜 
𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑀𝑁𝑎𝑂𝐻. 𝑉 
 
𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 1,030.0,025 
 
𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,0257 𝑚𝑜𝑙 
𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑙𝑖𝑚𝑖𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 
𝑀𝑁𝑎𝐶ℓ =
𝑛𝑁𝑎𝐶ℓ
𝑉
 
 
𝑀𝑁𝑎𝐶ℓ =
0,0257
0,050
 
 
𝑀𝑁𝑎𝐶ℓ = 0,51 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
nH2O.|∆H| = msolução.csolução.∆T + C.∆T 
nH2O.|∆H| = dsolução.Vsolução.csolução.∆T + C.∆T 
0,0257.|–57300| = 1,019.50.4,01.(30 – 22) + C.(30 – 22) 
C = 20,2 J/°C 
 A segunda parte do experimento foi determinar a entalpia da dissolução do cloreto 
de amônio (NH4Cl), para isso, mediu-se a temperatura da água destilada, 22°C, ela foi 
adicionada no calorímetro que já continha o sal e a temperatura mínima atingida pela 
reação foi medida, 18°C. Com a densidade da água (1g/mL), a capacidade calorífica do 
cloreto de amônio (4,18 J/g°C), a massa molar do NH4Cl (53,5) a capacidade calorífica 
do calorímetro calculada anteriormente e a seguinte relação: “Para converter uma 
mudança de temperatura em energia transferida como calor, você precisa conhecer a 
capacidade calorífica, C, isto é, a razão entre o calor fornecido e o aumento de 
temperatura que ele provoca.”[3], é possível calcular a entalpia da reação: 
 
nNH4Cℓ.|∆H| = msolução.csolução.∆T + C.∆T 
mNH4Cℓ.MMNH4Cℓ.|∆H| = (mNH4Cℓ + dágua.Vágua).csolução.∆T + C.∆T 
1,4549.53,5.|∆H| = (1,4549 + 1,0.25).4,18.(18,0 – 22) + 20,2.(18 – 22) 
∆H = + 6,72077 J/mol 
. 
 Já na terceira parte do experimento, foi determinada a entalpia da reação entre 
magnésio metálico e ácido clorídrico. Para isso, foi medida a temperatura da solução de 
HCl, que foi adicionada no calorímetro, 22°C. Em seguida, o magnésio metálico em fita 
foi adicionado no calorímetro e mediu-se a temperatura máxima atingida, 33°C. Levando 
em consideração a equação da reação, a massa molar do Mg (24,3 g/mol), a densidadedo HCl (1,016 g/mL) e o calor específico da solução (4,18 J/g°C), foi possível calcular a 
entalpia de formação conforme os cálculos: 
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 
 
nMg.|∆H| = msolução.csolução.∆T + C.∆T 
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mMg.MMMg.|∆H| = (mMg + dHCℓ.VHCℓ).csolução.∆T + C.∆T 
0,147.24,3.|∆H| = (0,147 +1,016.0,050).4,18.(33 – 22) + 20,2.(33 – 22) 
∆H = – 62,83 J/mol 
 
 Vale ressaltar que o calorímetro utilizado esquentou durante os procedimentos um 
e três, o que pode estar relacionado com os erros nas medidas das entalpias das 
soluções. 
 
Conclusão 
 Dessa forma, tornou-se evidente, por meio das três práticas citadas acima que 
foram praticadas pela equipe em laboratório, bem como dos respectivos cálculos de 
calorimetria usados nas determinações dos valores de entalpia a eficácia da utilização 
do calorímetro caseiro de isopor na determinação da entalpia e do calor envolvido em 
diferentes reações de dissolução. 
Referências 
[1] CUTNELL, John D.; JOHNSON, Kenneth W. Física - Vol. 1, 9ª edição. Grupo GEN, 
2016. E-book. ISBN 9788521631996. Disponível em: 
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521631996/. Acesso em: 17 mai. 
2023. 
 
[2] CHANG, Raymond. Química geral. Grupo A, 2010. E-book. ISBN 9788563308177. 
Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788563308177/. 
Acesso em: 17 mai. 2023. 
 
[3] ATKINS, Peter. Princípios de química : questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 7. Porto Alegre ArtMed 2018 1 recurso online ISBN 9788582604625. 
Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788563308177/. 
Acesso em: 17 mai. 2023.