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QUIMÍCA GERAL (QFL0137) 
RELATÓRIO EXPERIÊNCIA 8: 
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (∆H) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARTHUR Y. KOKETSU (10353688) 
ROBSON OLIVEIRA (10321779) 
LUCIANO M. B. SANTOS (5126503) 
ANDRÉ HENRIQUEZ SILVA (10353692) 
 
DOCENTE: 
PEDRO VIDINHA 
 
23/06/2017 
RESUMO 
No experimento em questão, analisamos a capacidade calorifica de 
um calorímetro não ideal e a entalpia da reação entre o íon de cobre e zinco 
metálico. No final o grupo deveria relacionar a energia reticular, entalpia de 
hidratação de íons e entalpia de dissolução. O principal objetivo desse 
experimento era de consolidar conhecimentos de termodinâmica, obtido 
em aulas anteriores. 
Como reações químicas são orientadas por transferência de energia 
no sistema, é fundamental ter noção da entalpia. Por fim, o grupo deveria 
apresentar os dados e conclusões a que chegaram. Essa parte está disposta 
mais à frente nesse relatório. 
 
I. INTRODUÇÃO 
A calorimetria é a ciência que mensura a quantidade de calor, com 
relação a transferências de calor, que ocorrem em reações químicas, 
mudanças de estado físico, ou mudanças de fase. Tal ciência utiliza-se do 
calorímetro para o estudo das transferências de calor, e também das leis da 
termodinâmica. (1) (2) 
 
A. CALORÍMETRO 
Um calorímetro é um aparelho utilizado para a medição de 
transferências caloríficas (1). De modo simples, um calorímetro é composto 
de um recipiente fechado, com um termômetro acoplado, com o objetivo 
de isolar a reação que pretendesse estudar e permitindo o contato entre os 
reagentes. Os valores obtidos através do cálculo serão sempre uma 
estimativa do valor real, devido às perdas de calor que ocorrem em 
qualquer sistema não-ideal. 
Um calorímetro funciona com base na primeira lei da termodinâmica, que 
dita que a energia total de um sistema isolado é constante, não havendo 
criação ou destruição de energia. 
Para a avaliação dos processos de transferência calorífica, temos diferentes 
tipos de calorímetro, que são: 
A) CALORÍMETRO ISOTÉRMICO 
 O calorímetro manteve-se, junto da vizinhança, em constante 
temperatura, ou seja, o calorímetro, idealmente, não apresenta variação de 
temperatura. Em sua essência, são impossíveis de existir, porém existem 
métodos para medir as calorias “perdidas”. Por exemplo, em calorímetros 
de gelo/água, é utilizada a mudança de fase sólido-líquido para medir a 
energia transferida em todo o sistema. 
 
 
 
 
 
 
 
1 Imagem retirada de http://www.simplescience.info/physics/heatenergy 
 
B) CALORÍMETRO ISOPERIBOL 
 “É aquele em que a temperatura das vizinhanças é mantida constante, 
independentemente da temperatura do calorímetro propriamente dito, 
embora se tente que as diferenças de temperatura não sejam elevadas. ” 
(3). Como a troca de calor entre o meio e o calorímetro ocorrem 
propositalmente, é conhecida a quantidade de calor trocada. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: esquema de um calorímetro de gelo/água 
Figura 2: máquina para calorimetria de isoperibol 
C) CALORÍMETROS ADIABÁTICOS 
 É um calorímetro que não se permite a troca com o meio. Um 
calorímetro verdadeiramente adiabático não existe, porém para que se 
obtenha algo próximo, “a redução das transferências de calor, entre o 
calorímetro propriamente dito e as suas vizinhanças, pode ser conseguida 
quer criando uma forte resistência térmica entre aqueles dois meios (o 
calorímetro deve ter o melhor isolamento possível) quer controlando, ao 
longo do tempo, a temperatura das vizinhanças, de tal maneira que ela seja 
sempre igual à do calorímetro” (3). O calorímetro é termicamente blindado, 
com material à mesma temperatura, como, por exemplo, um béquer 
revestido de isopor. 
 
 
 
 
 
1 Imagem retirada de http://www.parrinst.com/wp-content/uploads/2011/06/6200_closed-
e1308067608155-300x281.jpg 
1 Imagem retirada de http://www.chem1.com/acad/webtext/energetics/CE-
images/calorimeter2.gif 
 
 
D) CALORÍMETRO DE VARRIMENTO DE TEMPERATURA 
 Um dos tipos mais utilizados, e é composta de um sistema fechado, 
onde a amostra do material que se quer analisar é colocado em um 
recipiente, ao lado de um outro recipiente vazio, e ambos são aquecidos a 
taxas de temperatura iguais (por exemplo, 10oC por minuto). Como o 
recipiente com a amostra, quando comparado ao recipiente vazio, deverá 
receber uma maior quantidade de calor para que a taxa de 10oC por 
minuto se mantenha, haverá uma diferença nas quantidades de calor 
fornecidas. As quantidades serão dadas por uma função, que poderá ser, 
então, representada graficamente. 
 
Figura 3: um calorímetro adiabático, feito com copos de isopor 
 
 
 
 
 
 
 
1 Imagem retirada de http://pslc.ws/macrog/dsc.htm 
 
B. CAPACIDADE CALORÍFICA 
A capacidade térmica, ou capacidade calorífica, é a grandeza física que 
diz a quantidade de calor que deverá ser fornecida a um material para que 
o mesmo tenha a sua temperatura elevada em 1 grau Celsius. 
A capacidade calorífica é uma propriedade que caracteriza o corpo, o 
conjunto, significando que é proporcional ao tamanho do sistema: massas 
diferentes de um mesmo elemento possuem capacidades caloríficas 
distintas. 
Para a obtenção do valor de capacidade calorífica, utiliza-se um 
calorímetro. 
 
II. DESCRIÇÃO EXPERIMENTAL 
 
1) DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE CALORIFICA DO CALORÍMETRO 
Em uma proveta, adicionou-se 100ml ácido clorídrico (HCl) 0,986 M. Em 
seguida adicionou-se fenolftaleína e mediu-se a temperatura. No 
procedimento utilizou-se o calorímetro 5 A. 
Em outra proveta adicionou-se 103,9ml de hidróxido de sódio (NaOH) 
de concentração igual a 0,997 M. Essa substancia foi utilizada para 
neutralizar o ácido clorídrico anterior. As duas substancias foram 
adicionadas no calorímetro e o sistema foi agitado cuidadosamente. Por fim 
mediu-se a temperatura final da solução, sua coloração e realizado o 
descarte correto dos resíduos. 
Figura 4: esquema de um calorímetro de varredura de temperatura 
2) DETERMINAÇÃO DO ∆H DA REAÇÃO ENTRE ZINCO E COBRE 
Em uma proveta, adicionou-se 100ml de solução de sulfato de cobre 
(CuSO4) 0,099 M e mediu-se a temperatura inicial. Em uma balança semi-
analítica, medimos o valor de 3,303g de zinco em pó. Em seguida o pó 
metálico foi adicionado à solução e agitamos suavemente o sistema. Por 
fim, a temperatura final foi registrada e a solução passou por um processo 
de filtração. 
Na primeira filtração não foi observado o resultado esperado, já que a 
solução fina ainda apresentava coloração azul. Portanto o grupo repetiu o 
procedimento com 3,318g de zinco em pó e 95ml de solução de sulfato de 
cobre. Após a filtração a solução apresentava coloração azul claro 
(aproximadamente incolor). 
3) ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO DE SÓLIDOS IÔNICOS 
Em um tubo de ensaio foi adicionado uma espátula de cloreto de 
potássio (KCl). Nesse sistema adicionamos 3ml de agua destilada e agitou-
se a solução. A temperatura final foi registrada e por fim descartou-se os 
resíduos. 
Em outro tubo de ensaio adicionou-se cloreto de sódio (NaCl) com 3ml 
de agua destilada. Após a agitação do sistema, verificou-se a temperatura 
e por fim descartamos os resíduos. 
Em um tubo de ensaio adicionou-se cloreto de lítio (LiCl) com 3ml de 
agua destilada. O sistema foi agitado, verificou-se a temperatura e por fim 
descartou-se os resíduos. 
 
III. DISCUSSÃO 
1) DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE CALORIFICA DO CALORÍMETRO 
Na primeira parte do experimento, realizou-se a seguinte reação de 
neutralização dentro de um calorímetro simples:HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) 
Como a concentração de NaOH era 0,997M e a de HCl, 0,986M, 
observa-se que tal hidróxido estava em excesso, já que a reação ocorre na 
proporção 1:1; formando assim NaCl na concentração 0,986M. 
Antes da reação foi medida a temperatura da solução de ácido, sendo 
essa igual à ambiente, 21,2°C; ao final da reação a temperatura medida foi 
26,95°C mostrando que a reação é exotérmica. 
Tendo por objetivo descobrir a capacidade térmica do calorímetro, 
realizou-se a seguinte equações: 
Qreação = Qsolução + Qcalorímetro 
-57,3x103 = ms x cs x ∆T + C x ∆T 
-57,3x103 = ds x Vs x cs x ∆T + C x ∆T 
-57,3x103= 1,02 x 203,9 x 3,98 x 5,75 + C x 5,75 
C = 158,98 J/K 
Tal valor representa a quantidade de energia térmica absorvida pelo 
calorímetro antes que o sistema da reação aumentasse a temperatura. 
 
2) DETERMINAÇÃO DO ∆H DA REAÇÃO ENTRE ZINCO E COBRE 
Na segunda parte, estudou-se a variação de entalpia na dissolução de 
zinco metálico numa solução de sulfato de cobre. 
Mediu-se a temperatura dessa solução com concentração 0,099M e 
encontrou-se a temperatura ambiente de 21,4°C. Em seguida foi adicionado 
3,303g de Zn em pó, também dentro do mesmo calorímetro. 
O sistema foi agitado para favorecer a cinética da reação e em seguida 
filtrada a mistura. A reação ocorrida foi a seguinte: 
CuSO4(aq) + Zn(s) → ZnSO4(aq) + Cu(s) 
Notou-se, no entanto, que a reação não ocorreu da maneira 
esperada pois a solução final ainda tinha coloração azul, coloração esse 
original do sulfato de cobre. Pensou-se que isso decorria do fato de a 
quantidade de zinco não ter sido suficiente para se completar a reação. Foi 
então realizada uma nova tentativa. 
Utilizou-se desta vez 3,318g de Zn e 95mL de CuSO4. Repetiu-se o 
procedimento sendo ainda observada uma leve cor azul no filtrado. Tal 
resultado leva a crer que a cinética da reação não foi bem favorecida, ou 
seja, o sistema não foi agitado da forma devida para que a reação fosse 
completa. 
Para se determinar a variação de entalpia (valor teórico) desta reação 
realiza-se o seguinte raciocínio: 
- Tinha-se o valor das entalpias de formação dos íons Zn2+(aq) e Cu2+(aq). 
∆Hf Cu2+ = 64,8 kJ/mol 
∆Hf Zn2+ = -153,89 kJ/mol 
Como os íons Cu2+ são reagentes e não produtos, invertemos o sinal 
de sua entalpia de formação, assim: 
∆Hreação = -∆Hf Cu2+ + ∆Hf Zn2+ 
∆Hreação = -64,8 – 153,89 
∆Hreação = -218,69 kJ/mol 
Experimentalmente: 
Qreação = Qsolução + Qcalorímetro + Qsólido 
Qreação = (3,318 x 3,98 x 2,4) + 914,135 + (25,5 x 0,05 x 2,4) 
Qreação = 948,888 J 
∆Hreação = Qreação/nmols 
Sabendo que o número de mols é n= m/M => n = 3,318/65,38 => n = 
0,05 mols. 
 ∆Hreação = 948,888/0,05 
 ∆Hreação = -18977,6 J (exotérmico) 
Depreende-se daí que o sistema era limitado, permitindo trocas de 
calor com o meio; além de possíveis erros durante a execução do 
experimento. 
3) ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO DE SÓLIDOS IÔNICOS 
Por fim, estudou-se a entalpia da dissolução dos sais, KCl, NaCl e LiCl. 
Considerou-se que a temperatura ambiente era aproximadamente 21,4 °C, 
e que todos os sais e também a água destilada estavam em equilíbrio 
térmico com o ambiente. 
No primeiro sal (KCl) observou-se uma liberação de calor ao ser 
dissolvido em água destilada; sendo a temperatura final da dissolução 
16,9°C. Este sal variou 4,5°C negativamente, mostrando assim que sua 
dissolução é endotérmica. 
Analogamente para o NaCl, adicionou-se água pura, este apresentou 
temperatura final de dissolução como sendo 22,2°C; mostrando que sua 
dissolução é exotérmica. 
Por fim, para o LiCl, repetiu-se o procedimento, observando-se uma 
temperatura final de 41°C; mostrando que sua dissolução é 
consideravelmente exotérmica, sendo possível verificar tal variação de 
temperatura ao tocar o tubo de ensaio. 
 
IV. CONCLUSÃO 
Nesse experimento devíamos utilizar os conhecimentos de 
termodinâmica para analisar a variação de entalpia em uma reação de 
deslocamento (reação de simples troca). 
Pelo fato do calorímetro ser real, ele participa das trocas de energia 
durante a reação e, portanto, apresenta relativa capacidade calorifica. Para 
isso verificamos aas variações de temperatura após uma neutralização. 
Uma opção para minimizar o efeito do calorímetro na reação é utilizar 
calorímetros mais precisos e recomendados para determinadas reações. 
Em seguida analisamos a variação de entalpia da reação entre zinco e 
cobre. Após a verificação dos resultados, percebeu-se que a reação descrita 
é exotérmica e que o sistema permitia trocas de calor com o meio. 
No último procedimento deveríamos descobrir a classificação de cada 
reação, ou seja, se era endotérmica ou exotérmica. Para isso o grupo 
observou a temperatura final dos sistemas sua variação após o repouso. 
A correta observação da variação de entalpia é imprescindível para o 
conhecimento acerca de reações químicas, já que estão presentes em 
nosso cotidiano, mesmo passando despercebidos. 
 
V. REFERÊNCIAS 
1 CALORIMETRY. Science. Disponivel em: 
<http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/calorimetry.html>. 
Acesso em: 21 jun. 2017. 
2 CALORIMETRY. Wikipedia. Disponivel em: 
<https://en.wikipedia.org/wiki/Calorimetry>. Acesso em: 21 jun. 2017. 
3 SILVA, M. D. D. M. C. R. D. Técnicas Calorimétricas. SPQ - Sociedade 
Portuguesa de Química, 1994. Disponivel em: 
<http://www.spq.pt/magazines/BSPQ/577/article/3000639/pdf>. Acesso 
em: 22 jun. 2017. 
4 SILVA, D. C. M. D. Calorímetro. Brasil Escola. Disponivel em: 
<http://brasilescola.uol.com.br/fisica/calorimetro.htm>. Acesso em: 22 
jun. 2017. 
5 FIRST Law of Thermodynamics. Wikipedia. Disponivel em: 
<https://en.wikipedia.org/wiki/First_law_of_thermodynamics>. Acesso 
em: 22 jun. 2017. 
6 HEAT Capacity. Chemistry LibreTexts, 2017. Disponivel em: 
<https://chem.libretexts.org/Core/Physical_and_Theoretical_Chemistry/T
hermodynamics/Calorimetry/Heat_Capacity>. Acesso em: 23 jun. 2017. 
7 CAPACIDADE Térmica. Wikipedia. Disponivel em: 
<https://pt.wikipedia.org/wiki/Capacidade_t%C3%A9rmica>. Acesso em: 
23 jun. 2017. 
8 CALORIMETRY. Polymer Science Learning Center. Disponivel em: 
<http://pslc.ws/macrog/dsc.htm>. Acesso em: 23 jun. 2017.