CALOR INTEGRAL E DIFERENCIAL DE SOLUÇÃO

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CALOR INTEGRAL 
E DIFERENCIAL DE 
SOLUÇÃO 
1. OBJETIVOS 
Determinar, graficamente o calor 
diferencial, a partir de medidas do calor 
integral para um série de soluções de 
etanol e água. 
 
O procedimento foi dividido em duas 
etapas: determinar o calor específico do 
calorímetro (Prática 10) e calcular o calor 
diferencial das soluções citadas 
anteriormente. 
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 PARTE 1: 
Consiste em adicionar ao calorímetro água a 
temperatura ambiente e água a temperatura 
próxima a fusão do gelo e fazer as medições da 
temperatura até que se atinja o equilíbrio 
térmico. 
 
 PARTE 2: 
Consiste em adicionar solução de água mais 
etanol no calorímetro e registrar a temperatura 
até atingir o equilíbrio térmico. O volume de 
água e etanol foram variados a cada medição. 
 
3. INTRODUÇÃO 
A variação de entalpia associada à adição de certa 
quantidade de soluto a uma dada quantidade de 
solvente, sendo ambos submetidos às mesmas 
condições de pressão e temperatura, recebe o nome 
de calor de solução. Esta definição está associada à 
troca de calor durante a dissolução de uma 
substância em outra e é subdividida em calor 
integral e calor diferencial de solução. 
 Calor integral de solução: 
É o calor liberado ou absorvido quando se prepara, por 
mistura de dois componentes puros, uma solução de 
concentração c, ou seja, é o calor total da mistura. 
 
 Calor diferencial de solução: 
É definido como o calor trocado quando 1 mol de soluto 
é dissolvido em uma quantidade infinita de solução 
com uma concentração conhecida. Como não é possível 
a determinação de quantidades infinitas, o calor 
diferencial de solução pode ser definido como a 
quantidade de calor que acompanhar a dissolução de 
uma quantidade infinitesimal de soluto em uma 
quantidade finita de solução. 
 
 
4. EQUAÇÕES UTILIZADAS 
 PARTE 1: 
 
𝑚1 𝑐1 𝑇𝑒 − 𝑇1 = 𝑚2𝑐2 + 𝑚𝑐𝑐𝑐 𝑇2 − 𝑇𝑒 1 
𝑐𝑐 = 
𝑚1𝑐1(𝑇𝑒 − 𝑇1)
𝑚𝑐(𝑇2− 𝑇𝑒)
− 
𝑚2𝑐2
𝑚𝑐
 (2) 
𝐶 = 𝑐𝑐 𝑥 𝑚𝑐(3) 
 
 PARTE 2: 
 
∆𝐻1 = 
∆𝐻
𝑛2
=
𝐶∆𝑇
𝑛2
(4) 
5. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
EQUIPAMENTOS: 
 Calorímetro com termômetro (± 0,1 ºC). 
 Béquer e Proveta de 250 ml. 
 Proveta de 25 ml. 
 Balança de Precisão. 
 Bacia. 
 
REAGENTES: 
 Álcool Etílico 
 Água 
 
6. TÉCNICA EXPERIMENTAL 
 PARTE 1: 
 
Pesar o 
béquer de 
250 ml do 
calorímetro e 
registrar a 
massa 
Adicionar 100 ml 
de água a 
temperatura 
ambiente e 
registrar a 
temperatura de 
estabilização 
Medir 50 ml de 
água fria, colocar 
essa água em 
banho de gelo até 
atingir a 
temperatura de 
fusão do gelo 
Adicionar essa 
água ao 
calorímetro 
Fechar o calorímetro 
e observar a 
temperatura até 
atingir o equilíbrio 
térmico 
 
 PARTE 2: 
Adicionar 
180 ml de 
água ao 
calorímetro e 
registrar a 
temperatura 
Adicionar 20 ml 
de etanol ao 
calorímetro com 
água e registrar 
a temperatura 
até atingir o 
equilíbrio 
térmico 
Repetir o 
procedimento 
para ao 
volumes 
indicados na 
tabela 
7. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 Dados obtidos (PARTE 1): 
 
Calor específico da água a 20°C = 1,0005 cal/g°C 
Calor específico da água a 15°C = 1,0017 cal/g°C 
Calor específico da água a 5°C = 1,0062 cal/g°C 
T1(água ambiente): 20°C 
T2(água fria): 5°C 
T(equilíbrio) : 15°C 
m1(água ambiente) : 99,52g 
m2(água fria): 49,37g 
m(total): 244,08g 
mc: 102,7g 
 
 
MM água= 18g/mol 
MM álcool = 46g/mol 
 
 Capacidade calorífica 
 do calorímetro = 0,0393 x 102,7 = 4,036 cal/°C 
 
 Dados obtidos (PARTE 2): 
V1 
/mL 
V2/M
l 
m1 /g m2 /g n1 n2 
C/ 
(cal/
°C) 
C/ 
(J/°C
) 
Ti/ºC Tf/ºC 
ΔT/ 
ºC 
ΔH1/ 
J/mo
l 
n1 / 
n2 
180 20 
177,5
0 
16,07 9,86 0,34 4,036 16,87 20 22 2 99,23 29,0 
150 50 
145,7
5 
38,68 8.09 0,84 4,036 16,87 20 24 4 80,33 9,63 
100 100 96,90 81,87 5,38 1,77 4,036 16,87 20 28 8 76,25 3,03 
50 150 46,31 
120,4
9 
2,57 2,61 4,036 16,87 20 24 4 25,85 0,98 
20 180 19,80 
145,4
5 
1,10 3,16 4,036 16,87 20 20 0 0 0,34 
Tabela1 - Dados obtidos em aula prática 
 O Calor diferencial é dado por: 
 
Quando a reação química é conduzida a pressão 
constante, a variação de entalpia, designada por 
∆H, é dada simplesmente pela diferença entre as 
entalpias dos produtos e dos reagentes. 
 
 
∆H2 = ∆HI - ∆HI (n1/n2) 
∆H2 = 99,23 – 99,23*29,0 = -2,78 kJ/mol 
∆H2 = 80,33 – 80,33*9,63 = - 0,693 kJ/mol 
∆H2 = 76,25 – 76,25*3,03 = - 0,155 kJ/mol 
∆H2 = 25,85 – 25,85*0,98 = 5,17*10
-4 kJ/mol 
∆H2 = 0 – 0*0,34 =0,0 kJ/mol 
 
Gráfico1- Calor diferencial de solução ΔH(J/mol) versus (n1/n2) 
-20
0
20
40
60
80
100
120
0
5
10
15
20
25
30
35
1 2 3 4 5 6
Δ
H
(J
/m
o
l)
 
n1/n2 
 ENTALPIA MOLAR EM FUNÇÃO DA FRAÇÃO 
MOLAR DE ETANOL NA MISTURA 
8. CONSIDERAÇÕES FINAIS: 
 
A partir do experimento realizado foi possível 
determinar, graficamente, o calor diferencial de 
solução a partir das medidas do calor integral para 
uma série de soluções de etanol e água. Apesar de 
ter sido utilizado um calorímetro muito 
rudimentar, foi possível perceber a relação de 
proporcionalidade entre o calor integral de solução 
e o número de moles de água e etanol e, também, 
comprovar o embasamento teórico. 
 
9. CURIOSIDADE 
 
O que sentimos após lavarmos 
a mão com água corrente, 
seguida da utilização de álcool? 
 
 
 
 
Sentimos a mão esquentar! Isto ocorre porque, a 
mistura de água e etanol é um processo endotérmico 
já que ∆H > 0, sendo assim a energia final do 
sistema maior que a energia contida inicialmente, 
ou seja, o sistema absorveu energia.