CALOR DE REAÇÃO E CALOR DE SOLIDIFICAÇÃO FQ EXP 3

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1.0 – INTRODUÇÃO 
 
A termoquímica pode ser definida como a parte da química que estuda as variações 
energéticas em reações ou processos químicos. Para a sua compreensão, é interessante 
lembrar alguns conceitos. A primeira lei da Termodinâmica (que é basicamente o princípio da 
conservação da energia) estabelece que a variação de energia interna (U) de um sistema é 
igual à diferença entre o calor (Q) transferido para o sistema e o trabalho (W) 
executado pelo sistema 
[1]
: 
ΔU = Q – W Eq. 01 
 Sendo o trabalho realizado por um fluido dado por dW = pdV a pressão constante, W 
= p ΔV. Substituindo na Eq. 01 e reagrupando temos: 
Q = Δ (U + pV) Eq.02 
A entalpia termodinâmica (H) é definida por: 
H = U + pV Eq.03 
Pode-se dizer, portanto, que em um processo sobre pressão constante, o calor trocado 
é igual a variação da entalpia: 
Q = ΔH 𝐄𝐪. 𝟎𝟒 
 Desde que a maioria das reações químicas práticas ocorre sob pressão constante, a 
entalpia é a grandeza adequada para indicação do calor trocado 
[1]
. 
 O calorímetro é um instrumento utilizado na medição de calor envolvido numa 
mudança de estado de um sistema, que pode envolver uma mudança de fase, de temperatura, 
de pressão, de volume, de composição química ou qualquer outra propriedade associada com 
trocas de calor. Os calores de reação correspondem à variação de entalpia observada em uma 
reação. No caso de uma combustão, é o calor liberado na queima total de um mol da 
substância, em condições ambientes. A combustão libera calor, ocorrendo entre um 
combustível e um comburente. Os combustíveis mais utilizados são derivados do petróleo e 
da cana de açúcar já o principal comburente é o oxigênio. No caso de uma solidificação, é o 
calor que a substância perde para o meio aonde se encontra e assim mudando seu estado 
físico de líquido para sólido 
[2]
. 
 
2 
 
 
O calor de combustão é a variação de energia interna associada com a queima em 
atmosfera comprimida de oxigênio num recipiente fechado de uma dada quantidade de 
reagente, a volume constante. No caso, se uma reação ocorrer à pressão constante, a 
propriedade termodinâmica do sistema será a entalpia. A medida de calor de combustão é 
usada para determinar os calores de formação de compostos orgânicos que contém apenas 
carbono, hidrogênio e oxigênio. Isso ocorre por que a maioria das reações de formação são 
inadequadas para medidas calorimétricas; esses calores de formação precisam ser 
determinados por métodos indiretos. Por exemplo, a reação da grafita com o gás hidrogênio 
gerando gás metano possui inconvenientes como reação lenta e produto impuro 
[2]
. 
Nas mudanças de estado físico da matéria também há perda ou ganho de calor. No 
estado sólido, as moléculas encontram-se mais coesas e em posições fixas; na fase líquida, as 
moléculas já se movimentam com certa liberdade; ao passo que, na fase gasosa, as moléculas 
se movimentam em todas as direções, com alta velocidade e maior liberdade que os outros 
estados. Dessa forma, para que uma substância passe de um estado para o outro e suas 
moléculas sejam reordenadas, há sempre a necessidade de absorver ou liberar calor. Assim 
sendo, podemos concluir que a fusão, vaporização e sublimação são processos endotérmicos, 
enquanto a solidificação e a condensação são processos exotérmicos. Nesses casos não há 
reação química, mas sim, transformações ou fenômenos físicos com absorção ou liberação de 
calor 
[3-5]
. 
Muitas reações ocorrem com liberação de calor para o ambiente, sendo denominadas 
exotérmicas. A entalpia de um sistema é a soma da energia interna do mesmo (U) e da 
energia de expansão ou energia elástica. Quando as reações químicas se processam em 
condições de pressão constante, os calores envolvidos são iguais às variações de entalpias das 
reações. 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. Independentemente dos caminhos percorridos pelos reagentes até formação dos 
produtos, a variação de entalpia deverá ser sempre a mesma. Essa afirmação, que constitui a 
Lei de Hess, provém do fato de que a entalpia é uma função de estado, ou seja, cada estado 
apresenta o seu valor correspondente de entalpia. Por isso, a diferença de entalpia entre os 
dois estados é independente de quantos estados possam existir intermediariamente 
[6]
. 
 
3 
 
2.0 – OBJETIVOS 
 
Esta prática tem por objetivo compreender o funcionamento de um calorímetro, comparar o 
calor liberado na combustão de uma vela com o calor envolvido na mudança de estado de 
uma substância (cera), bem como aplicar a Lei de Hess para cálculo do calor de reações 
(Entalpia de reações). 
 
3.0 – METODOLOGIA 
3.1 Materiais utilizados 
Tabela 1. Descrição dos materiais utilizados na pratica. 
Materiais Solvente 
Argola; Água. 
Balança analítica; 
Béquer de 250 mL; 
Bico de Bunsen; 
Espátula; 
Isqueiro; 
Latas; 
Suporte universal; 
Tela de amianto; 
Termômetro; 
Tubo de ensaio; 
Vela; 
Vidro de relógio; 
 
 
4 
 
3.2 Métodos 
3.2.1 - Procedimento A: Calor de combustão de vela. 
Primeiramente colocou-se a vela sob o vidro de relógio, em seguida pesou-os 
utilizando a balança analítica. Anotou-se o peso obtido. No passo seguinte, pesou-se a lata 
vazia e proximamente encheu-a com água até 2/3 de seu volume. Logo após, pesou-se a lata 
com água. Por fim, mediu-se a temperatura da água. Acendeu-se a vela para aquecer a água 
contida na lata durante aproximadamente 5 minutos. Após o intervalo de tempo, pagou-se a 
vela cuidadosamente para que não houvesse perdas de massa. Agitou-se a água com o auxílio 
de um termômetro até o momento em que a temperatura parou de subir. Anotou-se a 
temperatura máxima e pesou-se novamente a vela com o vidro de relógio. 
 
3.2.2 - Procedimento B: Calor de solidificação da vela. 
Pesou-se um tubo de ensaio vazio e anotou-se a massa obtida. Com o auxílio de uma 
espátula, raspou-se a vela para obter a cera. A quantidade obtida equivaleu-se a 1/3 do tubo 
de ensaio. Pesou-se o tubo com cera dentro. Colocou-se o tubo com a cera dentro da lata 
usada no procedimento A, adicionou-se mais água para cobrir a cera contida no tubo. 
Aqueceu-se a cera até a completa fusão. Deixou-se a cera líquida em banho-maria. Em 
seguida, pesou-se um béquer vazio de 250 mL e anotou-se a massa obtida. Adicionou-se água 
o suficiente para cobrir a cera líquida. Mediu-se a temperatura da água e pesou-se o béquer 
com água. Retirou-se o tubo com a cera líquida do banho-maria e colocou-o rapidamente no 
béquer. No momento da solidificação, anotou-se a temperatura máxima da água do béquer. 
 
. 
 
 
 
5 
 
5.0 – RESULTADO E DISCUSSÃO 
4.1 - Procedimento A: Calor de combustão da vela. 
Para calcular o calor de combustão da vela, é necessário anotar a temperatura inicial da água, 
sendo observada a temperatura de 26 °C. Por meio desta, pode se fazer a variação da 
temperatura final e inicial (temperatura final- temperatura inicial). Após o aquecimento, 
portanto, verificou-se que a temperatura atingiu o máximo de 30 °C, assim, ocorreu a 
variação de 4 °C. Na Tabela 2, pode-se verificar os valores obtidos experimentalmente. 
Tabela 2: Folhas de dados parte A. 
Parte A: Calor de combustão 
Massa do suporte (g) 31,5587 
Massa da vela com suporte antes de queimar (g) 59,9562 
Massa da vela com suporte depois de queimar (g) 59,4832 
Massa da vela queimada (g) 0,473 
Massa da lata vazia (g) 11,0751 
Massa da lata com água (g) 248,56 
Massa da água (g) 234,485Temperatura da água antes do aquecimento (°C) 26 
Temperatura da água depois do aquecimento (°C) 30 
Variação da temperatura (°C) 4 
 
Para calcular o calor de combustão da vela utilizou-se a teoria de que o 
calor absorvido pela água mais o calor absorvido pela lata era igual ao calor fornecido pela 
vela, portanto, seu calor de combustão. Utilizando-se dados fornecidos pelo livro, do calor 
específico da água e da lata, mais os dados de massa e variação de temperatura obtidos e 
anotados na Tabela 2, calculou-se o calor de combustão da vela. Utilizou-se a equação 
Q = m. c. ∆T para determinar o calor absorvido pela água. 
 
 
6 
 
Onde: 
Q = quantidade de calor recebido (∆>0) ou cedido (∆<0) 
m = massa do material 
c = calor específico da substância 
∆T = variação de temperatura 
 
𝐐𝐥𝐚𝐭𝐚 = 𝐦. 𝐜. ∆𝐓 
Onde: 
m = 11,0571 g 
c = 0,10cal. g−1. °C−1 
∆T = 4 °C 
Qlata = 11,0571 g. 0,10 cal. g
−1. °C−1 . 4 °C 
Qlata = 4,43 cal ou 4,43. 10
−3 Kcal 
 
𝐐á𝐠𝐮𝐚 = 𝐦. 𝐜. ∆𝐓 
Onde: 
m = 234,485 g 
c = 1,0 cal. g−1. °C−1 
∆T = 4 °C 
Qágua = 234,485 g. 1,0 cal. g
−1. °C−1 . 4 °C 
Qágua = 937,9 cal ou 0,9379 Kcal 
 
𝐐𝐯𝐞𝐥𝐚 = 𝐐𝐥𝐚𝐭𝐚 + 𝐐á𝐠𝐮𝐚 
Q𝐯𝐞𝐥𝐚 = 4,43. 10
−3 Kcal + 0,9379 Kcal 
Q𝐯𝐞𝐥𝐚 = 0,9423 Kcal 
 
𝐦𝐯𝐞𝐥𝐚 = 𝐦𝐢𝐧𝐢𝐜𝐢𝐚𝐥 − 𝐦𝐟𝐢𝐧𝐚𝐥 
m𝐯𝐞𝐥𝐚 = 28,8705 − 28,3975 
m𝐯𝐞𝐥𝐚 = 0,473 g 
 
7 
 
Q𝐯𝐞𝐥𝐚
∆m𝐯𝐞𝐥𝐚
=
0,9423 Kcal
0,473 g
 
Q𝐯𝐞𝐥𝐚
∆m𝐯𝐞𝐥𝐚
= 1,99Kcal. g−1 
 
Onde ∆𝐇 = −[calor liberado à pressão constante], logo 
∆𝐇 = −8,3317 KJ 
 
4.2 - Procedimento B: calor de solidificação da vela. 
Verificou-se que a temperatura da água, antes do aquecimento era a mesma do béquer 
e também depois do aquecimento pois os dois objetos estavam trocando calor e alcançaram o 
equilíbrio de temperatura. Após o aquecimento, portanto, a temperatura de ambos também 
era a mesma, o sendo também sua variação (temperatura final- temperatura inicial). Na 
Tabela 3, é possível visualizar os dados obtidos no experimento. 
 
 Tabela 3: Folhas de dados parte B. 
Parte B: Calor de solidificação 
Massa do béquer pequeno (g) 15,2097 
Massa do béquer pequeno com cera (g) 16,6427 
Massa da cera (g) 1,433 
Massa do béquer vazio (g) 100,7160 
Massa do béquer com água (g) 154,5485 
Massa da água (g) 53,8385 
Temperatura inicial de fusão (°C) 60 
Temperatura final de fusão (°C) 75 
Temperatura inicial da água do béquer (°C) 28 
Temperatura final da água do béquer (°C) 30 
 
 
8 
 
 
Para calcular o calor de solidificação da cera utilizou-se a teoria de que o calor 
absorvido pela água mais o calor absorvido pelo béquer era igual ao calor perdido pela cera 
para se solidificar. Utilizando os dados fornecidos na Tabela 3 e o calor específico da água e 
do béquer, calculou-se o calor de solidificação da cera. [Calor liberado pelo sistema]=[calor 
ganho pelo calorímetro]+[calor ganho pela água]. 
𝐐á𝐠𝐮𝐚 = 𝐦. 𝐜. ∆𝐓 
Onde: 
m = 53,8385 g 
c = 1,0 cal. g−1. °C−1 
∆T = 2 °C 
Qágua = 53,8385 g. 1,0 cal. g
−1. °C−1 . 2 °C 
Qágua = 107,7 cal ou 0,107 Kcal 
 
𝐐𝐛é𝐪𝐮𝐞𝐫 = 𝐦. 𝐜. ∆𝐓 
Onde: 
m = 100,716 g 
c = 0,12 cal. g−1. °C−1 
∆T = 2 °C 
Qbéquer = 100,716 g. 0,12 cal. g
−1. °C−1 . 2 °C 
Qbéquer = 24,17 cal ou 0,024 Kcal 
 
𝐐𝐬𝐨𝐥𝐢𝐝. 𝐜𝐞𝐫𝐚 = 𝐐𝐛é𝐪𝐮𝐞𝐫 + 𝐐á𝐠𝐮𝐚 
Q𝐬𝐨𝐥𝐢𝐝. 𝐜𝐞𝐫𝐚 = 0,024 Kcal + 0,107 Kcal 
Q𝐬𝐨𝐥𝐢𝐝. 𝐜𝐞𝐫𝐚 = 0,1311 Kcal 
 
Lembrando que ΔH=-[calor liberado à pressão constante]. O calor de solidificação é 
de 0,1311 Kcal, que dividindo pela massa da cera resulta em -0,091 Kcal.g
-1
. Sendo assim, o 
calor liberado na reação química provém do balanço energético entre a ruptura de ligações 
químicas intramoleculares nos reagentes e a formação de novas ligações, no produto da 
 
9 
 
reação. Sendo que no rompimento de ligações químicas, as moléculas absorvem energia, mas, 
na formação de ligações há liberação de energia. Se o saldo na reação for a liberação de calor 
para o meio ambiente, temos uma reação exotérmica (∆H menor que 0), caso contrário, será 
endotérmica (∆H maior que 0). Já o calor envolvido em um processo de mudança de estado 
físico está relacionado com mudanças nas ligações intermoleculares e não na quebra de 
moléculas e formação de novas e nesse caso, a solidificação da cera líquida de uma vela 
também deve liberar calor, porém em menor quantidade já que estamos falando em um nível 
intermolecular. 
∆𝐇 =
−𝐐𝐬𝐨𝐥𝐢𝐝. 𝐜𝐞𝐫𝐚
𝐦𝐜𝐞𝐫𝐚
 
∆H =
−0,1311 Kcal
1,433 g
 
∆H = −0,091 Kcal. g−1 
 
Reações de combustão desprendem calor e são caracterizadas por transferência de 
elétrons, entre o redutor e o oxidante. O calor liberado na reação química, provém do balanço 
energético entre a ruptura de ligações químicas intramoleculares (ligações entre átomos na 
molécula) nos reagentes e a formação de novas ligações, no produto da reação. Para o 
rompimento de ligações químicas, as moléculas absorvem energia, mas, com a formação de 
ligações há liberação de energia. Se o saldo na reação for a liberação de calor para o meio 
ambiente, temos uma reação exotérmica (∆H<0). Por outro lado, o calor envolvido em um 
processo de mudança de estado físico está relacionado com mudanças nas ligações 
intermoleculares (entre moléculas) e nesse caso, a solidificação da cera líquida de uma vela 
irá liberar calor. 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
5.0 – QUESTÕES 
 
1. Utilize os calores específicos da água (c=1,00 cal/g °C) e o da lata (c=0,10 cal/g 
°C) e calcule a quantidade de calor absorvido pela água e pela lata. Expresse o 
resultado em Kcal e em KJ. Dados: (1 cal=4,18 Joule e Q=m.c.∆T). 
 
𝐐𝐥𝐚𝐭𝐚 = 𝐦. 𝐜. ∆𝐓 
Onde: 
m = 11,0571 g 
c = 0,10cal. g−1. °C−1 
∆T = 4 °C 
Qlata = 11,0571 g. 0,10 cal. g
−1. °C−1 . 4 °C 
Qlata = 4,43 cal ou 4,43. 10
−3 Kcal 
Qlata = 0,0185 KJ 
 
𝐐á𝐠𝐮𝐚 = 𝐦. 𝐜. ∆𝐓 
Onde: 
m = 234,485 g 
c = 1,0 cal. g−1. °C−1 
∆T = 4 °C 
Qágua = 234,485 g. 1,0 cal. g
−1. °C−1 . 4 °C 
Qágua = 937,9 cal ou 0,9379 Kcal 
Qágua = 3,9268 
 
2. Determine o calor de combustão da vela em KJ/g. Expresse o resultado na forma 
da variação de entalpia da combustão, ∆Hcomb. 
𝐐𝐯𝐞𝐥𝐚 = 𝐐𝐥𝐚𝐭𝐚 + 𝐐á𝐠𝐮𝐚 
Q𝐯𝐞𝐥𝐚 = 4,43. 10
−3 Kcal + 0,9379 Kcal 
Q𝐯𝐞𝐥𝐚 = 0,9423 Kcal 
Q𝐯𝐞𝐥𝐚 = 3,9452 KJ 
 
 
11 
 
3. Lembre-se, o ∆H = - calor liberado a pressão constante (que foi o caso dessa 
experiência). 
∆H = −Q 
∆H = −3,9452 KJ 
 
4. Represente a transformação por equação devidamente balanceada, incluindo a 
entalpia de combustão da vela. 
 Vela (parafina) + oxigênio 
chama
→ gás carbônico + água + energia 
C22H46 +
67
2
O2 
chama
→ 22CO2 + 23H2O + energia 
∆H = −3,9452 KJ 
 
5. Considerando que o calor de combustão da vela é 9562,0 KJ/mol, quais as 
possíveis causas dos valores serem diferentes? 
Fatores como temperatura ambiente, o tempo e a eficiência do calorímetro podem ser 
considerados como relevantes para a obtenção de resultados diferentes de combustão da vela. 
No caso do calorímetro, pode ter ocorrido trocas de calor entre o mesmo e o meio externo, 
assim, não ocorrendo troca de calor apenas entre o calorímetro e a água em seu interior. 
Outro fator que pode ter interferido é a distância entre a vela e o suporte. Logo, a pequena 
quantidade de calor perdida, não foi levada em consideração. 
6. Na 2ª parte dessa experiência, determine a quantidade de calor transmitida para 
a água e para o béquer (c do béquer = 0,12 cal/g °C) 
 
𝐐á𝐠𝐮𝐚 = 𝐦. 𝐜. ∆𝐓 
Onde:m = 53,8385 g 
c = 1,0 cal. g−1. °C−1 
∆T = 2 °C 
Qágua = 53,8385 g. 1,0 cal. g
−1. °C−1 . 2 °C 
Qágua = 107,7 cal ou 0,107 Kcal 
 
 
 
12 
 
𝐐𝐛é𝐪𝐮𝐞𝐫 = 𝐦. 𝐜. ∆𝐓 
Onde: 
m = 100,716 g 
c = 0,12 cal. g−1. °C−1 
∆T = 2 °C 
Qbéquer = 100,716 g. 0,12 cal. g
−1. °C−1 . 2 °C 
Qbéquer = 24,17 cal ou 0,024 Kcal 
 
7. Determine o calor de solidificação da cera em KJ/g. Expresse o resultado em 
∆Hsolid 
𝐐𝐬𝐨𝐥𝐢𝐝. 𝐜𝐞𝐫𝐚 = 𝐐𝐛é𝐪𝐮𝐞𝐫 + 𝐐á𝐠𝐮𝐚 
Q𝐬𝐨𝐥𝐢𝐝. 𝐜𝐞𝐫𝐚 = 0,024 Kcal + 0,107 Kcal 
Q𝐬𝐨𝐥𝐢𝐝. 𝐜𝐞𝐫𝐚 = 0,1311 Kcal 
Q𝐬𝐨𝐥𝐢𝐝. 𝐜𝐞𝐫𝐚 = 0,5489 KJ 
 
∆𝐇 =
−𝐐𝐬𝐨𝐥𝐢𝐝. 𝐜𝐞𝐫𝐚
𝐦𝐜𝐞𝐫𝐚
 
∆H =
−0,5489 KJ
1,433 g
 
∆H = −0,3830 KJ. g−1 
 
 
8. Compare os calores de combustão da vela e o de solidificação da cera, 
∆Hcomb/∆Hsolid ? 
 Observou-se que o ∆Hcomb= −3,9452 KJ enquanto o ∆Hsolid= −0,3830 KJ.g
−1. 
Através dessa observação pode se concluir que o ∆Hcomb > ∆Hsolid. 
9. Explique por que ∆Hcomb >>∆Hsolid 
 
 A partir do balanço energético entre a ruptura de ligações químicas nos reagentes e a 
formação de novas ligações, é possível determinar o calor liberado na reação química. Ao 
romper uma ligação química, ocorre a absorção de energia pelas moléculas, porém, o 
contrário é observado em reações que ocorrem formações de ligações químicas, ocorrendo 
liberação de energia. Quando o ocorrer liberação de energia do sistema para o meio externo, 
 
13 
 
temos uma reação exotérmica (∆H < 0), caso contrário, termos uma reação endotérmica (∆H 
> 0). Já o calor envolvido em um processo de mudança de estado físico está relacionado com 
mudanças nas ligações intermoleculares e nesse caso, a solidificação da cera líquida de uma 
vela também deve liberar calor. Então, o calor que se manifesta nas transformações químicas 
tem sua origem nas ligações que constituem as partículas das substâncias. 
 
 
14 
 
6.0 – CONCLUSÃO 
Pode-se concluir a partir dos resultados obtidos que calor é uma forma de energia, 
podendo ser medido em um calorímetro, que é um recipiente com paredes isolantes. No 
entanto, os resultados obtidos, não apresentaram os valores esperados. Possivelmente isso se 
deve ao fato de que o calorímetro utilizado no experimento era impreciso, dificultando a 
obtenção da temperatura real, bem como facilitando a perda energética. As transformações 
químicas e físicas envolvem mudanças em energia. Quando uma determinada massa de 
substância sofre uma variação de temperatura, o calor necessário para essa mudança térmica 
pode ser calculado pela expressão Q = m.c.∆T. 
 
 
 
15 
 
7.0 – REFERÊNCIA 
[1] MSPC-INFORMAÇÕES TÉCNICAS. Termoquímica - Alguns tópicos. 
Disponível em: http://www.mspc.eng.br/quim2/termoq01.shtml#lei_hess. 
Acesso: 16 de fevereiro de 2016. 
[2] CALOR DE COMBUSTÃO. Disponível em: http://www.trabalhosfeitos.com/ 
ensaios/Calor-De-Combust%C3%A3o/61250833.html. Acesso: 16 de fevereiro 
de 2016. 
[3] FELTRE, R. Química, volume 2. São Paulo: Moderna, 2005. 
[4] MACHADO, A. H.; MORTIMER, E. F. Química, volume único. São Paulo: 
Scipione, 2005. 
[5] USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química, volume único. São Paulo: Saraiva, 
2002. 
[6] BROWN, T.L; LE MAY, H.E; BURSTEN, B.E; Química, a ciência central, 9ª 
edição-São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.