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Faculdade Pitágoras Ipatinga – Campus Horto 
Departamento de Engenharia 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 02 
Entalpia 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ipatinga – MG 
Novembro de 2017 
 
 
 
 
Faculdade Pitágoras Ipatinga – Campus Horto 
Departamento de Engenharia 
 
 
 
EXPERIMENTO 02 
Entalpia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ana Carolina Lopes de Almeida 
Heitor Savio de Oliveira 
Moacir Junior Pereira 
Rafaela Campus Froís 
Weliquis de Paula 
Relatório técnico–científico nº 02, 
apresentado na disciplina de físico-química no 
Curso de Engenharia Minas na turma do 6° 
período, na Faculdade Pitágoras de Ipatinga. 
 Prof. Michelle Bitencourt 
 
 
 
 
 
RESUMO 
 
Entalpia é a quantidade de energia contida em uma determinada substância 
que sofre reação, ela calcula o calor de um sistema, é a forma mais usada de 
expressar o conteúdo calorífico de um componente em uma reação química. A 
maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que 
freqüentemente se manifestam na forma de variações de calor. 
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. 
No experimento em questão no final deverá calcular o valor da entalpia da 
agua. Por fim, o grupo deverá apresentar os dados e conclusões a que chegaram. 
Essa parte está disposta mais à frente nesse relatório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ABSTRACT 
 
Enthalpy is the amount of energy contained in a particular substance that 
undergoes reaction, it calculates the heat of a system, it is the most used way of 
expressing the calorific content of a component in a chemical reaction. Most 
chemical reactions occur producing variations in energy, which often manifest 
themselves in the form of variations in heat. 
The main objective of this experiment was to consolidate knowledge of 
thermodynamics obtained in previous classes. As chemical reactions are driven by 
energy transfer in the system, it is crucial to be aware of the enthalpy. 
In the experiment in question at the end you must calculate the enthalpy value 
of the water. Finally, the group should present the data and conclusions to which they 
arrived. That part is set out later in this report. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1. OBJETIVO 6
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA 7
3. MATERIAIS E REAGENTES 8
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 9
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 10
6. CONCLUSÃO 15
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 16
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
1. OBJETIVO 
 
A prática elaborada e relatada neste, teve por objetivo, visualizar e indicar a 
variação da entalpia de fusão e entalpia de vaporização da água, submetendo 
diferentes sistemas a variação de temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
 
Entalpia é a quantidade de energia contida em uma determinada substância 
que sofre reação, ela calcula o calor de um sistema, é a forma mais usada de 
expressar o conteúdo calorífico de um componente em uma reação química. A 
variação da Entalpia está na diferença entre a entalpia dos produtos e a dos 
reagentes, sendo assim, o calor de uma reação corresponde ao calor liberado ou 
absorvido em uma reação, e é simbolizado pela letra H. 
Não há como determinar a quantidade de energia em uma substância, mas 
podemos conhecer e medir sua variação. Para isso utiliza-se a fórmula: 
∆ܪ ൌ ܪிூே஺௅ െ ܪூேூ஼ூ஺௅ 
 Em reações exotérmicas a entalpia final é menor do que a entalpia inicial, já 
que neste tipo de reação ocorre a liberação de energia. Exemplo: Queima de 
alimentos pelo organismo, reações de combustão. 
Em reações endotérmicas, a entalpia final é maior que a entalpia inicial, já 
que neste tipo de reação ocorre a absorção de energia.Exemplo: Quando a luz solar 
incide em uma molécula de clorofila das plantas, ocorre uma reação endotérmica, a 
planta absorve parte da energia luminosa permitindo a reação do gás carbônico com 
água, que produz carboidratos e libera oxigênio. A absorção da energia em forma de 
luz e sua transformação em energia química permitem o crescimento das plantas, 
seu florescimento e a produção de frutos. 
A variação da entalpia pode ser conhecida dependendo da temperatura, 
pressão, estado físico, número de mol e da variedade alotrópica das substâncias. 
Foi criada uma forma padrão de realizar tais comparações, chamada entalpia-
padrão, para que as entalpias sejam comparadas de acordo com uma da mesma 
condição, o que leva o nome de estado-padrão. 
Há algumas reações químicas que não podem ser sintetizadas, o que faz com 
que sua entalpia seja conhecida através da entalpia de outras reações, utilizando a 
Lei de Hess que diz que em uma reação a variação de entalpia é a mesma 
independente da etapa em que a reação ocorre. 
 
 
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3. MATERIAIS E REAGENTES 
Experimento 1 
 Proveta de 10 mL 
 Béquer de 1L 
 Termômetro 
 Placa de aquecimento 
 
Experimento 2 
 2 Termômetros 
 Balança semi-analítica 
 300 mL de água destilada 
 Gelo (protegido com isopor) 
 Béquer 250 mL 
 Proveta de 100 mL 
 Chapa de Aquecimento 
 2 Copos de Café em Isopor 
 Tesoura 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Experimento 1 
Iniciamos o experimento medindo a pressão atmosférica do laboratório e logo 
em seguida realizamos as devidas conversões. Posteriormente o grupo encheu a 
proveta de 10 mLcom 5 mL de água destilada para assim obtermos maior precisão 
com o liquido, também se encheu o béquer de 1 L com água destilada. 
Em seguida tapamos com o dedo a tampa da proveta de 10 mLe a inseridos 
de cabeça para baixo dentro do béquer de 1L, logo em seguida completamos com 
água destilada para que assim o volume de água ultrapassar a altura da proveta, 
podendo assim a retirada do dedo que estava submerso sobre a água. 
Posteriormente foi adicionado um termômetro no sistema, aguardamos 10 minutos 
para assim atingir o equilíbrio químico e em seguida obtermos a temperatura e o 
volume de ar. 
Aqueceu-se o sistema na placa de aquecimento ate 80°C e foi deixado na 
bancada para que assim pudesse ser resfriado, em seguida foi anotado os valores 
de temperatura e volume de ar com intervalos de 5°C ate chegarmos a 50°C. 
 
Experimento 2 
Iniciamos o experimento com a confecção do calorímetro com dois copos de 
café onde furamos a tampa do copo para que o termômetro possa passar, pesamos 
o calorímetro com o termômetro. Em seguida aquecemos 100 ml de água destilada 
no Becker até aproximadamente 40°C e a colocamos no calorímetro. Fechamos o 
calorímetro e aguardamos 5 minutos para atingirmos o equilíbrio químico e 
novamente foi pesado para obtenção de valores. 
Posteriormente foi adicionado gelo no calorímetro e aguarmos 5 minutos ate 
atingir o equilíbrio, fechamos o sistema e anotamos o valor da temperatura e do 
peso do calorímetro, esse processo foi realizado por três vezes. 
 
 
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0,0031
0,00315
0,0032
0,00325
0,0033
0,00335
101190,23 101190,24 101190,25 101190,26 101190,27 101190,28 101190,29 101190,3
1/
Te
m
pe
ra
tu
ra
Pressão (H2O)
P(H2O) X 1/Temperatura
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
Experimento 01 
Para calcular a Pressão de H2O no experimento, inicialmente calcula-se a 
pressão do ar na proveta através da fórmula: 
P(ar) *V = nRT, ondeܖ	 ൌ 	 ࢓ࡹ࢓, e m = d*V sendo assim, temos: ۾ሺ܉ܚሻ 	ൌ 	
ࢊࢂ
ࡹ࢓∗ࡾ∗ࢀࢂ 
 Após calcular o valor da pressão do ar, calcula-se a Pressão de H2O através 
da fórumas: 
PH2O = Patm-Par 
Informações: 
Massa molar Mm(ar atmosférico)=28,9645 mol/L 
Densidade d(ar atmosférico)= 1,2922 g/L 
Pressão Atmosférica = 101191,4 atm 
 
Análise 01: Para volume 9,8 ml e temperatura 46,2ºC: PH2O = 101190,23atm 
Análise 02: Para volume 9,4 ml e temperatura 41,2ºC: PH2O = 101190,25atm 
Análise 03: Para volume 9,1 ml e temperatura 36,2ºC: PH2O = 101190,27atm 
Análise 04: Para volume 8,85 ml e temperatura 31,2ºC: PH2O = 101190,29atm 
Análise 05: Para volume 8,6 ml e temperatura 27ºC: PH2O = 101190,3atm 
 
Com os dados obtidos, foi possível relacioná-los com o inverso da 
temperatura, gerando o seguinte gráfico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 01: Gráfico P(H2O) x 1/Temperatura. Fonte: Própria 
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Pelo gráfico fica possível verificar que devido a impossibilidade de coletar 
informações em temperaturas abaixo de 27ºC (temperatura ambiente), houve uma 
pequena variação na linha do gráfico, onde esta, se mantinha constante até o valor 
coletado no último estágio de temperatura. 
O experimento realizado apresentou a seguinte ilustrada na imagem abaixo: 
Apesar de não ser totalmente visível, na temperatura ambiente 27ºC, é formada uma 
pequena camada de vapor d’agua entre as camadas de água e ar atmosférico. 
 
 
 
 
Imagem 01: Esquema inicial entalpia de vapor. Fonte: Própria 
 Na medida em que o sistema foi submetido a variação de temperatura, 
aumentou-se a quantidade de vapor de água, como mostra o esquema abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem 02: Esquema: variação da entalpia de vapor, conforme variação da temperatura. Fonte: Própria 
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Iremos considerar a passagem da água líquida para vapor. Nesse caso, 
temos uma vaporização, em que é necessário absorver energia para que se consiga 
romper as ligações entre as moléculas da água, pois no estado gasoso elas estão 
mais afastadas do que no estado líquido. Isso significa que a vaporização é um 
processo endotérmico. 
Também é possível determinar o valor de ∆Hvaporização por meio das entalpias 
de formação da água no estado líquido e no estado de vapor: 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(?) ?H = -285,5 kJ 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(v) ?H = -241,6 kJ 
H2O(?) → H2O(v) ∆Hvaporização = (-241,6 – (-285,6)) kJ 
 ∆Hvaporização = + 44 kJ 
 
Experimento 2 
A tabela abaixo apresenta todos os dados que foram obtidos no experimento: 
Massa do 
calorímetro 
vazio 
Massa do 
calorímetro + 
água 
Massa do 
calorímetro + 
água + gelo 
Temperatura 
inicial 
Temperatura 
final 
Experimento 1 121,86 gramas 132,36 gramas 45°C 32°C 
Experimento 2 121,58 gramas 136,90 gramas 42°C 29°C 
Experimento 3 122,89 gramas 144,16 gramas 44°C 21°C 
Valor Médio 122,11 gramas 137,80 gramas 43,6°C 27,3°C 
 
Tabela 1: dados obtidos em laboratório. Fonte: Própria 
 
Para representação da curva de aquecimento da água e do gelo conforme 
solicitado no roteiro o grupo fez o uso das temperaturas iniciais e finais de cada 
experimento para assim podermos ter uma melhor analise. 
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Gráfico 2: comparação de temperatura Fonte: própria 
Com base no gráfico podemos analisar que ambas as curvas não se 
permaneceram constantes pelo fato que uma apresenta o aquecimento e outra já 
mostra o resfriamento da temperatura para o mesmo experimento. 
A troca de calor acontece quando dois ou mais corpos com temperaturas 
diferentes são colocados em contato em um mesmo ambiente (sistema isolado) e, 
depois de certo tempo, alcançam o equilíbrio térmico. As trocas de calor acontecem 
porque o calor é um tipo de energia que transita entre os corpos, ocasionando esse 
movimento, fato que acontece até que haja o equilíbrio térmico entre ambos. Esse 
processo acontece porque os corpos sentem a necessidade de ceder e receber 
calor. 
A seguir, observe a troca de calor que acontece com a água até chegar ao 
equilíbrio térmico, conhecido popularmente como água morna. 
 Imagem 3: Transferência de calor entre corpos com temperaturas diferentes. Fonte: Google 
 
0
5
10
15
20
25
30
35
40
45
50
0 1 2 3 4
Te
m
pe
ra
tu
ra
s
Comparação da temperaturas
temperatura inicial
temperatura final
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Para que o gelo derreta, passando do estado sólido para o líquido (fusão), é 
necessário que ele absorva uma determinada quantidade de energia. A 
transformação da água sólida em líquida absorve energia porque no estado sólido 
as moléculas possuem ligações intermoleculares mais energéticas que as moléculas 
no estado líquido. Assim, para que as ligações da água sólida fiquem mais fracas, é 
preciso fornecer energia às moléculas. 
Visto que absorve calor, a fusão é um processo endotérmico: 
H2O(s) + energia → H2O(?) 
ou 
H2O(s) → H2O(?) ?H > 0 
É possível descobrir isso por meio dos valores da variação da entalpia de 
formação da água no estado líquido e no estado sólido. Para a formação de cada 
uma, os valores de ∆H são diferentes; assim, basta diminuir os valores e ver a 
diferença: 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(?) ?H = -285,6 kJ 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(s) ?H = -292,6,6 kJ 
 
Observamos que a energia liberada na formação da água líquida é maior que 
na formação da água sólida, mostrando novamente que, para passar do estado 
sólido para o líquido, a água precisa absorver energia. 
Visto que em condições padrão as entalpias de substâncias simples, tais 
como H2 e O2, são iguais a zero, podemos concluir que os valores das variações da 
entalpia dadas nas reações acima são iguais às entalpias dos produtos, isto é, o H 
de H2O(?) é igual a 285,5 kJ e de H2O(s) é igual a 296,6 kJ. 
Diminuindo esses valores sabemos quanto de energia o gelo precisa ganhar 
para derreter, ou seja, o valor do H da fusão: 
 
H2O(s) → H2O(?) ∆Hfusão = (-292,6 – (-285,5)) kJ 
 ∆Hfusão = + 7 kJ 
 
 
 
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6. CONCLUSÃO 
 
 Diante dos resultados alcançados, apresentados e discutidos neste, podemos 
concluir que ocorre deforma visível a variação da entalpia de vaporização e de 
fusão, quando submetemos o meio em análise a variações de temperatura. 
 Ainda foi possível constatar que o experimento foi provido de dados analíticos 
de pequena proporção, ocorrendo uma variação mínima da pressão de Vaporização 
e fusão da água em análise. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/entalpia.htm>. 
Acessado em 27/11/2017 às 15:10 hrs. 
Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/fisica/trocas-calor.htm>. 
Acessado em 27/09/2017 às 16:11 hrs. 
Disponível em: HALLIDAY, David; RESNICK, Robert; WALKER, Jearl. 
Fundamentos da Física 2. Rio de Janeiro: LTC, 2009. 2 
Disponível em: RAMALHO JÚNIOR, Francisco; FERRARO, Nicolau Gilberto; 
SOARES, Paulo Antônio de Toledo. Física 2: os fundamentos da física: Gravitação, 
Ondas e Termodinâmica. 10. ed. São Paulo: Moderna, 2009. 3 v 
Disponível em: SEARS, Francis Weston; ZEMANSKY, Mark Waldo; YOUNG, Hugh 
D.; FREEDMAN, Roger A. Física II: Termodinâmica e Ondas. São Paulo: Pearson 
Addison Wesley, 2008. 2