Relatório - Calorimetria e Termodinâmica - Lei de Hess

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
CAMPUS ACADÊMIDO DO AGRESTE 
NÚCLEO DE TECNOLOGIA 
ENGENHARIA CIVIL 
 
 
 
 
 
 
CALORIMETRIA 
 
 
 
 
 
 
 
ALINE ADRIANE PEREIRA DE SIQUEIRA NASCIMENTO 
CLENILDO DUDA DE LIRA E SILVA 
ELYAQUIM DOMINGOS TORRES 
FLAVIANNY KETHILLY CAVALCANTE BARBOSA 
REBECA THAYS FLORENCIO TEODORO DE SIQUEIRA 
 
 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
 
 
ALINE ADRIANE PEREIRA DE SIQUEIRA NASCIMENTO 
CLENILDO DUDA DE LIRA E SILVA 
ELYAQUIM DOMINGOS TORRES 
FLAVIANNY KETHILLY CAVALCANTE BARBOSA 
REBECA THAYS FLORENCIO TEODORO DE SIQUEIRA 
 
 
 
 
 
 
CALORIMETRIA 
 
 
 
Trabalho acadêmico de modelo de 
relatório laboratorial, como requisito à 
obtenção de nota do segundo exercício 
escolar, apresentado a disciplina de 
Química Geral I da Universidade Federal 
de Pernambuco. 
 
 
Orientadora: Professora Drª. Érika Pinto Marinho 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
 
 
RESUMO 
 
Este relatório objetiva expor os dados alcançados e observações feitas sobre os 
ensaios de calorimetria e comprovação dos estudos teóricos sobre 
termodinâmica vistos em sala de aula, concomitantemente discutindo-os. Além 
de, descrever as metodologias aplicadas e resultados obtidos na realização da 
atividade prática laboratorial dos discentes do curso de Engenharia Civil, da 
Universidade Federal de Pernambuco – Campus Agreste, na disciplina de 
Química Geral I. 
 
Palavras-chave: Práticas laboratoriais. Química Geral I. Calorimetria. 
Termodinâmica. 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO .............................................................................................................. 5 
2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS ........................................................................ 8 
2.1 PRIMEIRO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL .................................................. 8 
2.2 SEGUNDO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ................................................. 8 
2.3 TERCEIRO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ................................................. 9 
2.4 QUARTO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL .................................................... 9 
3 RESULTADOS ............................................................................................................ 10 
3.1 CALORÍMETRO ................................................................................................... 10 
3.2 VARIAÇÕES DE ENTALPIA E LEI DE HESS .................................................... 11 
CONCLUSÃO ................................................................................................................. 13 
REFERÊNCIAS .............................................................................................................. 14 
ANEXOS ......................................................................................................................... 15 
 
 
5 
 
 
 1 INTRODUÇÃO 
 Antes dos termos de calorimetria e termodinâmica serem utilizados, 
conceitos de pressão, volume, temperatura e energia já eram estudados desde 
a Grécia antiga devido as suas várias aplicações práticas e usuais. Com o 
decorrer dos anos e com o avanço das pesquisas científicas, vários instrumentos 
foram criados para utilidade pública e técnica. Com o aumento populacional e 
mercadológico, visando a gama de aplicações de tais conceitos, foram 
realizadas descobertas para incrementação e eficácia de processos manuais. O 
primeiro grande avanço que afetou globalmente o mercado foi a capacidade de 
transformação de energia, mais precisamente a transformação de energia 
térmica em energia mecânica. Advindo a isso, foi desencadeada a primeira 
revolução industrial. 
 Segundo a lei da conservação da matéria: na natureza nada se cria, nada 
se perde, tudo se transforma. O mesmo se aplica à energia da matéria. Toda 
energia pode ser transformada em outra forma de energia e esse processo é 
possível de ser estudado e até mesmo manipulado através do conhecimento de 
termodinâmica. É através dessa transformação que muitos serviços essenciais 
para a população são realizados, como o fornecimento de energia elétrica e 
funcionamento de indústrias que servem como fonte de renda e consumo. Por 
isso, um imenso esforço global está sendo desenvolvido em busca de novas 
fontes de energia que possam ser usadas de forma mais eficiente e sustentável. 
 Dois conceitos fundamentais da termodinâmica são calor e trabalho, que 
é a energia transferida em decorrência de uma diferença de temperatura e a 
energia ganha ou consumida com um movimento que é realizado contra uma 
força oposta, respectivamente. Adentrando no conceito de calor, sabe-se que a 
energia flui da região de mais alta temperatura para a de menor temperatura. 
Porém, a transferência de calor pode ser atenuada ou impedida através de um 
isolante térmico. Isso acontece porque as paredes do isolante não permitem a 
condução de energia entre os meios interno e externo (sistema e vizinhança 
respectivamente). Por causa disso, é possível medir o calor transferido em um 
processo no sistema, pois devido ao influxo de energia há variação na 
6 
 
temperatura interna ⎯ na química, o isolante térmico será comumente 
denominado como calorímetro ⎯. Para converter essa mudança de temperatura 
em energia utiliza-se o termo de capacidade calorífica, que pode ser obtido 
através da razão entre o calor fornecido (Q) e a variação de temperatura 
observada (T). 
 Em contraponto, não é possível estabelecer uma capacidade calorífica 
fixa para um material pois a mesma varia dependendo da proporção de suas 
grandezas físicas (massa, volume, etc). Para abranger tal situação usa-se o 
conceito de capacidade calorífica específica (c) que é calculada através da razão 
entre capacidade calorífica (C) e massa da amostra do material. 
 No cotidiano pode-se presenciar muitas reações químicas acontecendo, 
onde na maioria ocorre a liberação ou absorção de energia térmica, como 
exemplo o descongelamento de um bloco de gelo, que para acontecer, absorve 
energia. Tais reações podem ser subdivididas em reações exotérmicas (que 
liberam energia na forma de calor quando acontecem) e reações endotérmicas 
(que absorvem energia para acontecer). 
 Para complementar o método de acompanhamento das variações de 
energia sobre pressão constante foi necessária a criação de um novo conceito: 
entalpia (H). É através dela que é possível visualizar as alterações nas formas 
de energia já levando em consideração as perdas de energia em forma de 
trabalho. Previamente, é necessário compreender a entalpia como uma função 
de estado, ou seja, independente do caminho tomando no decorrer do processo, 
a variação de entalpia (H) será a mesma se o início e o fim do processo 
permanecerem inalterados ⎯ também conhecida como Lei de Hess ⎯. É 
através da H que é possível visualizar se uma reação é endotérmica ou 
exotérmica seguindo os seguintes parâmetros: se H < 0 a reação é exotérmica, 
portanto, libera calor; se H > 0 a reação é endotérmica e consequentemente 
absorve calor. 
 A equação de uma reação termodinâmica pode ser expressada da 
seguinte forma: 
AB + CD  AD + CB H= ± Xu 
7 
 
onde A, B, C e D são produtos e reagentes, X é um número inteiro que explicita 
a quantidade de energia liberada (-X) ou absorvida (+X) e u é a unidade de 
medida utilizada para energia, comumente J (joule) ou KJ (quilojoule). 
 
8 
 
 
 2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 Todo o experimento baseou-se na execução de quatro procedimentos 
experimentais consecutivos que visavam a comprovação na Lei de Hess na 
prática. Testandoseparadamente a entalpia de cada semi-reação, no final, 
quando a reação direta ocorresse, poder-se-ia conferir se a variação de entalpia 
foi a mesma. Os materiais utilizados foram: solução de ácido Clorídrico (HCl) nas 
concentrações de 1,0 M, 0,5 M e 0,25 M, agitador magnético, água destilada, 
balança analítica, barrinha magnética de agitação, béquer 250 ml, calorímetro, 
solução de hidróxido de sódio (NaOH) nas concentrações de 1,0 M e 0,5M, 
proveta e termômetro. 
 
 2.1 PRIMEIRO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Inicialmente mediu-se com a proveta de 50ml a solução de ácido 
clorídrico (HCl) 1,0 M. Em um béquer de 250 ml foi colocada a barra de agitação 
magnética e em seguida foi adicionada a solução de ácido clorídrico. Após isso, 
o béquer foi transferido para o calorímetro e este foi posto sobre o agitador 
magnético. Prontamente após fechar o calorímetro e ligar o agitador magnético 
em uma velocidade adequada, foi introduzido o termômetro. Mediu-se então a 
temperatura da solução. Decorrido isso, mediu-se 50 ml da solução de hidróxido 
de sódio (NaOH) 1,0 M e verteu-a sobre a solução de ácido clorídrico para a 
monitoração da variação da temperatura. Para a visualização total do 
termômetro, o calorímetro precisou ficar aberto. 
 
 2.2 SEGUNDO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Com uma proveta aferiu-se 100 ml de água destilada que foi posta 
em um béquer que continha a barra de agitação magnética e que posteriormente 
foi transferido para um calorímetro. Mediu-se então a temperatura da água 
destilada. Paralelamente pesou-se 2 g de hidróxido de sódio sólido em uma 
balança analítica e acrescentou-o no béquer. Após a sua total dissolução, com 
um termômetro, mediu-se a máxima temperatura atingida. 
9 
 
 2.3 TERCEIRO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Com o auxílio de uma proveta, mediu-se 50 ml da solução de ácido 
clorídrico (HCl) 0,5 M e o mesmo volume da solução de hidróxido de sódio 
(NaOH) 0,5 M e com o termômetro verificou-se a temperatura de ambas das 
soluções separadamente. Em um béquer de 250 ml foi acrescentado a solução 
de ácido clorídrico e transferido para o calorímetro. Logo após a solução de 
hidróxido de sódio foi vertida sobre a primeira e agitada com o auxílio da barra 
de agitação magnética e o agitador magnético. Anotou-se a temperatura máxima 
atingida. 
 
 2.4 QUARTO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Utilizando uma proveta, foram aferidos 50 ml da solução de ácido 
clorídrico 0,25M. Esta solução foi transferida para o béquer e logo em seguida 
para o calorímetro. Simultaneamente, em uma balança analítica foram pesados 
2g de hidróxido de sódio sólido e misturou-a com o ácido clorídrico presente no 
béquer do calorímetro. A mistura foi agitada com uma barra de agitação 
magnética e um agitador magnético até a dissolução do hidróxido de sódio 
sólido. Então mediu-se a temperatura máxima alcançada pela mistura. 
 
10 
 
 
 3 RESULTADOS 
Após a realização de cada experimento, foi anotada a variação de 
temperatura para então calcular a capacidade calorífica do calorímetro e a 
quantidade de energia liberada ou absorvida na forma de calor de cada reação. 
 
 3.1 CALORÍMETRO 
 Para descobrir a capacidade calorífica do calorímetro fazia-se 
necessário saber a quantidade de mols que as amostra de água destilada 
possuía para então multiplicá-la com a variação de entalpia (H) de 
neutralização e descobrir o calor envolvido na reação. Com isso, foi obtido o 
número de mols de água destilada através da fórmula 𝑀 =
n
v
, onde M é 
concentração molar, n é a quantidade de mols e v é o volume. Então: 
𝑀 =
n
v
  1 =
n
v
 
1 =
n
50. 10−3
 
 n = 50 x 10−3mol 
 Como, para esse experimento, n(água) = n(ácido) = n(base), então: 
n(HCl) = n(H2O) = n(NaOH) = 50 x 10−3 mols 
 Ademais, obtendo a variação de temperatura (T) da reação ácido-
base que teve o cloreto de sódio (NaCl) como produto, sabendo sua densidade 
(d), volume (v) e capacidade calorífica (c), foi possível obter o calor envolvido na 
reação através da formula Q(solução) = d.v.c.T. Então: 
 
 
 
 
Q(solução) = d.v.c.T 
Q(solução) = 1.02 g/ml . 100ml . 4,012J/g°C . 6°C 
Q(solução) = 2455,34 Joules 
 
11 
 
 Com isso, calculou-se o calor envolvido na reação através da 
fórmula Q(reação) = n . H(neutralização). Então: 
 
 
 
 Após a obtenção do calor envolvido na reação e na solução, é 
possível obter a capacidade calorífica do calorímetro (C) por meio da fórmula 
𝐶 =
𝐐(reação) – 𝐐(solução)
𝑇
. Então: 
C =
2863,3J – (−2455,34)J 
6°C
 
C = 886,44 J/°C OU 212,06 cal/°C 
 Utilizando como referencial o calorímetro, percebeu-se que quando 
a reação perde calor, o calorímetro recebe, o mesmo se aplica para a situação 
inversa. Isso implica que, para calcular a capacidade calorífica do calorímetro, 
os valores do Q(reação) e Q(solução) devem ser multiplicados por (-1). Com 
isso, tem-se que o calorímetro possui uma capacidade calorífica de 886,44J/°C 
ou 212,06cal/°C. 
 
 3.2 VARIAÇÕES DE ENTALPIA E LEI DE HESS 
 No segundo procedimento experimental, foram medidas as 
temperaturas antes e após cada reação para obter a variação de temperatura. 
Unindo estes dados a capacidade calorífica do calorímetro (encontrada no 
primeiro procedimento experimental), foi calculado o calor do calorímetro e da 
solução, que somados resultaram no calor da reação, utilizado no cálculo da 
variação de entalpia (∆𝐻), as expressões utilizadas podem ser vistas abaixo: 
𝑞𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 + 𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
Calor da reação 
𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑑. 𝑣. 𝑐. ∆𝑡 
Calor da solução 
Q(reação) = n . H(neutralização) 
Q(reação) = 50 x 10−3 mols . (-13,7 kcal/mol) 
Q(reação) = -685 cal ou -2863,3 J 
 
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𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 𝐶. ∆𝑡 
Calor do calorímetro 
∆𝐻 = 
𝑞𝑟𝑒𝑎çã𝑜
𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻
 
Variação de entalpia 
 Na primeira reação, a temperatura inicial foi de 22ºC e após a 
adição do hidróxido de sódio, esta subiu para 26ºC, havendo uma variação de 
4ºC. A reação correspondente e a variação de entalpia obtida estão 
representadas abaixo: 
 
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑆) → 𝑁𝑎
+
(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻
−
(𝑎𝑞) ∆𝐻1 = −12,105 Kcal/mol 
 Na segunda reação a temperatura variou de 22ºC para 28ºC, 
obtendo uma variação de 8ºC. A entalpia e a reação estão representadas a 
seguir: 
 
𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
∓ + 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− ←→ 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
 ∆𝐻2 = − 36,324 Kcal/mol 
 
 Por fim na última reação, que corresponde a soma das anteriores, 
a temperatura inicial (correspondente a temperatura do ácido clorídrico) foi 23º e 
a final 29ºC, obtendo também uma variação de 8ºC. A equação termoquímica 
que representa a reação pode ser vista abaixo: 
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) + 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− ←→ 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
 ∆𝐻3 = − 48,8 Kcal/mol 
 
𝐻2𝑂 
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 CONCLUSÃO 
Com a finalização do primeiro procedimento experimental, foi possível 
calcular a capacidade calorífica do calorímetro através do calor da reação e da 
solução. O valor obtido para a capacidade calorífica do calorímetro foi 
212,06cal/°C. Esse valor obtido serviu para calcular o calor envolvido nas 
reações, posteriormente. 
Com a execução dos demais procedimentos experimentais, que visavam 
constatar a Lei de Hess foi calculada a entalpia de cada reação: dissolução do 
hidróxido de sódio em água, reação entre hidróxido de sódio e ácido clorídrico e 
reação entre NaCl sólido e ácido clorídrico. Com isso, nota-se que as reações 
foram exotérmicas. Tal resultado era esperadovisto para a dissolução do NaOH 
por exemplo, é necessária a liberação de energia para a quebra de ligação. Na 
reação de neutralização, apesar de uma parcela da energia ser utilizada para 
formar as ligações, sua maior parte é liberada na forma de calor, assim como 
toda neutralização entre ácido e base forte. 
Portanto, ao somar as entalpias das reações e compará-la a reação de 
neutralização pode-se constatar que a entalpia realmente é uma função de 
estado, pois independente do processo de execução tomado, mantendo-se o 
início e o fim inalterados, a variação de energia em um sistema isolado é a 
mesma, constatando assim a Lei de Hess. 
 
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REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, Peter. Principios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente. 5ª ed. São Paulo: Bookman, 2011. 
 
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 ANEXOS 
 
• Diferencie reações endotérmicas de exotérmicas. 
 Uma reação endotérmica é aquela em que há absorção de energia 
do ambiente, o que desloca o equilíbrio para formação de produtos. Essas 
reações têm como caraterística possuírem variação de entalpia positiva quando 
subtraídas as energias entálpicas dos produtos com as dos reagentes. Isso 
indica que houve absorção de energia. 
 Em contrapartida, reações exotérmicas são aquelas em que há um 
balanço negativo de energia quando são comparadas a entalpia dos reagentes 
com a dos produtos e indica que houve liberação de energia na forma de calor, 
que pode ser percebida através do aumento da temperatura em um sistema 
isolado. 
 
• A reação de dissolução do Hidróxido de Sódio é endotérmica? Por 
quê? 
 Não, pois o NaOH sofre dissociação iônica, liberando cátion Na+ e 
ânion OH-, logo, haverá quebra de ligações com liberação de energia, ou seja, é 
uma reação exotérmica, o que também faz com que a temperatura da água 
aumente. 
 
• Qual a função de um calorímetro? 
 O calorímetro serve para isolar o sistema e fazer com que esse 
alcance o equilíbrio térmico mais rapidamente. Ao colocar dois corpos com 
diferentes temperaturas no interior de um calorímetro, acontecerá a troca de 
calor entre os mesmos até que o equilíbrio seja atingido. Além disso também 
contribui para determinação de algumas grandezas, tais como capacidade 
térmica e calor específico. 
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• Qual o princípio de funcionamento de um calorímetro? 
 Constituído basicamente de um recipiente de paredes finas que é 
envolvido por outro recipiente fechado de paredes mais grossas e isolantes ou 
simplesmente por um isolante térmico, o calorímetro é um instrumento hermético 
que evita a entrada e saída de calor, o que faz com que não haja troca de calor 
entre a vizinhança e o sistema.