apostila físico-química 1- Versão 2

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Físico-Química Experimental 1 
 
 
 
 
 
 
MSc. Tarcísio Souza Carvalho 
 
 
 
 
 
 
Licenciatura em Química // Química Industrial
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
2 
Aula Prática Nº 01 
 
AULA N
O
 01: A LEI DE CHARLES 
 
 
OBJETIVO: 
 
Determinar experimentalmente a relação entre o volume e a temperatura de uma amostra de ar à 
pressão constante. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
 01 Kitassato de 400,0 mL; 
 01 Termômetro de 50 a 150 
o
C; 
 01 Chapa aquecedora; 
 01 Mangueiras; 
 01 Suporte universal com garras metálicas; 
01 Rolha de borracha com orifício central para tampar o Kitassato. 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
As primeiras medidas quantitativas do comportamento pressão-volume dos gases foram feitas por 
Robert Boyle em 1662. Seus resultados indicavam que o volume é inversamente proporcional à pressão: 
p/CV 
, onde 
p
 é a pressão, 
V
 é o volume e 
C
 é uma constante. A Figura 1 mostra 
V
 em função de 
p
. A lei de Boyle pode ser escrita da seguinte forma: 
 
 
 
e se aplica apenas a uma massa na temperatura constante. 
 
 Charles posteriormente mostrou que a constante 
C
 é uma função da temperatura. Este é um dos 
modos de anunciar a Lei de Charles. 
 Gay-Lussac fez medidas do volume mantendo uma massa fixa de gás sobre pressão fixa e 
descobriu que o volume variava linearmente com a temperatura. Isto é expresso pela equação 
 
 
 
Onde 
t
 é a temperatura e 
a
 e 
b
 são constantes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Volume como uma função da pressão, Lei de Boyle (t = 25 
o
C). 
).(CpV 01
).(btaV 02
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Volume como uma função da temperatura, Lei de Charles (p = 1,0 atm). 
 
 
 
Um gráfico do volume em função da temperatura está indicado na Figura 2. O coeficiente linear é 
oVa 
, isto é, o volume a 0
 o
C. O coeficiente angular da curva é a derivada 
p)t/V(b 
 (Usam-se 
derivadas parciais em vez de derivadas comuns, pois o volume depende da pressão; a e b são constantes 
somente se a pressão for constante. A derivada parcial 
p)t/V( 
 é o coeficiente angular da reta, nas 
condições experiência, e dá variação do volume com a temperatura e pressão constante). Portanto, a 
equação acima pode ser escrita numa forma mais equivalente: 
 
 
 
 As experiências de Charles mostraram que, para uma massa fixa de gás sob pressão constante, o 
aumento relativo do volume por grau de aumento de temperatura era o mesmo para todos os gases nos 
quais ele fez medidas. A uma pressão fixa, o aumento de volume por grau é 
p)t/V( 
; portanto, o aumento 
relativo em volume por grau, a 0 
o
C, é: 
p)t/V/()V/( 01
. Esta quantidade é o coeficiente de dilatação 
térmica a 0 
o
C, para qual se usa o símbolo 
oα
. 
 
 
 
Dessa forma, podemos substituir o valor de 
oα
 na equação do volume da seguinte maneira: 
 
 
 
Substituindo 
00Vα
 na equação 3.0, obtendo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O que nos leva a seguinte equação: 
 
 
).(
t
V
V
α
p
04
1
0
0 








pt
V
Vα 







00
 tαVV
tVαVV
t
t
V
VV
p
00
000
0
1










).(t
α
αVV 05
1
0
00 








).(t
t
V
VV
p
030 








 
 
 
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Tarcísio Souza 
 
4 
A equação 5.0 é conveniente porque expressa o volume do gás em termos do volume a zero grau e uma 
constante, 
oα
, que é a mesma para todos os gases, e, como se conclui, é praticamente independente da 
pressão na qual as medidas são feitas. Se medirmos o a várias pressões, vamos encontrar que para todos 
os gases 
oα
 tende ao mesmo valor limite, para 
0p
. A forma da equação 5.0 sugere uma transformação 
de coordenadas que deve ser útil, isto é, define uma nova temperatura 
T
 em termos da temperatura usada 
até aqui através da equação: 
 
 
A equação 6.0 define uma nova escala de temperatura, chamada escala gasosa, ou mais, exatamente, 
escala do gás ideal. A importância dessa escala reside no fato de que 
oα
 e, conseqüentemente, 
oα/1
, têm 
o mesmo valor para todos os gases. Por outro, 
oα
 depende da escala de temperatura usada originalmente 
para 
t
. Se 
t
 for em graus Celsius (símbolo: 
0
C), então 
152731 ,α/ o 
o
C e a escala 
T
 resultante é 
numericamente idêntica à escala de temperatura termodinâmica. A unidade SI de temperatura 
termodinâmica é o kelvin (símbolo K). As temperaturas na escala termodinâmica são freqüentemente 
chamadas de temperaturas absolutas ou de temperatura kelvin. De acordo com a equação 6.0, teremos: 
 
 
Dessa forma, podemos combinar as equações 5.0 e 6.0 para termos: 
 
 
A equação 8.0 estabelece que o volume de um gás sob pressão fixa é diretamente proporcional à 
temperatura termodinâmica. 
 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
PARTE A: MONTAGEM DO EQUIPAMENTO: 
 
01) Insira o termômetro no orifício central da rolha (maior) posicionando-o verticalmente, na boca do 
Kitasato. Certifique que a rolha ficou bem encaixada e que leituras de temperaturas possam ser feitas. 
02) Retire o êmbolo da seringa. Remova, com auxílio de um pedaço de papel higiênico, o excesso de 
gordura do êmbolo e da seringa. 
03) Conecte a mangueira de 5,0 cm na saída/entrada de ar lateral do Kitasato. 
04) Posicione a seringa horizontalmente com o auxílio das garras metálicas e do suporte universal, 
conforme mostra a Figura 3. 
05) Insira o êmbolo da seringa até que a leitura seja de zero mL, ou seja, com o êmbolo na posição final. 
06) Conecte a seringa na mangueira. Antes de conectar a seringa, certifique que a leitura na seringa seja 
zero mL, ou seja, que o êmbolo se encontre na posição final. A seringa deve estar posicionada na 
horizontal. Atenção para não variar a posição do êmbolo quando a conexão com a mangueira for feita. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
).(t,T 0715273 
).(TVαV 0800
 
 
 
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5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Esquema da aparelhagem utilizada para determinar experimentalmente a relação entre o volume e a 
temperatura de uma amostra de ar à pressão constante. 
 
 
 
 
 
PARTE B: COLETANDO OS DADOS EXPERIMENTAIS: 
 
01) Meça a temperatura do gás no interior do Kitassato, a qual é a temperatura ambiente. 
02) Coloque cuidadosamente o sistema (Kitassato, seringa etc.) na chapa aquecedora. 
03) Ligue a chapa elétrica e a mantenha no mínimo (aproximadamente 250 
o
C). 
04) Faça anotações, na Tabela 1, da temperatura e do volume correspondente. 
05) Repita as anotações para as várias temperaturas e volumes. 
06) retire o sistemada chapa aquecedora e deixe-o resfriar até a temperatura ambiente. 
07) Repita o procedimento do item 3 até o 5. 
 
 
Temp. 
(
o
C) 
 
Volume 
(mL) 
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
01) Representar os valores médios obtidos em papel milimetrado (ou fazer gráfico no origin ou excel). 
02) Faça uma regressão linear e obtenha a equação que melhor descrevem os seus resultados. Faça um a 
comparação com a Lei de Charles. 
03) Através do gráfico obtido na questão 01, obtenha a quantidade de matéria (número de mol) do gás. 
04) Quais são as possíveis fontes de erro ou limitação neste experimento? Para cada uma, tente dizer que 
efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Kitassato
Seringa
Chapa de aquecimento
Suporte universal
Termômetro
Mangueira
 
 
 
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Tarcísio Souza 
 
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AULA N
O
 02: A LEI DE BOYLE 
 
 
OBJETIVO: 
 
Determinar experimentalmente a relação entre a pressão e o volume de uma amostra de ar à 
temperatura constante. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
 01 manômetro aberto; 
 01 seringa de vidro de 50,0 mL; 
 01 Béquer de 100,0 mL; 
 01 Mangueira de silicone; 
 01 Suporte universal com garras metálicas. 
Água. 
 
INTRODUÇÃO: 
 
As primeiras medidas quantitativas do comportamento da pressão dos gases em função da variação 
do volume foram feitas por Robert Boyle em 1662 e por E. Mariotte em 1676. Seus resultados indicavam 
que o volume é inversamente proporcional à pressão: 
p/CV 
, onde 
p
 é a pressão, 
V
 é o volume e 
C
 é 
uma constante. A Figura 1 mostra 
V
 em função de 
p
. A lei de Boyle pode ser escrita na forma: 
 
 
e se aplica apenas a uma massa na temperatura constante. 
 Para gases, cujo comportamento se aproxima da idealidade é válida a equação a seguir, conhecida 
como lei de Boyle. 
 
 
 
 Considere o sistema apresentado na Figura 2. A pressão no interior de um gás no interior de um 
recipiente é medida com um manômetro. Na sua versão mais simples, um manômetro é um tubo em U 
cheio com um líquido pouco volátil. Se uma boca do tubo for aberta, a pressão, 
p
, da amostra gasosa 
equilibra com a soma das pressões exercidas pela coluna do líquido, que é igual a 
ghρ
, mais a pressão 
externa, 
extp
. 
 
 
onde 
ρ
 é a densidade do líquido, 
g
 a aceleração da gravidade e 
h
 é a altura do líquido no tubo em U. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Volume como uma função da pressão, Lei de Boyle (t constante = 25 
o
C) 
CpV 
ghρpp ext 
KVpVp  2211
 
 
 
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Tarcísio Souza 
 
7 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
PARTE A: MONTAGEM DO EQUIPAMENTO: 
 
01) Posicione a seringa (e êmbolo) horizontalmente com auxílio das garras metálicas e do suporte universal, 
conforme indicado na Figura 2. 
02) Conecte a seringa na mangueira. Antes de conectar a seringa, certifique que a leitura na seringa seja de 
50,0 mL, ou seja, o êmbolo se encontra na posição inicial. Atenção para não variar a posição do êmbolo 
quando a conexão com a mangueira for feita. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Representação esquemática do aparelho utilizado para verificação experimental da lei de Boyle – 
manômetro aberto. 
 
 
 
PARTE B: COLETANDO OS DADOS EXPERIMENTAIS: 
 
01) Faça a leitura do nível da água nas duas pipetas do manômetro. Faça a marca de referência com 
caneta de ponta porosa em uma das pipetas. Assim, 50,0 mL corresponde a 1,0 atm. 
02) Gentilmente, empurre o êmbolo para dentro da seringa até completar a variação de 5,0 mL (V). Anote o 
valor da leitura, feita na seringa, na Tabela I. 
03) Faça a leitura do desnivelamento, h, do líquido nas pipetas, conforme mostra a Figura 3. Anote este 
valor na Tabela correspondente ao valor da leitura feita na seringa. 
04) Repita os itens 2 e 3 e faça as anotações correspondentes até o êmbolo completar todo o percurso, ou 
seja, leitura de zero mL. 
05) Para cada valor de h (desnível do líquido) calcule o valor da pressão manométrica utilizando a equação 
1. Considere pext = 1,00 atm. 
 
 
Tabela I. Altura, volume e pressão. 
Volume, 
V (mL) 
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 
Altura, h 
(m) 
 
Pressão, 
p (atm) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
mangueira
seringa
êmbulo
suporte universal
manômetro
 
 
 
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8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Manômetro diferencial aberto. 
 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
01) Representar em papel milimetrado (ou fazer gráfico no Origin ou Excel) os valores médios obtidos na 
Tabela I, gráfico V, versus p. 
02) Representar em papel milimetrado (ou fazer gráfico no Origin ou Excel) os valores médios obtidos na 
Tabela I, gráfico V, versus 1/p. Que tipo de curva foi obtido? 
03) Representar em papel milimetrado (ou fazer gráfico no Origin ou Excel) os valores médios obtidos na 
Tabela I, gráfico pV, versus p. 
04) Faça uma regressão polinomial para o gráfico do item 2 e obtenha a equação que melhor descreve os 
seus resultados. Faça um a comparação com a Lei de Boyle. 
05) Quais são as possíveis fontes de erro ou limitação neste experimento? Para cada uma, tente dizer que 
efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos. 
06) Como o objetivo da prática é verificar se o produto pV é constante, é interessante verificar o quanto as 
medidas experimentais se distanciam de um valor médio. Isso é feito através da determinação do desvio 
padrão das medidas e do desvio padrão relativo, além do cálculo de propagação do erro. Para isso 
aconselha-se que seja preenchida a Tabela a seguir. 
 O cálculo do desvio padrão da média dos valores pV e o desvio padrão relativo é dado por: 












1
)( 2
n
pVpV
s
 
onde n = número de medidas realizadas. 
 
100..


pV
s
srel
 
Obtidos os valores da pressão p, e do volume V, preencham a Tabela abaixo: 
 
p (mm Hg) V (cm
3
) pV pVpV (pVpV)
2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9 
AULA N
O
 03: MASSA MOLECULAR DE UM GÁS – PRINCÍPIO DE AVOGADRO E A LEI DOS GASES 
IDEAL 
 
OBJETIVOS: 
 
Determinar experimentalmente a relação geral entre o volume, a massa, a temperatura e a pressão 
de uma amostra de gás. 
Determinar a massa molecular de um gás, no caso o butano, utilizando a equação dos gases 
perfeitos. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
 01 Balança analítica; 
 01 Proveta de 250,0 mL; 
 01 Termômetro; 
01 Recipiente para conter água (cuba); 
01 Tubo de gás butano; 
01 Cuba de vidro; 
01 Mangueira. 
 
Reagentes: 
Tubo de gás butano; 
Água de torneira. 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
A Lei de Gay-Lussac ou Charles (massa fixa, pressão constante) estabelece que o volume deum 
gás sob pressão fixar é diretamente proporcional à temperatura termodinâmica. Essa equação pode ser 
escrita da seguinte forma: 
 
 
Onde, 
V
é o volume do gás, 
oα
é o coeficiente de expansão térmica do gás, 
oV
 é o volume inicial do gás e 
T
 é a temperatura termodinâmica, que é igual a 
t,T  15273
. 
A Lei de Boyle (massa fixa, temperatura constante), indica que a o volume é inversalmente 
proporcional à pressão. Essa equação pode ser escrita da seguinte forma: 
 
 
Onde 
p
 é a pressão, 
V
 é o volume e 
C
 é uma constante. 
Essas duas equações podem ser combinadas numa equação geral observando que 
oV
é o volume a 
0 
o
C e, portanto, está relacionado com a pressão pela lei de Boyle, 
p
C
V oo 
, onde 
oC
é o valor da 
constante a 
.t 0
 Dessa forma a equação de Charles torna-se: 
 
 
 
 A restrição de massa fixa é removida imaginando-se que, se a temperatura e a pressão forem 
mantidas constantes e a massa do gás for duplicada, o volume duplicará. Isso significa que a constante 
oC
 
é proporcional à massa do gás; portanto, escrevemos 
BwCo 
, onde 
B
 é uma constante e 
w
 é a massa. 
Introduzindo esse resultado na equação anterior obtemos: 
 
 
 
 
Esta é uma relação geral entre as quatro variáveis 
V
, 
w
, 
T
 e 
p
. A constante 
B
 tem um valor diferente 
para cada gás. 
TVαV 00
CpV 
)fixamassa(
p
TαC
V oo
.
p
wTαB
V o
 
 
 
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10 
 Para a equação acima ser útil, deveríamos ter a mão uma Tabela com os valores de 
B
 para cada 
gás. Seja M a massa molar de um gás em um recipiente sob um conjunto de condições padrões 
oT
, 
op
, e 
oV
. Se gases diferentes forem mantidos num volume padrão 
oV
, sob pressão e temperatura padrão 
op
 e 
oT
, então, pela equação acima, teremos para cada gás: 
 
 
 
 
 
Já que as condições padrões são escolhidas para atender às conveniências, a relação 
ooo TVpR 
 tem um 
valor numérico fixo para qualquer escolha particular e tem, claro, o mesmo valor para todos os gases (
R
 é 
chamada constante dos gases perfeitos). Assim, a equação acima pode, então, ser escrita da seguinte 
forma: 
 
 
 
Seja 
Mwn 
 a quantidade de matéria característica do gás contido na massa 
w
. Então, 
pnRTV 
, ou 
mais comumente conhecida como: 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1) Determine a massa do tubo de gás butano (m1); 
 
2) Conecte uma mangueira flexível na saída do tubo de gás contendo butano. Verifique se a mangueira está 
bem conectada, ou seja, se não está ocorrendo vazamento de gás através desta conexão; 
 
3) Adicione água a um proveta de 250,0 mL até a extremidade superior. Com uma das mãos sobre essa 
extremidade, inverta a proveta imergindo-a num volume de água contido em um outro recipiente, de 
maneira que a proveta permaneça com água e na posição vertical; 
 
4) Direcione a outra extremidade da mangueira, conectada ao tubo de gás, para o interior da proveta; 
 
5) Seguindo as etapas anteriores, você deve ter um conjunto de equipamentos semelhante à Figura 1; 
 
6) Determine a temperatura da água contida no recipiente; 
 
7) Aperte a válvula (devagar para evitar que o gás se congele próximo à válvula) transferindo o gás para o 
interior da proveta, deslocando a água, conforme mostra a Figura 2; 
 
8) Quando o nível do gás coincidir com o nível da água no recipiente, cerca de 200,0 mL, interrompa a 
transferência de gás para do tubo para o interior da proveta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Esquema da aparelhagem utilizada para determinar a relação geral entre o volume, a massa, a temperatura e 
a pressão de uma amostra de gás. 
.
T
Vp
αB
M
o
oo
o

















1
.
p
RT
M
w
V 






.nRTpV 
tubo 
de gás
cuba de vidro
proveta
mangueira
água
água
 
 
 
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11 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Esquema da aparelhagem utilizada para determinar a relação geral entre o volume, a massa, a temperatura e 
a pressão de uma amostra de gás, após a liberação do gás contido no tubo. 
 
 
 
 Nestas condições, a pressão interna total é igual a pressão externa, ou seja, a pressão do butano é 
igual a pressão total, pressão atmosférica, menos a pressão de vapor da água. 
 
 
 
A pressão de vapor da água depende da temperatura. Para determinar a pressão do gás butano 
através da equação acima, é necessário conhecer o valor da pressão de vapor da água na temperatura de 
trabalho. A Tabela abaixo mostra as pressões de vapor da água em cada temperatura. 
 
 
Tabela I. Relação entre a pressão de vapor da água em relação à temperatura. 
Temperatura 
(
o
C) 
Pressão 
(atm) 
Temperatura 
(
o
C) 
Pressão 
(atm) 
15 0,0168 23 0,0278 
16 0,0179 24 0,0295 
17 0,0191 25 0,0313 
18 0,2040 26 0,0332 
19 0,0220 27 0,0351 
20 0,0230 28 0,0374 
21 0,0245 29 0,0395 
22 0,0261 30 0,0418 
 
 
 
Leia o volume de gás coletado na proveta. 
 Retire a mangueira do interior da proveta e determine a massa do tubo de gás (m2), por diferença, 
determine a massa de gás transferida para o interior da proveta. 
 
 
 
 Considerando que o butano é um gás ideal, determine a sua massa molecular. 
 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
01) Explique por que a relação 
ooo TVpR 
 tem um valor numérico fixo para qualquer escolha particular e 
tem, é claro, o mesmo valor para todos os gases. 
02) Quais são as possíveis fontes de erro ou limitação neste experimento? Para cada uma, tente dizer que 
efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos. 
03) Os resultados práticos são iguais aos esperados? Se não são, como a massa molecular do gás butano 
pode ser calculada, determine qual é o erro experimental. 
04) Faça uma transformação na equação e calcule a densidade experimental do gás butano. 
gás butano
água
água
tubo de gás
mangueira
proveta
cuba de vidro
águadevaportotalotanbu ppp 
21 mmmgás 
 
 
 
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12 
Aula Prática Nº 04 
 
Viscosidade e Densidade. 
 
Viscosidade: 
 
 Viscosidade é a expressão da resistência de líquidos ao escoamento (fluxo), ou seja, ao 
deslocamento de parte de suas moléculas sobre moléculas vizinhas. A propriedade oposta à 
viscosidade é denominada fluidez. 
 A unidade dinâmica (sistema CGS) de viscosidade é o poise. A definição matemática de 
viscosidade baseia-se na lei de Newton. Esta lei é interpretada mediante o arranjo de placas 
paralelas como o apresentado na Figura 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: diagrama representativo do escoamento entre duas lâminas de líquido. 
 
 O poise é, contudo, demasiado grande para a maioria das aplicações, recorrendo-se daí ao 
centipoise, cP, correspondente a um centésimo de poise. 
 A determinação da viscosidade – ensaio para o qual a especificação da temperatura é 
imprescindível devido à sua influência decisiva sobre o resultado (em geral, a viscosidadeé 
inversamente proporcional à temperatura) – é efetuada com base em propriedades diversas. O 
método mais frequente baseia-se no tempo de escoamento de líquidos através de capilares 
(viscosímetros de Ostwald, Ubbelohde, Baumé e Engler) devido à simplicidade e o preço acessível 
dos aparelhos. 
 Embora seja possível a determinação de viscosidade absoluta, com base nas dimensões 
exatas do viscosímetro empregado, é mais frequente a prática da calibração prévia do aparelho com 
líquido de viscosidade conhecida, permitindo, por comparação, avaliação relativa da viscosidade do 
líquido sob ensaio. Assim, empregando-se viscosímetro de Ostwald ou similar, determinam-se os 
tempos de escoamento t1 e t2 de volumes iguais dos líquidos de referência e amostra, de densidade 
d1 e d2, respectivamente. Sendo n2 a viscosidade do líquido de referência, a viscosidade absoluta 
(cP) do líquido amostra pode se calculado pela equação: 
 
1 1 1
2 2 2
n t d
n t d

 
 
ou melhor, 
 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
13 
1 1
1 2
2 2
t d
n n
t d

 
 
 O quociente n2/t2d2 possui valor constante, k, para cada líquido de referência, no mesmo 
viscosímetro. Assim, conhecido este valor (geralmente encontrado no manual do aparelho), 
simplifica-se a equação: 
 
n ktd
 
 
 O valor de k pode também ser determinado experimentalmente, medindo-se o tempo de 
escoamento do líquido padrão, pura, e aplicando-se a equação: 
 
k n td
 
 
 Empregando-se água como padrão – usual para determinação de líquidos de baixa 
viscosidade – adotam-se os valores de viscosidade abaixo, conforme a temperatura do ensaio: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Viscosímetro de Ostwald: o viscosímetro de Ostwald é o mais simples e popular dentre os aparelhos 
disponíveis. Consta de um tubo dobrado em U (Figura), com um dos ramos munido de ampola 
terminada em capilar. Há dois traços de referência, um imediatamente acima da ampola e o outro 
sobre o capilar. O outro ramo é suficientemente largo para permitir seu enchimento com o líquido 
sob ensaio até a altura de cerca de 5 mm abaixo do traço de referência inferior. Para possibilitar 
maior gama de viscosidades passíveis de determinação, empregam-se coleções de viscosímetros de 
diferentes calibres. O aparelho indicado para determinada avaliação é o que permite escoamento da 
amostra em período não inferior a 60 segundos. 
 Para a determinação propriamente dita, transferir para o viscosímetro escolhido, lavado e 
seco, quantidade suficiente de líquido para atingir nível da ordem de 5 mm abaixo do traço de 
referência inferior. Fixar o aparelho em termostato (20
o
C) e, após aguardar que o líquido no interior 
do aparelho adquira a temperatura controlada, aspirar o líquido pelo tubo capilar/ampola (por meio 
de tubo de borracha fixado na extremidade) até que o nível do líquido exceda ligeiramente o traço 
de referência superior. Soltar então o tubo e, no instante em que o menisco atingir o traço de 
referência superior, acionar o cronômetro de precisão, retravando-o quando o menisco passar pelo 
traço de referência inferior. Registrar o tempo decorrido e repetir o ensaio diversas vezes com 
o
C n(cP) 
15 1,140 
16 1,110 
17 1,082 
18 1,055 
19 1,029 
20 1,004 
21 0,980 
22 0,957 
23 0,936 
24 0,915 
25 0,895 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
14 
intervalos de alguns minutos até que tampos sucessivos não difiram em mais de 1 segundo. 
Determinar a densidade do líquido sob ensaio, corrigindo o valor para a densidade relativa à água, a 
20
o
C, e calcular a viscosidade do líquido amostra pela fórmula indicada, empregando a constante k 
fornecida ou determinada por procedimento similar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura: viscosímetro de Ostwald. 
 
 
Densidade: 
 
 A densidade de um corpo define-se como o quociente entre a massa e o volume desse corpo. 
Desta forma pode-se dizer que a densidade mede o grau de concentração de massa em determinado 
volume. O símbolo para a densidade é o ρ e a unidade SI para a densidade é o quilogramas por 
metro cúbico (kg/m
3
). 
 Quando se aumenta a temperatura de um determinado fragmento de matéria, tem-se um 
aumento do volume fixo desta, pois haverá a dilatação ocasionada pela separação dos átomos e 
moléculas. Ao contrário, ao se diminuir a temperatura, tem-se uma diminuição deste volume fixo. 
 A densidade de um corpo poderá ser determinada pela quantidade de massa que o corpo 
possui dividido pelo volume que esta massa ocupa. A densidade pode ser determinada pela 
expressão matemática 
 
massa
volume
 
. 
 
Materiais 
 Balança analítica 
 Balão de fundo chato (50 mL) 
 Pipetas 
 Bulbo de sucção (pera) 
 Viscosímetro de Ostwald 
 Cronômetro 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
15 
 Acetato de etila 
 Picnômetro 
 Banho-maria 
 Termômetro 
 
 
Procedimentos 
 
Determinação da viscosidade: 
1) Inicialmente faça a determinação das densidades da água e dos líquidos estudados na 
temperatura em que são feitas as medidas dos tempos de escoamento. 
2) Para determinar a densidade do líquido, tare um balão volumétrico de 50mL em balança 
analítica, preencha-o com o líquido cuidadosamente, acertando o seu menisco. Pese o balão 
novamente com o líquido anotando a sua massa e execute os cálculos para a determinação da 
densidade. 
3) Coloque com uma pipeta, 10,0 mL do líquido problema no viscosímetro limpo e seco. Lave o 
viscosímetro com esse líquido e despreze o líquido. 
4) Pipete novamente 10,0 mL do líquido, coloque no viscosímetro e faça a medida do tempo de 
escoamento com cronômetro (faça ao menos 3 leituras e tire a média do tempo em questão). 
5) Repita o procedimento acima com água e com acetato de etila. 
 
Determinação da densidade em função da temperatura: 
1) Pesa-se um picnômetro vazio previamente seco com sua tampa. 
2) Preencha o picnômetro completamente (até transbordar) com a substância a ser analisada 
(verificar a temperatura da substância). 
3) Insira a tampa e enxugue o que transbordou com um papel absorvente. 
4) Pese o picnômetro novamente, subtraia o peso do picnômetro vazio, determinando assim a 
quantidade da substância presente. 
5) Coloque o picnômetro em banho-maria por aproximadamente 20 minutos sem a tampa. 
6) Verifique a temperatura que a substância dentro do picnômetro atingiu e retire-o do banho. 
7) Insira a tampa do picnômetro no mesmo. Espere que o sistema retorne a temperatura 
ambiente. Nessa etapa, a substância deve transbordar, enxugue-a. 
8) Realize a pesagem do picnômetro com tampa e anote o valor da massa substância presente 
descontando o peso do picnômetro vazia. 
9) Efetue o calcule da densidade da substância na temperatura ambiente e na temperatura 
quando aquecido o picnômetro. 
 
 
 
Apostila de Físico-Química ExperimentalTarcísio Souza 
 
16 
Aula Prática Nº 05 
 
Determinação da tensão superficial pelo método da gota. 
 
 Pomadas, cremes e géis são preparações farmacêuticas semi-sólidas (aspecto pastoso) que 
têm como característica geral a capacidade de adesão à superfície de aplicação por um período 
razoável de tempo antes de serem removidas por lavagem ou devido ao uso. No mercado há 
disponível para a mesma substância ativa (fármaco), uma certa variedade de formulações, entretanto 
o que elas tem em comum é o fato de terem em sua composição a mesma substância ativa e 
quantidade (exceto quando existem várias concentrações da substância ativa, como por exemplo 
0,25% e 0,5% de betametasona). O principal motivo de se ter várias formulações é adequar o uso do 
fármaco a situações específicas, fazendo, por exemplo, a pomada ser indicada para alguns casos, 
géis ou cremes para outros. A maioria destes produtos é aplicada na pele para ocasionar efeito no 
local da aplicação, eles servem de veículos para fármacos ou como agentes hidratantes, emolientes 
(amaciar a pele), oclusivos ou protetores. Apenas uma pequena porção destes produtos é indicada 
para aplicação em membranas mucosas como tecido bucal, retal, mucosa vaginal, membrana 
uretral, revestimento externo do ouvido, mucosa nasal ou da córnea. Em cosméticos, essas 
formulações são utilizadas no couro cabeludo seja para definir ou facilitar o penteado. 
As pomadas são, geralmente, compostas por materiais mais gordurosos (lipofílicos) como a 
parafina liquida ou vaselina, no entanto é possível encontrar opções que sejam solúveis em água. 
Estes produtos deixam mais resíduo na pele (sensação de pele engordurada por algum tempo) e são 
mais resistentes à eliminação pela água, sendo necessário, às vezes, utilizar sabão para tirá-los. A 
pasta é um subtipo de pomada cuja diferença está em apresentar uma grande quantidade de material 
sólido (aprox. 30-50%) disperso na base da formulação constituindo produtos que garantem uma 
barreira protetora da pele. Os cremes são emulsões estáveis entre fase aquosa e fase oleosa que 
causam menos efeito residual que as pomadas justamente pelo balanço água-óleo, estes produtos 
saem mais facilmente em contato com água. Os géis são constituídos por uma parte líquida 
confinada dentro de uma matriz polimérica que caracteriza o gel propriamente, essa matriz é 
formada por substâncias gelificantes como ágares e gelatinas, eles acabam evaporando rapidamente 
formando uma fina película adesiva. Resumindo, as pomadas são mais pegajosas, deixam mais 
resíduos que os cremes, devendo ser aplicada em uma área mais restrita e ser evitada em aplicações 
facias. Os cremes, logo, são mais agradáveis ao toque, não deixam a sensação de oleosidade 
podendo ser utilizados numa área maior. Da mesma forma que o creme, os géis deixam pouco 
resíduo. Quando abordamos os cosméticos, o gel evapora mais rápido, definindo e fixando o 
penteado melhor que o creme. O creme ao permanecer mais tempo no cabelo já ajuda a defini-lo. 
A eficiência desses vários tipos de produtos é essencial para os medicamentos, visto que nos 
cosméticos eles estão relacionados às suas propriedades intrínsecas (tais como: fixação, hidratação, 
etc...). Para medicamentos, o melhor produto será aquele que facilite a penetração das substâncias 
ativas na pele através da atividade da água na camada mais externa da pele. Quanto mais água no 
meio, mais hidratadas ficam as células do extrato córneo da pele, facilitando a absorção do 
medicamento. Dessa maneira, as pomadas sendo mais oclusivas (induzem uma maior hidratação por 
acumulação de suor entre a pele e a camada de pomada), favorecem a absorção do medicamento. Os 
cremes são menos oclusivos, retêm menos água (implicando menor absorção do fármaco). No 
entanto pode-se aumentar a sua hidratação caso ele possua, em sua formulação, substâncias 
umectantes como a uréia ou o propilenoglicol. 
Certas substâncias, devido a sua estrutura química, tendem a aglomerar-se entre duas fases. 
Tais substâncias são chamadas de anfifilias, agentes tensoativos. A adsorção em várias interfaces 
entre sólidos, líquidos e gases resulta em mudanças na estrutura da interface, fato que é de 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
17 
considerável importância em Farmácia. Assim, o abaixamento da tensão interfacial entre as fases 
oleosa e aquosa facilita a formação de emulsões; a adsorção de tensoativos em partículas insolúveis 
permite que elas se dispersem em forma de suspensão; e a incorporação de substâncias insolúveis 
dentro de micelas formadas por tensoativos pode levar à formação de soluções transparentes. 
As moléculas que se encontram na superfície de um líquido são objetos de intensa atração 
das moléculas interiores. Uma força resultante, cuja direção acha-se em um plano tangente à 
superfície em um ponto particular, atua para fazer com que a superfície do líquido seja a menor 
possível. A magnitude desta força atuando perpendicular a longitude de uma linha na superfície se 
chama tensão superficial, 
γ
. A superfície, ou interface, onde existe a tensão, encontra-se entre o 
líquido e seu vapor saturado no ar, ordinariamente a pressão atmosférica. Também pode existir uma 
tensão na interface entre líquidos imiscíveis; ordinariamente a esta, denominada de tensão 
interfacial. As dimensões da tensão superficial são força por unidade de comprimento e comumente 
expressa no sistema CGS como dinas por centímetro (dyn/cm). Diversos métodos podem ser 
utilizados para a determinação da tensão superficial, dependendo do grau de precisão que se deseja. 
Nessa prática será utilizado somente o método da gota. 
 Quando uma gota se forma na ponta de um tubo (Figura 1), têm-se as seguintes forças 
atuando: força peso (
P
) e a força capilar (
CF
) 
 Em se tratando de líquidos: 
ρ.Vm g
, onde 
gV
 é o volume da gota e 
ρ
 é a densidade do 
líquido. Portanto, 
g.V.ρP g
. 
A força capilar é proporcional à tensão superficial 
γ
 e à 
L
, linha de contato entre a gota e o 
tubo (perímetro do tubo). Da definição de tensão superficial tem-se que 
L/Fγ C
. Como 
rπL 2
, 
então se pode escrever: 
 
rπ
F
γ C
2

 
 
Para que a gota se destaque do tubo e caia, é necessário que as duas forças, 
P
 e 
CF
 se igualem: 
 
 
 
r
 = raio da ponta do tubo 
 A força peso será 
mgP 
. 
 Onde 
m
 é a massa da gota e 
g
 é a gravidade 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Forças que atuam sobre a gota de um líquido 
 
PFC 
 
gVρrπγ g2
 
rπ
gVρ
γ
g
2

 
 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
18 
Na presente prática, para contornar o problema da determinação do raio do tubo, será 
utilizado um método comparativo para determinação de 
γ
. Este método está baseado no 
conhecimento prévio do valor da tensão superficial de um líquido, no caso da água. 
 Primeiramente é feita a medida do número de gotas, 
an
, que é formado por um volume 
V
, 
fixo de água, quando esta cai do tubo utilizado. 
 O volume de cada gota de água, 
aV
, será: 
 
a
a
n
V
V 
 
 
Essa medida é repetida utilizando um outro líquido(
l
), medindo o número de gotas, 
ln
, que 
um volume 
lV
 forma nas mesmas condições das feitas para a água. Tem-se então que: 
 
l
l
n
V
V 
 
 
Para os dois líquidos em questão, podemos escrever: 
 
rπ
gVρ
γe
rπ
gVρ
γ lll
aa
a
22

 
 
Substituindo os valores de 
aV
 e de 
lV
, tem-se: 
 
 
 
 
Dividindo-se 
aγ
 por 
lγ
, tem-se: 
 
 
 
 
 
Dessa forma, conhecendo-se o valor da tensão superficial da água e as densidades da água e do 
líquido (
l
), determina-se o valor da tensão superficial do líquido (
l
) 
 
Dados: 
aγ
 a 20 
o
C = 72,75 dyn/cm; 
aγ
 a 25 
o
C = 71,97 dyn/cm; 
aγ
 a 30 
o
C = 71,18 dyn/cm 
 
Procedimento experimental 
 
 Prender uma bureta pequena em um suporte. Encher a bureta com água destilada 
e determinar o número de gotas que se formam para cada mililitro. Repetir a medida pelo 
menos três vezes e tirar a média. 
Repetir o procedimento anterior utilizando álcool, uma solução de detergente (lauril sulfato 
de sódio) e uma solução de NaCl. 
 
 
al
la
l
a
nρ
nρ
γ
γ

l
l
l
a
a
a
rnπ
Vgρ
γe
rnπ
Vgρ
γ
22

 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
19 
AULA PRÁTICA N
O
 06: PRINCÍPIO ZERO DA TERMODINÂMICA: DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE 
CALORÍFICA DE SUBSTÂNCIAS PURAS NO ESTADO SÓLIDO 
 
 
OBJETIVO: 
 
Determinar a capacidade calorífica de substâncias simples que se encontram no estado sólido. 
 
 
Materiais: 
Balança analítica; 
Calorímetro; 
Densímetro; 
Picnômetro; 
Pinça metálica; 
Proveta; 
Termômetro. 
 
Reagentes: 
Água destilada; 
Barra de alumínio; 
Barra de chumbo; 
Barra de estanho; 
Barra de ferro. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
O princípio do equilíbrio térmico, o princípio zero da Termodinâmica, é um outro resultado 
importante. A sua importância para o conceito de temperatura não foi completamente compreendida até que 
outras partes da Termodinâmica alcançassem um estado avançado de desenvolvimento; daí o nome pouco 
usual, princípio zero. 
Para ilustrar o princípio zero consideremos duas amostras de gás. Uma amostra é confinada num 
volume 
1V
 e outra num volume 
2V
. As pressões são 
1p
 e 
2p
, respectivamente. No início, os dois sistemas 
são isolados um do outro e estão em completo equilíbrio. O volume de cada recipiente é fixo e imaginemos 
que cada um possui um manômetro como está indicado na Figura 1(a). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. (a) Sistemas isolados. (b) Sistemas em contato térmico 
 
Os dois sistemas são postos em contato através de uma parede. Existem duas possibilidades: ou a 
parede permite que os sistemas se influenciem ou não. Se os sistemas não se influenciam, a parede é 
isolante ou adiabática; é claro que, nesta situação, a pressão nos dois sistemas permanece inalterada após 
colocar os sistemas em contato. Se os sistemas se influenciam, depois de serem colocados em contato, 
observaremos que as leituras dos manômetros variam com o tempo, atingindo finalmente dois novos 
valores p’1 e p’2 que não variam mais com o tempo, Figura 1(b). Nessa situação a parede é condutora e os 
sistemas estão em contato térmico. Depois que as propriedades dos dois sistemas em contato térmico não 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
20 
variam mais com o tempo, os dois sistemas estão em equilíbrio térmico. Esses dois sistemas têm, então, 
uma propriedade em comum, a propriedade de estarem em equilíbrio térmico um com o outro. 
Consideremos três sistemas A, B e C dispostos como na Figura 2(a). Os sistemas A e B estão em 
contato térmico e os sistemas B e C também. Esse sistema é mantido assim por um tempo suficiente para 
que atinja o equilíbrio térmico. Então A está em equilíbrio térmico com B, e C está em equilíbrio térmico com 
B. Agora removemos A e C dos seus contatos com B e colocamos os dois em contato térmico, Figura 2(b). 
Observamos então que não há variação nas propriedades de A e C com o correr do tempo. Portanto A e C 
estão em equilíbrio térmico. Essa experiência é resumida no princípio zero da Termodinâmica: dois 
sistemas que estão em equilíbrio térmico com um terceiro, estão em equilíbrio térmico entre si. 
O conceito de temperatura pode tornar-se preciso pelas afirmações: (1) Sistemas em equilíbrio 
térmico têm a mesma temperatura. (2) Sistemas que não estão em equilíbrio térmico têm temperaturas 
diferentes. O princípio zero, portanto, nos dá uma definição operacional de temperatura que não depende 
da sensação fisiológica de “quente” ou “frio”. Esta definição está de acordo com a fisiológica já que os dois 
corpos em equilíbrio térmico fornecem a mesma sensação do que se entende por quente. O princípio zero 
está baseado na experiência de que sistemas em contato térmico não estão em equilíbrio completo um com 
o outro até que tenham atingido o mesmo grau de quentura, isto é, a mesma temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. O princípio zero da Termodinâmica 
 
Para uma dada mudança no estado de um sistema, que apresenta uma variação de temperatura 
dT
 a ela associada, o calor extraído das vizinhanças pode ter diferentes valores, pois depende do caminho 
da mudança de estado. Portanto, não é surpreendente que o sistema tenha mais de um valor para a 
capacidade calorífica. De fato, a capacidade calorífica de um sistema pode ter qualquer valor de menos 
infinito até mais infinito. Entretanto, apenas dois valores, 
pC
 e 
vC
, têm maior importância. Como não são 
iguais, é importante encontrar a relação entre eles. 
Esse problema pode ser resolvido através da equação para o cálculo do calor extraído a pressão 
constante: 
 
 
 
 
Onde 
vC
 é a capacidade calorífica a volume constante. 
 
 
Para uma variação a pressão constante, com 
PPop 
, a equação torna-se: 
 
 
 
 
 
Como 
dT/dQC pp 
, dividimos tudo por 
dT
e obtemos: 
 
 
 
que é a relação desejada entre Cp e Cv. Esta é usualmente escrita na forma 
 
dVPdV
V
U
dTCdQ op
T
v 








dV
V
U
pdTCdQ
T
vp 














PT
vp
T
V
.
V
U
pCC 






















PT
vp
T
V
.
V
U
pCC 






















 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
21 
Essa equação representa uma relação geral entre 
pC
 e 
vC
. Como a quantidade no segundo membro 
sempre será positiva, temos que 
pC
 será sempre maior que 
vC
 para qualquer substância. O excesso de 
pC
 relativamente a 
vC
 é constituído da soma dos dois termos. O primeiro termo 
 
 
 
 
 
 
é o trabalho produzido, 
pdV
, por unidade de aumento de temperatura no processo a pressão constante. O 
segundo termo 
 
 
 
 
 
é a energia necessária para afastar as moléculas contra as forças intermoleculares atrativas. 
 Se um gás é expandido, a distância média entre as moléculas aumenta. Uma quantidade de energiaprecisa ser suprida ao gás para levar as moléculas a essa maior separação contra as forças atrativas; a 
energia necessária por unidade de aumento de volume é dada pela derivada 
.
V
U
T








 Num processo a 
volume constante, não há produção de trabalho e a distância média entre as moléculas permanece a 
mesma. Portanto, a capacidade calorífica é pequena; todo calor extraído vai para o movimento caótico e se 
reflete num aumento de temperatura. Num processo a pressão constante, o sistema expande-se contra a 
pressão que se opõe e produz trabalho nas vizinhanças; o calor extraído das vizinhanças é dividido em três 
porções. A primeira porção produz trabalho nas vizinhanças, a segunda provê a energia necessária para 
separar as moléculas a uma distância maior e a terceira aumenta a energia do movimento caótico. Apenas 
essa última porção reflete-se num aumento de temperatura. Para produzir um incremento de temperatura de 
um grau, mais calor precisa ser extraído num processo a pressão constante do que num processo a volume 
constante. Assim, 
pC
 é sempre maior que 
vC
. 
 Outra quantidade útil é a razão entre a capacidade calorífica, 
γ
, definida por: 
 
 
 
 
Do que foi dito, é claro que  será sempre maior que a unidade. 
 A diferença entre as capacidades caloríficas para o gás ideal adquire uma forma particularmente 
simples porque pela lei de Joule, 
 
 
 
 
Então a diferença entre 
pC
 e 
vC
 fica: 
 
 
 
 
Se considerarmos as capacidades caloríficas molares, o volume da derivada será o volume molar e como, 
da equação de estado, 
p/RTV 
, segue-se que derivando relativamente à temperatura, mantendo-se a 
pressão constante, temos: 
 
 
 
 
Colocando esse valor na equação acima, ela reduz-se simplesmente a 
 
,
T
V
p
P








,
T
V
V
U
PT
















.
V
U
T
0







P
vp
T
V
pCC 








p/R
T
V
P








.RCC vp 
vp C/Cγ 
 
 
 
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Tarcísio Souza 
 
22 
 
Embora essa equação seja precisa e correta apenas para os gases ideais, ela é uma aproximação útil para 
os gases reais. 
 A diferença entre as capacidades caloríficas para líquidos ou sólidos é, usualmente pequena e, 
exceto em trabalho de grande precisão, é suficiente tomar 
 
 
 
 
ainda que existam algumas notáveis exceções a essa regra. A razão física para haver uma igualdade 
aproximada entre 
pC
 e 
vC
 é óbvia. Os coeficientes de dilatação térmica de líquidos e sólidos são muito 
pequenos, de tal modo que a variação do volume por aumento de um grau na temperatura é muito 
pequena; correspondentemente, o trabalho produzido na expansão é pequeno e é necessária pouca 
energia para o aumento no espaçamento entre as moléculas. Praticamente todo o calor extraído das 
vizinhanças vai para o aumento de energia do movimento caótico e, portanto, reflete-se no aumento de 
temperatura, que é aproximadamente tão grande quanto num processo a volume constante. No entanto, se 
o sistema consiste inteiramente de um sólido ou líquido, uma dificuldade prática aparece. Se um líquido ou 
sólido é mantido em um recipiente de volume fixo e a temperatura é aumentada de uma pequena 
quantidade, a pressão sobe para valores enormes em virtude da pequena compressibilidade do líquido. 
Qualquer recipiente comum seria deformado e aumentaria de volume ou então se romperia. Do ponto de 
vista experimental, processos a volume constante são possíveis apenas para sistemas que são, ao menos 
parcialmente, gasosos. Dessa forma, não é fácil medir diretamente 
vC
. Por outro lado, 
pC
 é facilmente 
mensurável. Os valores Tabelados para as capacidades caloríficas de líquidos e sólidos são valores de 
pC
. 
 De acordo com a primeira lei da termodinâmica temos que a energia é conservada em qualquer 
processo, ou seja, se a energia deixa um sistema como calor, termina nas vizinhanças, e vice-versa. Essas 
transferências de energia como calor são medidas com um calorímetro, um dispositivo no qual as 
transferências de energia são monitoradas observando-se as mudanças na temperatura. Dessa forma, se 
uma reação é exotérmica, a energia transferida como calor ao calorímetro resulta em um aumento de 
temperatura, 
TΔ
. O aumento é proporcional, e a constante de proporcionalidade é chamada de capacidade 
calorífica do calorímetro, 
.calC
. Então o calor liberado pelo sistema será: 
 
 
 
 
No entanto, o aumento da temperatura de uma amostra é proporcional a sua quantidade, isto é, 
para aumentar a temperatura de uma amostra grande de uma substância é necessário mais calor do que 
para aumentar a temperatura de uma amostra pequena da mesma substância. Assim, podemos dizer que a 
capacidade calorífica é uma propriedade extensiva, ou seja, quanto maior a amostra maior a capacidade 
calorífica. Dessa forma, é mais comum apresentar a capacidade calorífica específica (calor específico), 
sC
. 
 
 
 
 
Onde m é a massa da amostra e 
sC
 é dado em J(
o
C)
1
 ou JK
1
. 
A capacidade calorífica pode também ser dada em termos da capacidade calorífica molar, 
mC
: 
 
 
 
 
 
Onde n é a quantidade de matéria ou número de mols e 
mC
 é dado em J(
o
C)
1
mol
1
 ou JK
1
mol
1
. 
Assim, a capacidade calorífica específica (calor específico) e a capacidade calorífica molar são 
propriedades intensivas. 
 
 
Para uma substância, 
 
,CC vp 
TΔ.Cq cal
m
C
Cs 
n
C
Cm 
TΔ.Cq 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
23 
Como: 
 
 
 
 
Então: 
 
 
 
A capacidade calorífica de uma substância pode ser medida um experimento simples. 
 
 
PROCEDIMENTO: 
 
Adicione uma amostra de um metal em aproximadamente 200,0 mL de água e aqueça até a 
temperatura aproximada de 100,0 
o
C. Em seguida utilizando uma pinça retire a amostra e a transfira para 
um calorímetro contendo 50,0 mL de água destilada e anote a temperatura final do sistema. 
 Para que o experimento seja realizado é necessário medir primeiramente a densidade da água 
destilada e sua temperatura inicial. 
Todo o calor perdido pelo metal será transferido para a água e o resto para as vizinhanças. Como 
todo calor perdido ou ganho por cada substância é igual a sua capacidade calorífica multiplicada pelo 
aumento ou diminuição da temperatura; a capacidade calorífica é a capacidade calorífica específica 
multiplicada pela massa. A capacidade do calorímetro é tão pequena que assumimos que pode ser 
desprezada. Assim, a equação utilizada para o cálculo da capacidade calorífica do metal será: 
 
 
 
Pode-se observar que após a adição do metal a água a sua temperatura cai e a da água aumenta, Assim: 
 
 
 
 
 
Dados: Capacidade calorífica específica da água = 4,184 J(
o
C)
1
. 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO: 
 
01) Encontre e compare os valores das capacidades caloríficas dos metais utilizados nessa aula. Os valores 
obtidos estão próximos do experimental? Se não estão explique por que. 
02) Encontre e identifique as possíveis falhas no experimento. 
03) Explique porque para sólidos e líquidos podemos utilizar 
vp CC 
. 
04) Explique o que é uma propriedade intensiva. A partir dessa informação,explique porque a capacidade 
calorífica específica é uma propriedade intensiva. 
 
 
 
** A tabela abaixo apresenta o calor específico de algumas substâncias à pressão constante de 1 atm. 
 
 
Substância Calor específico (cal/g.
o
C) 
Água 1,0 
Alumínio 0,22 
Chumbo 0,031 
Cobre 0,094 
Ferro 0,11 
Vidro 0,16 
Zinco 0,093 
 
 
m.CC
m
C
C ss 
TΔ.C.mq s
águametal qq 
]TΔ.Cm[TΔ.C).m
qq
)água(s)água(metalsmetal(
águametal
)água()metal(


 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
24 
 
AULA PRÁTICA N
o
7 – CALORIMETRIA - ENTALPIA DE DECOMPOSIÇÃO DO PERÓXIDO DE 
HIDROGÊNIO 
 
 
 
OBJETIVOS: 
 Determinação experimental do calor de decomposição de peróxido de hidrogênio contido em água 
oxigenada comercial a 10 volumes 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Calorímetro, termômetro de precisão e agitador. 
 Fermento biológico (fermento de pão) fresco ou desidratado. 
 Água oxigenada comercial a 10 volumes 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1 Adicione ao calorímetro um frasco de 100 mL de água oxigenada a 10 volumes. O uso deste exatamente 
dispensa a medida de volumes (e massa), pois tendo em vista que esses frascos contêm exatamente essa 
quantia especificada no rótulo e que, considerando que se trata de uma solução aquosa diluída (3% m/V), a 
massa dos 100 mL dessa água oxigenada terá aproximadamente 100 g; 
 
2. Meça exatamente a temperatura da solução. Essa será a temperatura inicial (t i); 
 
3. Adicione aproximadamente meia colher de chá de fermento biológico, e tampe rapidamente o calorímetro. 
O furo previamente feito na tampa do calorímetro permite a saída do gás oxigênio produzido. 
 
4. Agite suavemente para misturar bem o fermento com a água oxigenada, e observe cuidadosamente a 
variação da temperatura do sistema, até atingir um valor máximo estabilizado. Essa será a temperatura final 
(tf). Calcule Δt (Δt= tf - ti), que será usado nos cálculos da entalpia de reação. 
 
TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 Calcule a capacidade calorífica do calorímetro, utilizando a equação discutida em sala. 
 Calcule o calor liberado na reação, Q, utilizando a expressão discutida em sala. 
 Determine o calor de decomposição em kJ/mol. 
 
QUESTÕES PARA DISCUSSÃO (RESPONDER E ADICIONAR AO RELATÓRIO) 
 
1. A reação usada neste experimento necessita de um catalisador, pois a decomposição é extremamente 
lenta sem o uso deste. Como podemos explicar que catalisadores aceleram reações químicas? 
 
2. Ao se colocar água oxigenada em uma ferida (a água oxigenada é um antisséptico), observa-se uma 
formação de espuma e borbulhas. O que acontece quando a água oxigenada entra em contato com a 
ferida? 
 
 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
25 
AULA PRATICA N
O
 8 – CALORIMETRIA - CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES 
 
OBJETIVOS 
 
Determinar o calor de neutralização entre ácidos e bases. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Calorímetro, termômetro de precisão e agitador. 
 Água, e Provetas de 100 e 250 mL. 
 Solução 0,5 M de NaOH 
 Solução 0,5 M de HCl 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 
Determinação da do calor de reação de neutralização de ácidos e bases. 
 
1. Adicionar no calorímetro 150 mL de solução 0,5 M de NaOH padronizada. 
2. Agitar a solução moderadamente e registrar a temperatura a cada 30 segundos até que o equilíbrio 
térmico seja atingido, por pelo menos 2 minutos. 
3. Adicionar 150 mL de solução de HCl 0,5 M e tapar o calorímetro imediatamente. A solução de HCl 0,5 
M deverá estar na mesma temperatura que a da solução contida no calorímetro. 
4. Agitar levemente e iniciar rapidamente a leitura da temperatura desta mistura, anotando-a em intervalos 
de 15 segundos até que permaneça constante, ou diminua lentamente. Esse tempo não deve ser menor 
que 2 minutos 
5. Repetir este procedimento pelo menos mais uma vez. 
 
IMPORTANTE: Lembre-se sempre de trocar a água do calorímetro quando for repetir os experimentos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
26 
AULA PRÁTICA N
O
 09: TRABALHO, CALOR E ENERGIA 
 
 
OBJETIVOS: 
 
O objetivo desta experiência é verificar a relação entre o trabalho calor e energia, produzidos por 
uma reação química e verificar se uma reação é exotérmica ou endotérmica. 
 
 
MATERIAIS: 
 
Equipamentos: 
03 béqueres de 100,0 mL; 
Termômetro; 
Kitassato; 
Seringa de vidro de 50,0 mL; 
Mangueira de silicone para conexão; 
Agitador magnético; 
Chapa de aquecimento e agitação; 
Papel alumínio. 
 
Reagentes: 
Solução de HCl 6,0 mol.L
1
 (250,0 mL); 
Solução de NH4OH (20,0 mL). 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
TRABALHO E CALOR 
 
Os conceitos de trabalho e calor são de fundamental importância em Termodinâmica e suas 
definições precisam ser completamente compreendidas; o uso do termo trabalho em Termodinâmica é 
muito mais restrito que seu uso geral em Física e o uso do termo calor é bastante diferente do significado 
cotidiano do termo. 
Em Termodinâmica, trabalho é definido como qualquer quantidade que escoa através da fronteira 
de um sistema durante uma mudança de estado e é completamente conversível na elevação de uma massa 
nas vizinhanças. 
Várias coisas devem ser notadas nessa definição de trabalho: 
 
1) O trabalho aparece apenas na fronteira de um sistema. 
2) O trabalho aparece apenas durante uma mudança de estado. 
3) O trabalho se manifesta através de um efeito nas vizinhanças. 
4) A quantidade de trabalho é igual a 
mgh
, onde 
m
 é a massa que foi suspensa, 
g
 é a aceleração 
devido à gravidade e 
h
 é a altura em que a massa foi suspensa. 
5) O trabalho é uma quantidade algébrica; ele é positivo quando a massa é suspensa (
h
), neste 
caso dizemos que o trabalho foi produzido nas vizinhanças ou que escoa para as vizinhanças; ele é 
negativo quando a massa é abaixada (
h
), neste caso dizemos que o trabalho foi destruído nas 
vizinhanças ou que escoou a partir das vizinhanças. 
 
Em Termodinâmica, o calor é definido como uma quantidade que escoa através da fronteira de um 
sistema durante uma mudança de estado, em virtude de uma diferença de temperatura entre o sistema e 
suas vizinhanças, e escoa de um ponto a temperatura mais alta para um ponto a temperatura mais baixa. 
Novamente várias coisas devem ser enfatizadas: 
 
1) O calor aparece apenas na fronteira do sistema. 
2) O calor aparece durante uma mudança de estado. 
3) O calor se manifesta por um efeito nas vizinhanças. 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
27 
4) A quantidade de calor é proporcional à massa de água que, nas vizinhanças, aumenta de 1 grau a 
temperatura, começando numa temperatura e sob uma pressão especificadas (precisamos 
concordar em usar um determinado termômetro). 
5) O calor é uma quantidade algébrica; é positivo quando uma massa de água nas vizinhanças é 
resfriada,neste caso dizemos que o calor escoou a partir das vizinhanças; é negativo quando uma 
massa nas vizinhanças é aquecida, neste caso dizemos que o calor escoou para as vizinhanças. 
 
Nessas definições de calor e trabalho, é de importância enorme que o julgamento de haver ou não 
ocorrido escoamento de calor ou de trabalho, numa transformação, se baseia na observação dos efeitos 
produzidos nas vizinhanças e não do que aconteceu dentro do sistema. O exemplo seguinte esclarece esse 
ponto, bem como a distinção entre trabalho e calor. 
Consideremos um sistema consistindo de 10,0 g de água líquida contida num béquer aberto sob 
pressão constante de 1,0 atm. Inicialmente a água está a 25 
o
C, de forma que descrevemos o estado inicial 
por 
p
 = 1,0 atm, 
t
 = 25 
o
C. O sistema é agora imerso, digamos, em 100,0 g de água a uma 
temperatura mais alta, 90 
o
C. O sistema é mantido em contato com estas 100,0 g até que a temperatura 
caia para 89 
o
C, sendo, depois o sistema removido. Dizemos que 100 unidade de calor escoaram a partir 
das vizinhanças já que 100,0 g de água nas vizinhanças apresentaram uma queda de temperatura de 1,0 
o
C. O estado final do sistema é descrito por 
p
 = 1,0 atm, 
t
 = 35 
o
C. 
Consideramos, agora, o mesmo sistema, 10,0 g de água, 
p
 = 1,0 atm e 
t
 = 25 
o
C, e introduzamos 
a pá de um agitador movida por uma massa que cai (Figura 1). Ajustando adequadamente a massa que cai 
a e altura 
h
 de queda, a experiência pode ser ajustada de tal modo que, após a massa cair uma vez, a 
temperatura do sistema suba para 35 
o
C. Então, o estado final do sistema é 
p
 = 1,0 atm , 
t
 = 35 
o
C. Nessa 
experiência a mudança de estado do sistema é exatamente a mesma que na experiência anterior. Não há 
escoamento de calor, mas um escoamento de trabalho. Uma certa massa está numa altura menos nas 
vizinhanças. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Experiência de Joule sobre o equivalente mecânico do calor. 
 
 
Se não observássemos o experimentador enquanto a mudança de estado fosse efetuada, mas 
observássemos o sistema antes e depois da mudança de estado, não poderíamos concluir nada acerca do 
escoamento de calor ou de trabalho. Concluiríamos apenas que a temperatura do sistema estava maior, 
como veremos mais tarde, o que implica um aumento de energia do sistema. Por outro lado, se 
observássemos as vizinhanças antes e depois, encontraríamos corpos mais frios e/ou massas mais baixas. 
Dessas observações nas vizinhanças poderíamos imediatamente concluir as quantidades de calor e 
trabalho que escoaram na transformação. 
Deve ter ficado claro que se um sistema está mais quente, isto é, está numa temperatura mais alta 
depois que alguma transformação ocorreu, não significa que ele tenha mais “calor”, ele poderia ter 
igualmente mais “trabalho”. Na verdade o sistema não tem nem “calor” nem “trabalho”; esse uso desses 
termos deve ser evitado a todo custo. Esse uso parece advir da confusão entre os conceitos de calor e 
temperatura. 
A experiência da Figura 1 é a clássica experiência de Joule sobre o “equivalente mecânico do 
calor”. Esta experiência juntamente com as anteriores de Rumford foram responsáveis pelo abandono da 
teoria do calórico e do reconhecimento de que “calor” é, num certo sentido, equivalente à energia mecânica 
comum. Mesmo hoje em dia, essa experiência é descrita as palavras “trabalho é convertido em ”calor”. Na 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
28 
definição moderna do termo, não há calor envolvido na experiência de Joule. Hoje em dia, a observação de 
Joule é descrita dizendo-se que a destruição de trabalho nas vizinhanças produz o aumento de temperatura 
no sistema. Ou, de forma menos rígida, o trabalho das vizinhanças é convertido em energia térmica do 
sistema. 
Os dois experimentos, imersão do sistema na água quente e a rotação de uma pá no sistema, 
envolvem a mesma mudança de estado, mas efeitos diferentes de calor e trabalho. As quantidades de calor 
e trabalho que escoam dependem do processo e, portanto, do caminho que une os estados inicial e final. 
Calor e trabalho são chamados funções que dependem do caminho. 
 
 
TRABALHO DE EXPANSÃO 
 
 Se um sistema altera seu volume contra uma pressão que se opõe, observa-se, nas vizinhanças, 
um efeito de trabalho. Esse trabalho de expansão aparece na maioria das situações práticas. Seja, como 
sistema, uma quantidade de gás contida num cilindro montado com um pistão D (Figura 2a). Admite-se que 
o pistão não tenha massa e que se mova sem atrito. O cilindro é imerso em um termostato, para que a 
temperatura do sistema seja constante através da mudança de estado. A menos que se especifique o 
contrário. Em todas as experiências com cilindros admitir-se-á que o espaço acima do pistão esteja 
evacuado, de modo que não existe pressão do ar empurrando o pistão para baixo. 
 No estado inicial, o pistão D é mantido contra o conjunto de presilhas S pela pressão do gás. Um 
segundo conjunto de presilhas S’ é colocado para segurar o pistão depois que o primeiro conjunto tenha 
sido retirado. O estado inicial do sistema é descrito por 
T
, 
1p
 e 
1V
. Colocamos uma pequena massa 
M
 
sobre o pistão; essa mesma precisa ser suficientemente pequena de forma que, quando as presilhas S 
forem retiradas, o pistão suba e seja forçado contra as presilhas S’. O estado final do sistema é 
T
, 
2p
 e 
2V
 
(Figura 2b). A fronteira é a parede interna do cilindro e do pistão e se expande, durante a transformação, 
para envolver um volume maior 
2V
. Trabalho é produzido nessa transformação, uma vez que uma massa 
M
 nas vizinhanças foi elevada de uma distância vertical 
h
 contra a força da gravidade 
Mg
. A quantidade 
de trabalho produzida é dada por: 
 
 
 
 Se a área do pistão é 
A
, então a pressão que age no pistão para baixo é dada por: 
A/MgPop 
 e 
é a pressão que se opõe ao movimento do pistão. Portanto, 
APMg op
. Usando esse valor na equação 
acima, obtemos: 
 
 
Entretanto, o produto 
Ah
 é simplesmente o volume adicional envolvido pela fronteira na mudança de 
estado. Assim 
VΔVVAh  12
 e temos: 
 
 
 
 O trabalho produzido na mudança de estado, mostrado na equação acima, é representado 
graficamente pela área hachurada no diagrama 
Vp 
 da Figura 2(c). A curva pontilhada é a isoterma do 
gás, na qual os estados inicial e final foram indicados. É evidente que 
M
 pode ser qualquer valor arbitrário 
desde zero até algum limite superior definido e que ainda permita que o pistão suba até as presilhas 
'S
. 
Segue-se que 
opP
 pode ter qualquer valor no intervalo 0  
opP
  
2p
, de tal forma que a quantidade de 
trabalho produzida pode ter qualquer valor entre 0 e algum limite superior. O trabalho é uma função do 
caminho. Precisamos lembrar-nos de que 
opP
 é arbitrário e que não está relacionado com a pressão do 
sistema. 
 O sinal de 
W
 é determinado pelo sinal de 
,VΔ
 já que 
A/MgPop 
 é sempre positivo. Na 
expansão, 
VΔ
, 
W
 e a massa sobe. Na compressão, 
VΔ
, 
W
 e a massa desce. 
 
 
 
 
.MghW 
.AhPW op
).VV(PW op 12 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
29 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 (a) (b)(c) 
Figura 2. Expansão em um único estágio. (a) Estado inicial. (b) Estado final. (c) Trabalho produzido numa 
expansão em um único estágio, 
).VV(PW op 12 
 
 
TRABALHO DE EXPANSÃO DE UM GÁS 
 
 A entidade física fundamental em termodinâmica é o trabalho. Como já foi mostrado, há trabalho 
quando um corpo é deslocado contra uma força que se opõe ao movimento. Um exemplo de trabalho é a 
expansão de um gás que empurra um pistão e provoca a elevação de um peso, como mostrado na Figura 
2(a), (b) e (c). Uma reação química que produz gases pode realizar este tipo de trabalho. Por exemplo, 
considere a reação química mostrada abaixo: 
 
 
 
Quando 2,0 mols de alumínio reage com ácido clorídrico num recipiente fechado, 3,0 mols de H2 são 
desprendidos. Se o gás se expande contra uma pressão externa constante, o trabalho realizado pelo gás 
pode ser calculado a partir da equação de estado dos gases perfeitos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
O gás formado na reação química empurra o êmbolo da seringa, ou seja, realiza trabalho de 
expansão, conforme mostra a Figura 3. Assim, teremos: 
 
 
 
 
Neste caso, 
extop pP 
, então a equação acima torna-se: 
 
 
 
 
 Nesta situação, podemos desprezar o volume inicial de gás, pois o volume final (depois do 
desprendimento do gás) é muito grande em relação ao volume inicial, assim teremos: 
 
 
 
 
como 
,p/nRTV 
 podemos ter: 
 
 
 
)g()aq()aq()s( HAlClHClAl 23 3262 
.VΔPW op
nRTpV 
p
nRT
V 
.VΔ.pW ext
,VVVVΔ 212 
.
p
nRT
V
ext
2
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
30 
Onde 
n
 é a quantidade de matéria (“número de mols”) de H2 desprendido na reação. 
 
Como 
VΔpW ext
, portanto para a reação acima, teremos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Onde 
n
 é quantidade de matéria do H2 desprendidos na reação (que é igual a 3/2 da quantidade de matéria 
do alumínio), 
R
 é constante universal dos gases e 
T
 é a temperatura ambiente. Por outra lado o trabalho 
devido a expansão de gás contra uma pressão constante, Figura 3, pode ser calculado através da seguinte 
equação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Expansão de um gás contra uma pressão externa constante. 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 
PARTE I: TRABALHO DE EXPANSÃO DE UM GÁS 
 
Monte o equipamento mostrado na Figura 4. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4. Representação esquemática dos equipamentos. 
 
 
 
Em seguida coloque o agitador magnético no Kitassato e certifique-se que êmbolo da seringa esteja na 
posição de leitura igual a zero mL. Pese as amostras de alumínio (10,0; 20,0; 30,0;; 40,0 e 50,0 mg) e anote 
ext
ext
p
nRT
.pW 
.nRTW 
.VΔpW ext
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
31 
os valores na Tabela 
coloque a amostra de alumínio, previamente pesada, no Kitassato e tampe com a rolha de borracha. Seja 
bastante rápido nesse procedimento! Ligue o agitador magnético e espere até que a reação se complete 
e faça a leitura da expansão do gás na seringa de 50,0 mL. Anote esse valor na Tabela 1. Repita o mesmo 
procedimento para todas as amostras de alumínio, até completar a Tabela 1. 
 
 
PARTE II: REAÇÕES EXOTÉRMICAS E ENDOTÉRMICAS 
 
 Coloque 50,0 mL de água em um béquer de 100,0 mL e meça a temperatura da água. Misture 20,0 
procedimento para a solução de amônia. 
 
Tabela 1. Trabalho de expansão de um gás produzido por uma reação química. 
Alumínio (mg) 
Volume (mL) 
Trabalho (J) 
Trabalho (J) 
 
 
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
01) Verifique através da equação 1 que a quantidade de matéria (“número de mols”) de H2 é 3/2 do da 
quantidade de matéria do alumínio. 
02) Represente em um papel milimetrado ou faça gráficos no Origin ou Excel, representando o trabalho 
calculado pelas equações demonstradas no experimento. 
03)No procedimento II, explicar a variação da temperatura para cada reação. Diga se a reação é exotérmica 
ou endotérmica. 
04) Quais são as fontes de erro ou limitação neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas 
terão nos resultados esperados dos experimentos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
32 
AULA PRÁTICA N
O
 10: DETERMINAÇÃO DE CALORES DE REAÇÕES E APLICAÇÃO DA LEI DE 
HESS 
 
 
 
Alguns fenômenos físicos ou químicos ocorrem com absorção ou liberação de calor. Esta 
quantidade líquida de calor liberado ou absorvido durante a reação química é o CALOR DE 
REAÇÃO, um calor latente que corresponde à diferença entre a energia potencial das ligações 
interatômicas existentes nas moléculas dos produtos e reagentes. 
Quando uma reação ocorre à pressão constante, o fluxo de calor associado com esta reação 
está diretamente relacionado a uma importante propriedade da substância envolvida, conhecida 
como CONTEÚDO CALÓRICO OU ENTALPIA (H). Para qualquer reação que se processe 
diretamente à pressão constante, o fluxo de calor é exatamente igual à diferença entre a entalpia dos 
produtos e a dos reagentes. 
Produtos Reagentespq H H H   
 
 A entalpia é uma função de estado do sistema. Sua magnitude depende apenas do estado da 
substância e não da sua história. 
Aplicando este conceito às reações químicas temos a Lei de Hess. Ela estabelece que “a 
variação da entalpia para qualquer reação depende somente da natureza dos reagentes e dos 
produtos, e não depende do número de etapas ou do caminho que conduz dos reagentes aos 
produtos”. Isto é, se uma reação pode ser a soma de duas ou mais reações, DH para a reação global 
é a soma das variações de entalpia de cada uma destas reações. 
 
 
onde qp = quantidade de calor expressa em calorias ou Joule; 
 m = massa em gramas; 
 cp = calor específico (em cal/g
o
C ou J/g.K) 
 ∆T = variação de temperatura (em oC ou K) 
 
 Para calcular o calor da reação, aplique a equação descrita acima, lembrando que o calor 
liberado pela reação química é absorvido pela solução (q1) e pelo material que é feito o calorímetro 
(q2) e que este deve ser dividido pelo número de mols do reagente a fim de que o resultado seja 
expresso em cal/mol ou J/mol. 
 
p pq mc T 
1 2
T
q q
q



 
 
 
Apostila de Físico-Química Experimental 
Tarcísio Souza 
 
33 
 
 Este experimento envolve a determinação do calor de reação das seguintes reações: 
 
 A validade da Lei de Hess será determinada medindo o calor envolvido nas reações (1), (2) e 
(3) e relacionando-os da seguinte forma: 
 
 
 
Materiais 
 
 Balança 
 Becker de 250 mL 
 Calorímetro de 250 mL 
 Proveta graduada de 50 mL 
 Termômetro 
 Vidro de relógio 
 Ácido clorídrico 1 Mol/L 
 Hidróxido de sódio p.a. 
Procedimentos 
 
Dissolução do NaOH sólido em água 
 
1. Coloque num calorímetro de 250 mL, previamente pesado (copo), 100 mL de água destilada e 
determine a temperatura