RELATORIO V QUIMICA EXPERIMENTAL CALORIMETRIA

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UNIVERSIDADE SÃO FRANCISCO 
QUÍMICA EXPERIMENTAL 
ENGENHARIA QUÍMICA 
 
 
 
 
BEATRIZ ZAMBELLI RA 004201703014 
 JEFTER AUGUSTO RA: 004201700733 
MARIANA MACHADO RA 004201702361 
MATHEUS FRANCO RA 004201702885 
 VICTOR FONSECA RA 004201601360 
 
 
 
 
 
 
 
CALORIMETRIA (TERMODINÂMICA) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPINAS 
MARÇO, 2018 
 
BEATRIZ ZAMBELLI RA 004201703014 
 JEFTER AUGUSTO RA: 004201700733 
MARIANA MACHADO RA 004201702361 
MATHEUS FRANCO RA 004201702885 
 VICTOR FONSECA RA 004201601360 
 
 
 
 
 
 
 
 
CALORIMETRIA (TERMODINÂMICA) 
 
 
 
 
 
 
Relatório referente à aula prática do 
componente curricular “Química 
Experimental”, realizada em 16/03/2018. 
Sob orientação da professora Rosana 
Zanetti Baú. 
 
 
 
 
 
CAMPINAS 
MARÇO, 2018 
 
RESUMO 
 
 
A calorimetria é a ciência que estuda o calor e sua capacidade de ser gerado, 
absorvido e transferido de um corpo para outro. Calor é a transferência de energia de 
um corpo com maior temperatura para outro corpo de menor temperatura, a fim de 
encontrar o equilíbrio térmico entre ambos. Quando o sistema é adiabático (isolado), 
podemos quantificar numericamente, através das variações de temperatura entre 
estes corpos, a quantidade de energia especifica de algumas trocas térmicas e 
reações, uma vez que o sistema não possui interferência externa. Para isso, utiliza-se 
um equipamento chamado calorímetro, e fórmulas matemáticas como Q = mc(∆T) e 
C =Q/ΔT. 
A termoquímica é a ciência que estuda as variações de calor ou às mudanças 
no estado físico das substâncias, relacionadas às reações químicas. O nome dado à 
quantidade de calor liberado ou absorvido em uma reação química ou mudança de 
estado, chama-se calor de reação. A entalpia é a quantidade de energia contida em 
uma substância que sofre reação. Utilizando o valor da medida da entalpia ΔH, 
calcula-se o calor do sistema. 
Na termoquímica são conhecidos dois tipos de processos, o processo 
exotérmico e o endotérmico. O processo exotérmico (entalpia positiva) é aquele no 
qual calor é liberado pelo sistema para o ambiente, e os endotérmicos (entalpia 
negativa) são aqueles nos quais o sistema absorve calor do ambiente. 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
1. INTRODUÇÃO ............................................................................................................... 5 
2. OBJETIVOS ................................................................................................................... 9 
3. PARTE EXPERIMENTAL ............................................................................................. 10 
3.1. MATERIAIS UTILIZADOS: ........................................................................................ 10 
3.2. REAGENTES UTILIZADOS: ..................................................................................... 10 
3.3. PROCEDIMENTO: .................................................................................................... 11 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO .................................................................................... 13 
5. CONCLUSÃO .............................................................................................................. 13 
6. BIBLIOGRAFIA ............................................................................................................ 18 
 
 
 
5 
1. INTRODUÇÃO 
 
Calorimetria é o estudo físico da energia em transição resultando e variação 
térmica das substancias ou objetos (calor e temperatura). Ela é responsável por 
calcular a energia calorífera, energia que ocorre entre corpos de diferentes 
temperaturas. Essa transferência é realizada através do contato térmico e da 
propagação de calor. 
 
Calor 
Podemos dizer que calor é a troca ou geração de energia entre corpos. A 
energia térmica faz com que o calor do corpo de maior temperatura, seja transferido 
para um corpo de menor temperatura para que o equilíbrio seja atingido (temperaturas 
iguais). 
Isso ocorre devido à diferença de temperatura entre os corpos. O corpo quente possui 
maior energia cinética, enquanto o corpo frio tem menor energia cinética. 
No Sistema Internacional (SI), o calor é medido em calorias (cal) ou em joules (J). 
Uma caloria equivale aproximadamente 4,2 joules. 
A propagação de calor pode ser realizada de três formas, condução, convenção 
e irradiação. 
 
Condução 
Na condução, a propagação do calor ocorre de molécula para molécula, por 
conta do aumento da temperatura de um corpo, de maneira com que aumenta a 
energia cinética a partir da agitação entre elas. Ela ocorre predominante nos sólidos, 
como por exemplo, os metais, por isso eles são chamados de condutores térmicos. 
Em outros ocorre o contrário, como por exemplo, a madeira e a água que são isolantes 
térmicos. 
 
Convecção 
As transferências de calor ocorrem por meio das correntes do meio transmissor, 
líquidos e gases, por conta do aumento da temperatura em ambientes fechados. Um 
grande exemplo é o aquecimento da água na panela fechada. Isso acontece por conta 
 
6 
das correntes de convecção, onde a água que está próxima a lume sobe, e a água 
fria desce, nesse sentido a água ferverá muito mais rápido se a panela estiver fechada. 
 
Irradiação 
É a transferência de calor por meio de ondas eletromagnéticas, sem que haja 
contato entre os corpos. Como por exemplo, irradiação solar que incide o planeta terra. 
 
Calores de reação 
 O calor de reação pode ser dividido em diversos tipos, como: 
 
 Calor de formação: esse tipo de calor se refere a quantidade de calor que 
acontece na formação de 1 mol de uma determinada substância, a partir de seu 
elemento químico. 
 
 Calor de combustão: pode-se entender como a quantidade de calor que 
ocorre na combustão de 1 mol de um combustível. 
 
 Calores de vaporização: esse calor pode ser entendido como o calor existente 
na mudança de estado de moléculas ou íons (como por exemplo fusão e 
solução) 
 
 Calor de neutralização: é o calor que ocorre quando há formação de 1 mol de 
água pela reação de um ácido com uma base. 
 
 Calor de reação: é o calor que acontece quando há a formação de 1 mol de 
produto, ou quando 1 mol de reagente é consumido. 
 
 Calor de solução: pode ser entendido como é a variação de entalpia associada 
com a adição de uma dada quantidade de um soluto a uma certa quantidade 
de solvente. 
 
 Calor de diluição: é obtido através da adição de determinada quantidade de 
solvente em uma solução, sendo dependente da concentração da solução e da 
quantidade adicionada do solvente. 
 
 
Calor Latente 
O calor latente é a quantidade de calor recebida por um corpo em que a sua 
temperatura permanece a mesma, enquanto o estado físico muda. No Sistema 
Internacional (SI), o calor latente é medido em J/Kg (Joule/Quilograma), onde suas 
fórmulas são expressas em: 
 
Q = m.L 
 
7 
Q: quantidade de calor 
m: massa 
L: calor latente 
 
Calor Específico 
 
Ele depende da substância do corpo, quer dizer, do material do qual esse corpo 
é constituído. No Sistema Internacional (SI), o calor específico é medido em J/Kg.K 
(Joule/Quilograma.Kelvin), expresso pela seguinte fórmula: 
 
C = Q/m. Δθ 
Onde, 
Q: quantidade de calor 
m: massa 
Δθ: variação de temperatura 
 
Calor Sensível 
 
Corresponde a variação da temperatura de um corpo.No Sistema Internacional 
(SI), o calor sensível é medido em J/K, expresso pela fórmula: 
 
Q = m.c.Δθ 
Q: quantidade de calor 
m: massa 
c: calor específico 
Δθ: variação de temperatura 
 
Capacidade Térmica 
 
É a quantidade de calor que um corpo precisa doar ou receber para que aja 
variação de temperatura sofrida por ele em 1 unidade de medida. A capacidade 
térmica depende diretamente da substância e da massa do corpo. No Sistema 
Internacional (SI), a capacidade térmica é medida J/K (Joule/Kelvin), expressa pela 
fórmula: 
 
C = Q/Δθ ou C = m.c 
Donde, 
C: capacidade térmica 
Q: quantidade de calor 
Δθ: variação de temperatura 
m: massa 
c: calor específico 
 
Temperatura 
 
8 
 
A temperatura é a grandeza física que está agregada à agitação das moléculas, 
ou seja, a energia cinética que ocorre entre as moléculas. Todos os corpos existentes 
na natureza são formados por átomos, os quais, unidos formam moléculas. Dessa 
forma, quanto maior a temperatura de um corpo maior será a agitação das moléculas. 
Por outro lado, num corpo frio as moléculas apresentam pouca energia cinética, por 
isso expõem pouco movimento. No Sistema Internacional de Unidades (SI), a 
temperatura pode ser medida em Celsius (ºC), Kelvin (K), ou Fahrenheit (ºF) 
 
Tc/5 = Tf-32/9 
Tk = Tc+273 
Onde, 
Tc: temperatura Celsius 
Tf: temperatura Fahrenheit 
Tk: temperatura Kelvin 
Portanto, na escala Celsius, o ponto de fusão da água apresenta o valor 0° e o 
ponto de ebulição 100°. Na escala Kelvin o ponto de fusão da água é de 273K (0°C) 
e o ponto de ebulição de 373K (100°C). 
Na escala Fahrenheit, o ponto de fusão da água é de 32 °F (0 °C) enquanto que o 
ponto de ebulição da água é de 212 °F (100 °C). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
2. OBJETIVOS 
 
 
O objetivo deste relatório é a revisão dos conceitos de calorimetria e determinação da 
capacidade térmica de um calorímetro com base na mistura de duas massas de água. 
A realização do cálculo de calor de neutralização (reação ácido-base) e a 
determinação do calor de dissolução de sólidos. 
 
 
10 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1. MATERIAIS UTILIZADOS: 
 
 1 béquer de 500 ml 
 3 béqueres de 250 ml 
 1 béquer de 100 ml 
 2 béqueres de 50 ml 
 1 proveta de 100 ml 
 1 termômetro de -10 a 110 graus Celsius 
 1 placa 
 1 espátula 
 1 pinça 
 2 placas de petri 
 1 agitador com aquecimento 
3.2. REAGENTES UTILIZADOS: 
 
 Água destilada 
 Solução de HCL 1 mol/L 
 Solução de NaOH 1 mol/L 
 NaOH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
3.3. PROCEDIMENTO: 
a) Determinação da capacidade térmica ou calorífica do calorímetro (Ccal ): 
 
1. Mediu-se 50 mL de água numa proveta. 
2. Colocou-se a água no calorímetro à temperatura ambiente e agitou-se a água até a 
temperatura permanecer constante, isto é, atingir o equilíbrio térmico. Anote o valor desta 
temperatura (Tf ) e da massa de água. 
3. Mediu-se100 mL de água numa proveta. Colocou-se num béquer e aqueceu-se até 60°C. 
Anotou-se o valor desta temperatura e da massa de água. 
4. Adicionou-se rapidamente a água aquecida à água dentro do calorímetro, tampando o, ao 
final. Resfriou-se o termômetro em água corrente antes de introduzi-lo no calorímetro. 
5. Agitou-se a água até a temperatura permanecer constante (equilíbrio térmico). Anotou-se 
o valor da temperatura final (T). 
6. Repetiu-se este procedimento mais uma vez e tirou-se a média das duas capacidades 
térmicas calculadas. 
 
b) Determinação do calor de reação de neutralização (reação ácido-base): 
 
1. Colocou-se 50 mL de uma solução de HCl 1 mol/L dentro do calorímetro e anotou-se sua 
temperatura após o equilíbrio do sistema. 
2. Colocou-se 50 mL de uma solução de NaOH 1 mol/L em um Béquer, mediu-se sua 
temperatura e em seguida verteu-se o liquido dentro do calorímetro. OBS. LAVOU-SE O 
TERMÔMETRO ANTES DE TRANSFERIR DE UMA SOLUÇÃO PARA OUTRA. 
3. Esperou-se a temperatura no interior do calorímetro estabilizar (± 2 a 3 min) e depois 
registrou-se esse valor. 
4. Lavou-se bem os Béqueres e o calorímetro com água, e passou-se para a reação seguinte. 
5. A partir das diferenças de temperatura determinou-se o calor de cada reação (variação de 
entalpia, ΔH). 
 
c) Determinação do calor de dissolução do NaOH (s) em água. 
 
 
1. Mediu-se com a proveta 96 mL de água destilada a temperatura ambiente e despejou-se 
no calorímetro vazio. Após o sistema entrar em equilíbrio mediu-se a temperatura da água no 
calorímetro. 
 
12 
2. Mediu-se 4g de NaOH utilizando um Béquer pequeno e balança analítica. Realizou-se esse 
procedimento rápido, pois NaOH é altamente higroscópico. Não deixando o frasco original de 
NaOH aberto por muito tempo para não contaminar o restante do produto. 
3. Introduziu-se os 4g de NaOH dentro do calorímetro com água e agitou-se levemente para 
dissolver todo o NaOH e após alguns minutos (± 2ou 3) mediu-se a temperatura do sistema. 
4. Realizou-se os cálculos para determinar ΔT. 
5. Calculou-se o calor cedido pela reação e em seguida calculou-se o ΔH (vamos chamá-lo 
de ΔH1). Lembre-se que o ΔH representa o calor liberado/recebido por mol. Nesse caso é 
preciso calcular o número de moles de NaOH na solução. 
 
DADOS: Considerou-se o calor específico da solução de NaOH igual a 0,94 cal/gºC. 
Considerou-se ΔTdis ≈ΔTcal . Massa molar do NaOH = 40 g/mol. 
 
13 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
 
a) realizou-se o procedimento citado em duplicata, e após tirou-se a média dos valores, sendo 
que: 
 Após a mistura das duas amostras de água (em 30°C e 60°C) obteve-se o valor de 48°C na 
primeira vez e na segunda vez obteve-se o valor de 48°C novamente. Assim obtendo a média 
de 48°C. Utilizou-se os valores de temperatura para determinação da densidade da água. 
 
Sistema do 
Calorímetro 
Temperatura da 
água (°C) 
Densidade da água na 
temperatura (g/mL) 
Massa (g) 
Água ambiente 30°C 0,9956g/mL 49,79g 
Água quente 60°C 0,9831g/mL 98,31g 
Média do Sistema 
Estabilizado (após 
mistura das duas 
amostras de água) 
48°C 0,9893g/mL 148,1g 
 
Tabela 1 – Determinação de temperaturas e massas das amostras de água 
 
Aplicando os valores encontrados na fórmula obtém-se: 
 
C cal = - [ 98,31 x 1 x (48-60) + 49,78 x 1 x (48-30) ] 
________________________________ 
(48-30) 
 
 C cal = - [-15,76] 
 
 C cal = 15,76 cal/gºC 
 
Essa reação é endotérmica, pois o calor é absorvido pela água em temperatura ambiente, e 
transmitido pela água quente, ou seja, houve mais absorção de energia do meio externo 
que liberação. 
 
 
 
b) Mediu-se as temperaturas dos reagentes, e após inserir o NaOH no calorímetro, obteve-
se o resultado conforme informado abaixo: 
 
 
Reagentes Temperaturas (°C) 
HCl 28°C 
NaOH 28°C 
Mistura (HCl + NaOH) 34°C 
 
Tabela 2 – Determinação das temperaturas dos reagentes e da mistura. 
 
14 
Com os dados acima, calculou-se os resultados utilizando as fórmulas dadas: 
 
ΔHR = ΔHF - ΔHI 
 
Então: 
 
ΔHI = QHCl + QCal + QNaOH 
 
ΔHF = QMist = mmist . cmist . (T-T1 ) 
 
Sabe-se que: 
 
ΔT = (34-28) 
ΔT = 6 
 
Encontram-se os valores para aplicar na fórmula inicial: 
 
QHCl = mHCl x c HCl x ΔT 
QHCl = 50 x 1,001 x 6 
QHCl = 300,3 cal/ºC 
 
 
QNaOH = mNaOH x cNaOH x ΔT 
QNaOH = 50 x 0,94 x 6 
QNaOH = 282 cal/ºC 
 
 
QCal = Ccal x ΔT 
QCal = 15,76 x 6 
QCal = 94,56 cal/ºC 
 
Aplicando os valores: 
 
ΔHI = QHCl + QCal + QNaOH 
ΔHI = 300,3 + 94,56 + 282 
ΔHI = 676,86 cal/ºC 
 
 
ΔHF = mmist . cmist . (T-T1 ) 
ΔHF = 100 x 1 x 6 
ΔHF = 600cal/ºC 
 
Aplicando na fórmula inicial: 
 
ΔHR = ΔHF - ΔHI 
 
ΔHR = 600 – 676,86 
 
ΔHR = - 76,86 cal/ºC 
 
Contudo é necessário aplicar esse valor para 1 mol, ou seja: 
 
676,86 ------------------------ 0,05 mol 
 X -------------------------------- 1 mol 
 
 
15 
X = 13.537,2 cal/mol / 1000 
 
X = 13,537 Kcal/mol 
 
Esse valor é o calor liberado para que aconteça a neutralização. 
 
A reação é exotérmica, ou seja, libera energia. Parte da energia dos íons é utilizada 
para formar as ligações que ocorrem na formação das moléculas de água, e o restante da 
energia é liberada. 
 
 
c) mediu-se a temperatura dos reagentes e do sistema final, obtendo-se os valores abaixo: 
 
 
Reagentes/Sistema Temperatura (°C) 
Água 29°C 
Temperatura Máxima 39°C 
Estabilizado 37°C 
 
Tabela 3 - Determinação das temperaturas obtidas na dissolução de NaOH 
 
Com os valores acima, calculou-se o calor cedido pela reação, visto que a densidade da 
água nessa temperatura (29°C) é de 0,9959, então a massa que obtemos é: 95,60 gramas. 
 
ΔHR = ΔHF - ΔHI 
 
 
QH2O= mH2O x c H2O x ΔT 
QH2O = 95,60 x 1 x (37- 28) 
QH2O= 860,4 cal/ºC 
 
QNaOH = mNaOH x cNaOH x ΔT 
QNaOH = 4 x 0,94 x (37 - 28) 
QNaOH = 33,84 cal/ºC 
 
QCal = Ccal x ΔT 
QCal = 15,76 x (37- 28) 
QCal = 141,84 cal/ºC 
 
Aplicando os valores: 
ΔHI = QH2O + QCal + QNaOH 
ΔHI = 860,4 + 141,84 + 33,84 
ΔHI = 1036,08 cal/ºC 
 
ΔHF = mmist . cmist . (37 - 28) 
ΔHF = 99,6 x 1 x 9 
ΔHF = - 896,4 cal/ºC 
 
Aplica-se os valores na fórmula inicial: 
 
16 
 
ΔHR = ΔHF - ΔHI 
 
ΔHR = 896,4 – 1036,08 
 
ΔHR = - 139,68 cal/ºC 
 
Contudo, se faz necessário encontrar o valor para a solução em concentração de 1 mol por 
litro. Então utilizou-se a seguinte regra de três: 
 
-139,68 ----------------------------- 0,1 mol 
X ----------------------------- 1 mol 
 
X = - 1396,8 cal.mol-1 
 
Esse processo também é exotérmico, pois ocorre a liberação de energia e aumento da 
temperatura, que inclusive pode ser sentida perfeitamente ao tocar no béquer onde 
aconteceu a reação. 
 
Calculou-se a reação de entalpia: 
 
Ccal = - Ι Δhi / ΔT Ι 
Ccal = - Ι1036,08 / 9Ι 
Ccal = - 115,52 cal/ºC  reação de entalpia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
5. CONCLUSÃO 
 
Experimento 1 
 
Neste experimento conclui-se que, é possível criar um calorímetro usando béqueres de 
tamanhos diferentes e uma placa de petri. Ao isolarmos o béquer interior do exterior, 
conseguimos, através do ar presente entre ambos, criar um isolamento térmico natural. No 
experimento foram aferidas diferentes de temperaturas da agua (fria 28ºC, quente 70ºC, e 
equalizada 48ºC), e usado o calorímetro para determinar o quanto de energia foi absorvido 
chegando-se ao resultado de 15,76 kcal/gºC, que é muito próximo do valor necessário para 
que, em pressões atmosféricas ideais, 1g de agua aqueça 1ºC (14,5ºC a 15,5ºC). Este valor 
obtido serviu como base para os cálculos dos experimentos seguintes. 
 
Experimento 2 
 
Conclui-se que no calor de neutralização, como no caso da mistura de NaOH e do HCl, 
por se tratar de ácido e base fortes sempre haverá ionização e dissociação total dos íons. 
Neste caso há também liberação de calor, pois a energia que não é utilizada para formação 
das moléculas de água é “dispensada”, por isso podemos considerar essa reação como 
exotérmica, e o resultado quando a reação libera energia será sempre negativo. Aplicando as 
equações matemáticas, obtivemos que a reação entre HCl e NaOH em agua gerou um ΔHr = 
-76,86 cal/g, onde o sinal negativo indica liberação de energia. Quando usamos o resultado 
da equação Δhi, onde é calculada a reação do HCl + NaOH dentro do calorímetro de absorção 
conhecida, e aplicamos a equação para determinar quanto de calor é gerado por mol, 
obtivemos -13,537 kcal/mol, resultado muito próximo ao da literatura -13,4 Kcal/mol. 
 
Experimento 3 
 
Neste experimento reproduzimos uma reação de dissolução da base NaOH em água. 
Nesta reação ocorrem dois processos. O primeiro é a quebra do reticulo cristalino (formado 
pelos íons geométricos bem definidos da base) e para que isso aconteça é necessária certa 
energia reticular. Após esse processo ocorre a interação das moléculas do sólido com o 
solvente (nesse caso a água), então os íons positivos da água (H+) interagem com os íons 
negativos do soluto, e os íons negativos da água (OH-), interagem com os positivos do soluto. 
 
18 
Ocorre então uma liberação de energia, e a temperatura aumenta, fazendo com que o 
processo final seja considerado exotérmico, no caso analisado. 
Equacionando a reação, encontramos a reação de entalpia foi de -115,52 cal/ºC, onde o 
sinal negativo indica liberação de energia da reação. Já a relação da quantidade de calor 
trocada neste processo, considerando o resultado balanceado para 1 mol, chegamos ao 
resultado de -1396,8 cal/ºC. 
 
 Geral 
 
Deve-se ainda considerar que diversos fatores podem interferir no resultado final 
esperado, como por exemplo o isolamento inadequado e perda do calor para o exterior no 
calorímetro (retirada do béquer de dentro do calorímetro). Assim como a agitação e o tempo 
que podem contribuir para essa perda de calor para o exterior. Uma vez que o termômetro 
usado é de escala ± 1, seria possível valores ainda mais precisos, se utilizado termômetro 
digital ou com escala menor. 
 
 
6. BIBLIOGRAFIA 
 
1. https://guiadoestudante.abril.com.br/estudo/resumo-de-fisica-calorimetria/, 
acesso em 25/03/2018 
2. http://www.sofisica.com.br/conteudos/Termologia/Calorimetria/calor.php, 
acesso em 25/03/2018 
3. http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/entalpia-neutralizacao.htm, 
acesso em 25/03/2018 
4. http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/entalpia-solucao.htm, acesso 
em 25/03/2018.