Relatório 3 - Calorimetro

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​MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA 
INSTITUTO FEDERAL DO NORTE DE MINAS GERAIS 
CAMPUS ​MONTES CLAROS-MG 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prática 03 - Determinação da capacidade térmica de um calorímetro, de calores de 
dissoluções e da capacidade calorífica de metais 
 
 
 
 
Relatório da prática experimental nº 03, apresentado como 
requisito parcial para obtenção de aprovação na disciplina 
Físico Química Experimental do curso de Engenharia Química 
Bacharelado do IFNMG - ​Campus​ Montes Claros. 
 
 
Docente: Daniel Rodrigues Magalhães 
 
Discentes: 
 Ana Clara Santos Cardoso 
 Karen Oliveira Caires 
 Lucas Queiroz Lopes 
 Rodrigo Lopes Costa 
 Sérgio Oliveira Guimarães 
 
 
Montes Claros - MG 
09 de Abril de 2019 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
1- INTRODUÇÃO.……………………………………………………………………….……..02 
1.1- Capacidades caloríficas………………………………………………………...03 
1.2- Entalpia…………………………………………………………………………....04 
1.3- Calor e entalpia em reações de dissolução………​...​…​...​…………………...04 
 
2- OBJETIVO​ ​.....………...……………………………………………………………………..05 
 
3- MATERIAIS E PROCEDIMENTOS​ .​………………………………………………………05 
3.1- Materiais e reagentes​ ​………………………………………………………….​.​05 
3.2- Procedimento experimental​ ​…………………………………………………..​.​06 
 
4- RESULTADOS…………………………………………………………………………...….08 
 
5- DISCUSSÃO…………………………………………………………………………………12 
 
6- CONCLUSÃO…………………………………………..……………………………………15 
 
7- REFERÊNCIAS……………………………………………………………………………...16 
 
8- ANEXOS……………………………………………………………………………………...16 
 
 
1 
 
1- INTRODUÇÃO 
 
Todo corpo possui uma determinada quantidade de calor (energia térmica em 
movimento) que pode ser ou não igual ao calor contido no ambiente que rodeia este 
corpo. Devido estas diferenças de energias térmicas há-se a ocorrência de um fenômeno 
espontâneo, transferência de calor, que tende a minimizar essa discrepância, ou seja, 
atingir-se o equilíbrio térmico. 
O estudo dessa forma de energia transferida em processos físicos e químicos é 
chamado de calorimetria, que utiliza-se de um equipamento denominado calorímetro, que 
tem por finalidade, segundo Atkins (2010, p.34), medir a energia interna de um sistema 
transferida em forma de calor ( ), determinado pela equação 1.q 
 
νtq = I ​Eq. 1 
 
 = corrente elétricaI 
= diferença de potencial conhecidaν 
 = período de tempot 
 
Todo calorímetro possui uma constante, chamada de constante do calorímetro (C) 
que permite a simples interpretação da elevação de temperatura medida diretamente 
como uma liberação de calor, que pode ser calculada a partir da equação 2 (Atkins e 
Paula, 2010). 
 
/(m.Δt)C = q ​Eq.2 
 
Sabendo-se que a temperatura de um sistema está relacionada ao grau de 
agitação das moléculas das substâncias ali contidas, sabe-se que um aumento de 
temperatura caracteriza um aumento do grau de agitação das moléculas que corresponde 
a um aumento da energia interna do sistema. 
Utilizando-se água para a determinação da capacidade calorífica do calorímetro, o 
calor cedido/ganho pela água deve ser igual ao calor ganho/cedido pelo calorímetro em 
módulo, conforme mostra a equação 3. 
 
qcal = − qágua ​Eq. 3 
 
2 
 
1.1 Capacidades caloríficas 
 
A capacidade calorífica de uma substância corresponde ao calor necessário para 
variar a temperatura de um corpo, sendo uma propriedade extensiva da matéria, ou seja, 
100 g de água possui uma capacidade calorífica 100 vezes maior que a de 1 g de água, 
podendo ser calculada em função de diferentes variáveis. 
A capacidade calorífica molar a volume constante ( ), determinada pela Cv,m 
equação 4, corresponde à capacidade calorífica por mol da substância, ou seja, o calor 
necessário para variar-se a temperatura de cada mol de uma substância (Atkins and 
Paula, 2010) 
 
/nCv,m = Cv Eq. 4 
= capacidade calorífica a volume constanteCv 
 = número de molsn 
 
A capacidade calorífica específica de uma substância ( ), determinada pela Cv,s 
equação 5, também conhecida por ‘calor específico’, é a capacidade calorífica por grama 
da substância a volume constante (Atkins and Paula, 2010). 
 
/mCv,s = Cv ​Eq.5 
 
O chamado solvente universal, a água, possui capacidade calorífica, 
aproximadamente, igual a 4 à temperatura ambiente (Atkins e Paula, 2010)..K .gJ −1 −1 
Para Atkins (2010, p.36-37), as capacidades caloríficas das substâncias diminuem 
conforme a temperatura diminui. No entanto, pequenas mudanças de temperaturas na 
vizinhança do sistema interferem de forma mínima na sua capacidade calorífica e, por 
isso, esta pode em cálculos aproximados ser considerada independente da temperatura. 
Como cada material ou substância possui uma determinada modelagem atômica, 
ou seja, os átomos que compõem uma barra de alumínio, são diferentes dos átomos que 
compõem um tronco de madeira (não em sua totalidade, mas majoritariamente), faz com 
que cada material possua uma capacidade calorífica distinta, uma vez que a temperatura 
relaciona-se à energia cinética. Logo, materiais de mesma massa possuem quantidades 
distintas de átomos e portanto menos átomos serão movimentados (menor energia 
interna, menor temperatura, menor calor específico). 
3 
 
Portanto, a capacidade calorífica de um metal, pode ser definida a partir da 
equação 6 a seguir: 
 
. c . Δt − m . c . Δt )mmetal metal quente = ( água água f ria 
Eq.6 
 
1.2 Entalpia 
 
Para volumes que não são constantes, a variação da energia interna não é igual à 
energia transferida na forma de calor, pois parte desta energia retorna às vizinhanças em 
forma de trabalho de expansão (Atkins and Paula, 2010). 
Ainda segundo Atkins (2010, p. 37), a entalpia ( ), definida pela equação 6, é H 
uma função de estado e portanto não depende do processo que leva o sistema de um 
estado para outro. 
 
VH = U + p ​Eq. 7 
 
= energia internaU 
 = pressão do sistemap 
= volumeV 
 
Sendo a variação da entalpia igual ao calor fornecido ao sistema, a pressão 
constante. 
 
1.3 Calor e entalpia em reações de dissolução 
 
Com tudo, para reações de dissolução manipulando a equação 3 e 
considerando-se que obtém-se a equação 8..c.Δt− qágua = m 
 
− .c .(t )/(t )Ccal = m água f − t1 f − t2 ​Eq.8 
 
 = temperatura da água no calorímetrot1 
= temperatura do calorímetro vazio t2 
= temperatura após a dissolução do sal tf 
4 
 
Logo, sabendo-se que há interferência do calor ganho/cedido pelo calorímetro e o 
calor ganho/cedido pela dissolução, o calor da reação é definido pela equação 9. 
 
qreação = qdissolução + qcalorímetro ​Eq. 9 
 
= qdissolução qsolvente + qsoluto .c .Δtqsoluto = msal sal 
 
Analisando-se a equação 9 juntamente à equação 7, obtém-se a definição 
explicitada pela equação 10. 
H /nΔ = qreação sal ​Eq. 10 
 
 = quantidade de matéria dissolvidansal 
 
Por fim, substituindo-se a equação 9 na equação 10, obtém-se a expressão da 
equação 11 que permite calcular o valor da variação de entalpia, em Joule (J), do 
sistema.H C .(t ) m .c .(t ) m .c .(t )]/nΔ = − [ cal f − t2 + água água f − t1 + cal cal f − tsal sal ​Eq. 
11 
 
2- OBJETIVO 
 
Construir um calorímetro e determinar sua capacidade térmica, assim como a 
entalpia de dissolução de diferentes sais e a capacidade calorífica de diferentes metais. 
 
3- MATERIAIS E PROCEDIMENTOS 
 
Abaixo estão listados os materiais e reagentes utilizados no experimento assim 
como todo o procedimento seguido para sua realização. 
 
3.1- Materiais e reagentes 
● 1 recipiente de poliestireno expandido (isopor); 
● 1 recipiente de vidro para armazenamento das soluções; 
● 1 termômetro digital; 
● 1 micro-motor 12 V; 
5 
 
● 1 fonte de energia 5V; 
● Tubo plástico de caneta; 
● Mini pá de plástico; 
● Cola adesivo Epóxi Durepoxi. 
● NaCl​(s)​ - cloreto de sódio; 
● Na​2​SO​4(s)​ - sulfato de sódio sólido; 
● NaHCO​3(s)​ - bicarbonato de sódio sólido; 
● CuSO​4​.5H​2​O​(s)​ - sulfato de cobre pentahidratado sólido; 
● Cubo de cobre; 
● Paralelepípedo de alumínio; 
● Água destilada; 
● Manta de aquecimento. 
 
3.2 ​- Procedimento experimental 
Iniciou-se a construção do calorímetro realizando-se um furo na base do recipiente 
de vidro por onde o medidor do termômetro passaria, possibilitando as medições. Após 
encaixar o recipiente de vidro dentro do isopor, um outro furo foi feito no isopor na mesma 
altura que o inicial, do recipiente de vidro, assim a passagem do medidor do termômetro 
estaria garantida, conforme exposto na Figura 1. 
 
Figura 1:​ Acoplamento do sensor de temperatura 
 
Fonte:​ Próprio autor 
6 
 
Com o recipiente de vidro e o isopor já acoplados, foi feito então o sistema de 
agitação do calorímetro. Para tal, utilizou-se o tubo plástico de caneta com a mini pá de 
plástico formando a haste de agitação. O micro-motor foi acoplado à tampa do recipiente 
de vidro e a haste de agitação. Por fim, um furo por onde o cabo de energia do 
micro-motor passaria foi feito no topo do isopor que tamparia o calorímetro, e assim o 
sistema de agitação do calorímetro também foi concluído, como mostra a Figura 2. Os 
anexos deste relatório possuem mais imagens da construção do calorímetro. 
 
Figura 2:​ Sistema de agitação do calorímetro 
 
Fonte:​ Próprio autor 
 
Após a construção do calorímetro, mediu-se a sua temperatura quando vazio, logo 
após, adicionou-se aproximadamente 250g de água destilada aquecida a cerca de 50°C. 
Aguardou-se a estabilização da temperatura do conjunto água calorímetro e anotou-a. 
Este procedimento foi realizado 10 vezes a fim de se obter maior confiabilidade dos 
resultados para a capacidade calorífica do calorímetro. 
Em seguida, pesou-se 6,019g de NaCl e adicionou-se 100,027g de água sob 
temperatura ambiente. Mediu-se a temperatura do conjunto água calorímetro e a 
temperatura antes e após dissolução completa do sal sob agitação constante 
proporcionado pelo sistema montado. O mesmo procedimento foi realizado para o 
Na​2​CO​3​, na qual foram utilizados 21,502g do sal e 100,000g de água. Para o NaHCO​3​, 
pesou-se 8,002g de sal e 100,000g de água. Por fim, pesou-se 25,003g de CuSO​4​.5H​2​O 
7 
 
e 100,002g de água. Após cada medição com os sais o calorímetro foi devidamente 
lavado. 
Para determinação do calor específico de metais, foram utilizados um 
paralelepípedo de alumínio e um cubo de cobre de massas conhecidas. Para tal, 
adicionou-se cerca de 100g água sob temperatura ambiente dentro do calorímetro junto 
do metal a ser analisado, e em seguida, adicionou-se aproximadamente 100g de água 
previamente aquecida à aproximadamente 40 ºC e realizou-se a aferição da temperatura 
de estabilização do conjunto. 
 
4- RESULTADOS 
 
Os dados obtidos experimentalmente para o posterior cálculo da capacidade 
calorífica do calorímetro estão dispostos na Tabela 1 a seguir. 
 
Tabela 1: ​Dados para a determinação da capacidade calorífica do calorímetro. 
Repli-
cata 
nº 
Temp. 
calorímetro 
vazio (ºC) 
Temp. 
água (ºC) 
Massa 
água (g) 
Temp. 
estabilidade 
(ºC) 
Temp. 
ambiente 
(ºC) 
 
ΔT (ºC) 
1 25,6 60,0 250,002 56,3 25,9 3,7 
2 26,1 57,0 250,005 53,9 27,5 3,1 
3 24,4 49,6 250,012 47,2 28,0 2,4 
4 25,1 51,6 250,000 48,5 28,3 3,1 
5 25,1 44,0 250,001 42,1 28,6 1,9 
6 24,8 48,3 250,017 47,1 28,9 1,2 
7 26,1 44,5 250,011 43,2 29,1 1,3 
8 26,2 54,7 250,007 53,0 29,2 1,7 
9 28,5 47,9 250,003 46,7 29,6 1,2 
10 25,2 47,9 250,002 46,5 29,7 1,1 
Média 25,7 50,6 250,006 45,5 28,5 2,1 
Fonte: ​Próprio autor 
 
8 
 
Utilizando-se a equação 2, calculou-se a capacidade calorífica do calorímetro para 
cada replicada realizada conforme disposto na Tabela 2 a seguir: 
Tabela 2: ​Capacidade calorífica do calorímetro. 
Replicata Capacidade calorífica do calorímetro 
(J/°C para 250 g de água) 
1 126,07 
2 116,72 
3 110,18 
4 138,67 
5 116,98 
6 56,33 
7 79,58 
8 66,40 
9 69,01 
10 68,80 
Média 94,87 
Fonte:​ Próprio autor 
 
A Tabela 3 apresenta os resultados obtidos para a dissolução de cada sal utilizado 
no experimento. 
 
Tabela 3:​Dados da dissolução dos sais no calorímetro. 
Sal Massa 
sal (g) 
Temp. 
conjunt
o (ºC) 
Temp. 
ambiente 
(ºC) 
Temp. de 
início da 
dissolução 
(ºC) 
Temp. 
dissolução 
completa/ 
estabilidade (ºC) 
Massa 
água (g) 
NaCl 6,019 26,0 26,5 25,7 25,4 100,027 
Na​2​CO​3 21,502 26,4 26,4 36,1 31,0 100,000 
NaHCO​3 8,002 26,7 26,6 25,3 23,4 100,000 
9 
 
CuSO​4 25,003 26,3 26,4 24,8 24,3 100,002 
Fonte:​ Próprio autor 
Cada sal possui um calor específico tabelado a partir de experimento com alto 
rigor de execução e inúmeras replicadas. A Tabela 4 apresenta os calores específicos 
teóricos para os sais utilizados no experimento. 
 
Tabela 4: ​Calor específico teórico. 
Sal Calor específico (J/g*ºC) 
NaCl 0,722 
Na​2​CO​3 1,139 
NaHCO​3 1,042 
CuSO​4 0,617 
Fonte:​ Próprio autor 
 
Conhecendo-se as equações 3,8,9 e 10, realizou-se os cálculos para os calores, 
de dissolução, do calorímetro e da reação, para cada sal utilizando, bem como a 
variação de entalpia de cada um, conforme disposto na Tabela 5. 
 
Tabela 5: ​Calor e entalpia de dissolução dos sais. 
Sal Q​dissolução​ (J) Q​calorímetro​ (J) Q​reação​ (J) ΔH (J) 
NaCl 255,888 -104,357 151,531 1471,25 
Na​2​CO​3 -2037,319 436,402 -1600,917 -7891,33 
NaHCO​3 1407,404 -303,584 1103,820 11588,17 
CuSO​4 -869,207 -199,227 -1068,434 -6820,45 
Fonte:​ Próprio autor 
 
Após a realização de todos os procedimentos para determinação do calor de 
dissolução dos sais, realizou-se o experimento para determinação da capacidade 
calorífica de metais. 
10 
 
Os dados obtidos utilizando-se o paralelepípedo de alumínio foram organizados na 
tabela 6, a seguir: 
Tabela 6: ​Valores de temperatura para o experimento com o paralelepípedo de alumínio. 
Temp. água 
fria (ºC) 
Massa da 
água a frio (g) 
Temp. água 
quente (ºC) 
Massa da água 
a quente (g) 
Temp. 
estabilidade do 
conjunto (ºC) 
27,4 100,150 36,0 100,210 30,8 
28,1 100,816 35,5 99,739 31,6 
28,9 100,018 37,0 100,197 32,3 
28,0 100,440 37,0 100,754 31,4 
27,9 100,000 37,0 100,325 31,6 
Fonte:​ Próprio autor 
 
Os dados obtidos utilizando-se o cubo de cobre estão dispostos na Tabela 7. 
 
Tabela 7:​ Valores de temperatura para o experimentocom o cubo de cobre. 
Temp. água 
fria (ºC) 
Massa da 
água a frio (g) 
Temp. água 
quente (ºC) 
Massa da água 
a quente (g) 
Temperatura de 
estabilidade do 
conjunto (ºC) 
28,1 100,572 36,5 100,577 31,3 
28,1 100,271 38,0 100,753 32,2 
28,6 100,284 38,0 100,138 32,0 
Fonte:​ Próprio autor 
 
A Tabela 8 apresenta as massas obtidas para cada metal utilizado no 
experimento. 
 
Tabela 8: ​Massa dos metais. 
Metal Massa do metal (g) 
Paralelepípedo de Alumínio 59,758 
11 
 
Cubo de cobre 116,052 
Fonte:​ Próprio autor 
 
A partir da equação 6, calculou-se o calor específico dos metais. Conforme 
apresenta a Tabela 9. 
 
Tabela 9: ​Calor específico dos metais medidos experimentalmente. 
Metal Calor específico (J/g .°C) 
Alumínio 1,8 
Cobre 1,6 
Fonte:​ Próprio autor 
 
Assim como os sais, os metais também possuem seus calores específicos 
tabelados. Os calores específicos teóricos paras os sais utilizados estão dispostos na 
Tabela 10. 
 
Tabela 10: ​Calor específico dos metais teórico. 
Metal Calor específico (J/g .°C) 
Alumínio 0,897 
Cobre 0,385 
Fonte:​ Atkins 
 
 
5- DISCUSSÃO 
Basicamente a palavra calorimetria significa medição de calor (sendo que a 
diferença de energia é devido à diferença de temperatura). Com essa variação de energia 
foi possível calcular a capacidade térmica e entalpia de reação. Como esse sistema não é 
completamente adiabático, é necessário calcular o quanto de energia uma solução irá 
perder quando inserida nele, e para isso utilizou-se a água como líquido de referência 
12 
 
porque as mudanças que ocorrem nela ao longo do tempo são conhecidas, assim como 
seu calor específico que é de 4,18 J/g.ºC. 
Sabendo que a capacidade calorífica de uma substância é a quantidade de calor 
necessária para elevar sua temperatura em um grau, pode-se dizer que a capacidade 
calorífica do calorímetro é a quantidade que este absorve para cada aumento de 1ºC na 
temperatura. É importante, portanto, determinar sua capacidade calorífica, a fim de 
mensurar quanto do calor de um processo ou uma reação é absorvido pelo calorímetro, o 
que permite calcular quanto calor as substâncias dentro do calorímetro, que são objeto de 
estudo, absorvem durante o processo. Em um cenário ideal, nenhum calor do processo 
seria absorvido pelos componentes do calorímetro, mas na realidade isso não ocorre. Ao 
colocar água quente no calorímetro, o calor desta é em parte absorvido pelo calorímetro, 
logo a outra parte é absorvida pela água fria; assumindo, porém, que nenhum calor é 
perdido do calorímetro para as vizinhanças. Dado que a massa e o calor específico da 
água são conhecidos (sendo o último conhecido com precisão), a determinação da 
capacidade calorífica da água se dá de forma simples. 
Inseriu-se a equação no Excel para calcular as 10 replicatas como mostrado nas 
tabelas 1 e 2. Através do teste Q (Teste de Rejeição de Dean e Dixon), determinou-se 
que nenhuma medida precisaria ser destacada, sendo ambos o maior e o menor valor 
para a capacidade calorífica aceitos para um nível de confiança de 90%. Foi obtida uma 
média de 94,87 J/g.ºC de capacidade calorífica para o calorímetro construído, além de um 
desvio provável (incerteza) para a medida de 21,27 J/g.ºC para um intervalo de confiança 
de 95%. Considera-se uma perda baixa e um sistema eficiente levando em conta os 
materiais utilizados e o desempenho deste em diversos experimentos. 
Comparar o calorímetro desenvolvido a outros trabalhos similares não é simples, 
porém dois artigos apresentam procedimentos similares. Assumpção (2010) obteve uma 
capacidade calorífica para o calorímetro construído de 63,4 J/g.ºC; já Braathen (2008) 
obteve um valor médio de 31 J/ºC. 
A entalpia de dissolução é a mudança na entalpia quando um mol de substância 
iônica se dissolve em água, e estas podem ser positivas ou negativas. Entalpias positivas 
implicam processos de dissolução endotérmicos, que por sua vez diminuem a 
temperatura da solução (em relação à temperatura original da água); já entalpias 
negativas são características dos processos de dissolução exotérmicos. O fato de o 
processo ser classificado como um ou outro se relaciona às etapas do processo de 
dissociação, no qual os íons inicialmente quebram suas ligações no retículo cristalino (um 
13 
 
processo que requer energia) e depois formam novas ligações com as moléculas de água 
(um processo que libera energia). Considerando isso, a avaliação experimental permite 
caracterizar se esse processo, em sua totalidade, absorve ou libera energia, e depende 
das características particulares de cada soluto. O cloreto de sódio apresenta uma entalpia 
de dissolução tabelada de +3,88 kJ/mol, sendo portanto endotérmica, assim como o 
bicarbonato de sódio, que possui um valor para a entalpia de dissolução de +16,7 kJ/mol. 
O carbonato de sódio, por sua vez, apresenta um processo de dissolução exotérmico 
(-26,7 kJ/mol). O mesmo pode-se dizer do sulfato de cobre II anidro, que apresenta um 
processo de dissolução exotérmico cuja entalpia é de -66,5 kJ/mol. 
A realização do cálculo da variação da entalpia permite identificar se a reação é 
endotérmica ou exotérmica, logo utilizando a equação 10 para construção da tabela 04, 
tem-se pelos resultados obtidos que o cloreto de sódio e o bicarbonato de sódio são 
endotérmicos, e o carbonato de sódio e o sulfato de cobre anidro são exotérmicos, 
seguindo os valores registrados na literatura. No entanto, os erros relativos percentuais 
calculados ao comparar os dados experimentais e teóricos foram altos, sendo de 62%, 
70% e 30% para o cloreto de sódio, carbonato de sódio e bicarbonato de sódio, 
respectivamente, com exceção do sulfato de cobre anidro, que apresentou um erro 
relativo de 2%. Observou-se também a importância de um agitador para a dissolução e 
completa reação do soluto, sabendo que o calor trocado dentro do calorímetro não vai 
ser perdido para o meio, portanto a soma do calor será igual a zero como mostra a 
equação 08. 
A diferença entre os dados obtidos e os valores reais pode ser esclarecido por 
algumas razões como a energia de vibração dos átomos que compõem o material, 
energia cinética dos elétrons livres que existirem no material, orientação de dipolos 
magnéticos, orientação dipolos elétricos, criação de defeitos, fenômenos de 
desordenamento, rotação de moléculas, etc (MORA, 2010), decorrido de possíveis 
impurezas nas amostras metálicas. Outros fatores a serem considerados são a perda de 
calor no sistema durante o processo visto que o calorímetro utilizado é um calorímetro 
didático, sendo assim, a utilização de um calorímetro que não possui uma boa 
capacidade de isolamento, e também a perda de calor na execução do procedimento, 
onde a transferência do metal para o calorímetro é feita sem um isolamento do material, 
fazem com que o mesmo entre em contato com o ar em temperatura ambiente, mesmo 
que por um breve momento. 
14 
 
O calor específico de um materialé a quantidade de calor necessária para 
aumentar em um grau de temperatura uma unidade de massa desse material. Sendo 
assim, materiais com maiores calores específicos conseguem absorver mais calor antes 
de aumentarem sua temperatura, e de forma geral, absorvem e liberam calor de forma 
mais lenta. Analisando os metais utilizados, alumínio e cobre, tem-se que o alumínio 
possui o maior calor específico dentre ambos. Já que o aumento da temperatura está 
associado ao aumento da energia cinética dos átomos, o alumínio, que possui massa 
molar menor que o cobre, possui mais átomos em 1g, o que faz com que mais calor seja 
necessário para aumentar a energia cinética de um número de átomos maior, implicando 
maior calor específico. Sendo assim, a determinação do calor específico dos metais 
apresentou valores muito discrepantes. Apesar de, como estabelecem os valores 
teóricos, o calor específico do alumínio se mostrou maior que o do cobre, estes 
apresentaram erros relativos percentuais de 100 e 315%, respectivamente. As limitações 
do instrumento usado e a dificuldade em determinar com exatidão as temperaturas em 
alguns dos momentos do processo são alguns dos fatores que influenciaram os 
resultados discrepantes. 
 
6- CONCLUSÃO 
 
A construção de um calorímetro didático foi concluída satisfatoriamente, sendo 
possível isolar bem o recipiente, medir a temperatura através do equipamento 
incorporado ao calorímetro e propiciar a agitação necessária para experimentos que 
requerem diluição de substâncias e/ou reações químicas, possibilitando a realização das 
análises pretendidas. Quanto à determinação da capacidade calorífica do calorímetro, foi 
possível estabelecer o valor de 94,87 J/g.ºC; porém os resultados apresentaram um 
desvio provável de 21,27 J/g.ºC, o que representa cerca de 22% do valor calculado. Já a 
entalpia de dissociação dos quatro sais analisados foi calculada e apresentou altos erros 
relativos percentuais, porém apresentaram o comportamento esperado já que o cloreto de 
sódio e o bicarbonato de sódio se mostraram endotérmicos (com entalpias positivas) e o 
carbonato de sódio e o sulfato de cobre se mostraram exotérmicos (com entalpias 
negativas). Já o calor específico calculado para os metais analisados, alumínio e cobre, 
foi maior para o alumínio, como esperado, porém os valores apresentaram um alto erro 
relativo. Tem-se, portanto, que o calorímetro de baixo custo construído oferece uma boa 
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oportunidade para realizar experimentos como os descritos acima e cumpre sua função 
didática, porém há a dificuldade em obter resultados precisos. 
 
7- REFERÊNCIAS 
 
[1]ATKINS, Peter; PAULA, Julio de. ​Físico-Química​. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2010. 
[2] ASSUMPÇÃO, M. H. M. T. et al . ​Construção de um calorímetro de baixo custo 
para a determinação de entalpia de neutralização. ​Eclet. Quím., São Paulo , v. 35, n. 
2, p. 63-69, 2010 . Disponível em: 
<http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-46702010000200007&lng=
en&nrm=iso>. 
[3] BRAATHEN, Per Christian et al. ​Entalpia de decomposição do peróxido de 
hidrogênio: uma experiência simples de calorimetria com material de baixo custo e 
fácil aquisição. Química Nova na Escola, v. 29, 2008. Disponível em: 
<http://pessoal.educacional.com.br/up/47040001/1603448/construindoumcalor%C3%ADm
etro.PDF>. 
[4] PARKER, V. B. ​Thermal Properties of Uni-Univalent Electrolytes​, Natl. Stand. Ref. 
Data Series — Natl. Bur. Stand.(U.S.), No.2, 1965. Disponível em: 
<https://sites.chem.colostate.edu/diverdi/all_courses/CRC%20reference%20data/enthalpi
es%20of%20solution%20of%20electrolytes.pdf>. 
 
 
8- ANEXO A: QUESTÕES 
1) O procedimento utilizado para determinação do calor de dissolução de sais 
também pode ser usado para o calor de neutralização? Explique. 
R: ​Sim. Sabendo-se que um dos produtos de qualquer reação de neutralização é 
a água e analisando-se a equação química abaixo, é possível perceber que o 
calor de neutralização de qualquer ácido com uma base será o calor de formação 
da água a partir dos íons hidrônio e hidroxila. 
HA​(aq)​ + MOH​(aq)​ → A​-​(aq)​ + M​+​(aq)​ + H​2​O​(l) 
Logo, o processo ocorrido na neutralização é similar ao ocorrido na dissolução de 
sais, o que permite que o calor de neutralização seja obtido assim como o calor de 
dissolução. 
Fonte: PILLA, L. ​Físico-Química I. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos. 
Editora S.A., 1979. 
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2) Porque o sistema deve ser isolado termicamente? Qual a função de calorímetro? 
R: ​O sistema deve ser isolado termicamente a fim de garantir que não haja trocas 
de calor com o ambiente e portanto a variação na temperatura se deva 
unicamente aos processos ocorrendo dentro do calorímetro. A função de um 
calorímetro, como descrito por Atkins (2010), é medir a energia interna de um 
sistema transferida em forma de calor. 
 
3) O que diz a Primeira Lei da Termodinâmica? 
R: ​A Primeira Lei da Termodinâmica estabelece que a energia de um sistema 
isolado é constante, sendo que a variação de energia em um sistema se dá 
através da transferência de energia como calor ou como trabalho. 
Fonte: ATKINS, Peter; De Paula, Julio. ​Físico Química Vol. 1​. Rio de Janeiro: 
LTC, 2012. 
4) Conceitue reações químicas em que ocorre liberação e reações com absorção de 
energia. 
R: ​Exemplos de reações exotérmicas são as reações de combustão, em que um 
combustível reage com oxigênio e ocorre a liberação de energia, tal como a 
reação de combustão do octano: 
C​8​H​18​ ​(l)​ + 25/2 O​2​ ​(g)​ → 8 CO​2​ ​(g)​ + 9 H​2​O ​(l) 
∆H = -5471 kJ/mol 
Outro exemplo de reação exotérmica é a reação de neutralização entre ácido 
clorídrico e hidróxido de sódio, além de reações de oxidação. 
Já entre as reações endotérmicas, pode-se citar a reação entre ácido cítrico e 
bicarbonato de sódio e também a reação entre carbonato de sódio e ácido acético 
(descrita abaixo), assim como reações de decomposição térmica. 
C​2​H​4​O​2 (aq)​ + NaHCO​3 (aq)​ → NaC​2​H​3​O​2 (aq)​ + H​2​O ​(l)​ + CO​2 (g) 
Fonte: ATKINS, Peter; De Paula, Julio. ​Físico Química Vol. 1​. Rio de Janeiro: 
LTC, 2012. 
https://docs.google.com/document/d/1TpMx2api7tGuvaMUse574obCjAw_FNrthUe
6gT43G-c/edit 
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