Calor-de-reação-e-Calor-de-solidificação

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EXPERIÊNCIA 4 
CALOR DE REAÇÃO E CALOR DE SOLIDIFICAÇÃO 
 
1. OBJETIVOS 
 
No final desta prática o aluno deverá ser capaz de: 
 Compreender o funcionamento de um calorímetro. 
 Comparar o calor liberado na combustão de uma bela com o calor envolvido na mudança de 
estado de uma substância (cera). 
 Aplicar a Lei de Hess para o cálculo do calor de reação (Entalpia de reação). 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Nesta experiência você poderá comparar o calor liberado num processo físico ordinário como a so-
lidificação da cera com o calor de combustão da vela. A energia potencial molecular diminui à me-
dida que o calor de solidificação é removido. Nesse processo não ocorre o rompimento de ligações 
químicas, como é o caso da combustão da vela. Reações de combustão são reações de oxirredução 
com desprendimento de grandes quantidades de calor. Esse calor é então aproveitado para proporci-
onar mais conforto para nossas vidas. Assim, o calor gerado na combustão do butano (gás de cozi-
nha), da lenha e do carvão é utilizado para cozinhar alimentos, gerar vapor para movimentar as tur-
binas de uma indústria ou de uma usina termoelétrica, etc. No caso de uma usina termoelétrica, o 
calor é utilizado para gerar energia elétrica. 
Esse calor liberado numa reação química provém do balanço energético da ruptura de ligações quí-
micas e da formação de novas ligações. O rompimento de ligações químicas absorve energia. E a 
formação de ligações libera energia. Se o saldo for a liberação de calor para o meio ambiente, temos 
uma reação exotérmica. Caso contrário, será endotérmica. 
Quado uma transformação dá-se à pressão constante, e o único trabalho possível é o trabalho de 
expansão, o calor liberado é igual à variação de entalpia, (ΔH). Na queima do carbono com excesso 
de oxigênio à pressão constante forma-se dióxido de carbono e são liberados 393,5kJ de calor para 
cada mol de carbono consumido. 
 
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = - 393,5 kJ 
 
O sinal do ΔH é negativo porque houve liberação de calor. Logo, a entalpia final (Hf) é menor que a 
entalpia inicial (Hi). 
Essa reação pode ser conseguida em duas etapas: primeiro, o carbono pode ser queimado na presen-
ça de uma quantidade limitada de oxigênio. 
 
C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) ΔH = - 110,5 kJ 
 
Então o monóxido de carbono formado nesta reação poderá ser queimado com oxigênio adicional. 
 
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH = - 283,0 kJ 
 
Quando as reações químicas são adicionadas como se fossem equações algébricas, os corresponden-
tes ΔH podem ser adicionados da mesma maneira. 
 
C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) ΔH = - 110,5 kJ 
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH = - 283,0 kJ 
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = - 393,5 Kj 
 
 
Esta é uma ilustração da 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 nº de etapas ou do 
caminho que a conduz dos reagentes aos produtos. 
Uma equação, e o seu correspondente ΔH, podem ser multiplicados ou divididos pelo menos núme-
ro. Exemplo: 
 
C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) ΔH = - 110,5 kJ 
2 C (s) + O2 (g) → 2 CO (g) ΔH = - 221,0 kJ 
 
O ΔH para uma reação pode ser expresso como a diferença das entalpias dos produtos e dos reagen-
tes: 
ΔHreação = (Hprodutos) – (Hreagentes) 
Isto significa que o sinal de ΔH muda quando uma reação é invertida, porque os reagentes tornam-
se produtos e vice-versa. Por exemplo, 
 
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = - 393,5 kJ 
CO2 (g)→ C (s) + O2 (g) ΔH = 393,5 kJ 
 
A Lei de Hess simplifica grandemente a tarefa de tabular variações de entalpia de reações. O calor 
de reação é igual à soma dos calores de formação dos produtos menos a soma dos calores de forma-
ção dos reagentes, 
 
ΔHºreação = Σ(ΔHºf)produtos – Σ(ΔHºf)reagentes 
 
Tabela 1. Alguns calores de formação a 25ºC. 
Substância ΔHºf(kJ/mol) Substância ΔHºf(kJ/mol) 
CH4 (g) -74,8 H2O2 (l) -187,6 
CH3OH (l) -239,0 H2S (g) -20,6 
C2H2 (g) +226,0 H2SO4 (l) -814,0 
C2H4 (g) +52,3 NH3 (g) -46,1 
C2H6 (g) -84,6 NaCl (s) -412,1 
CO (g) -110,5 Na2O (s) -415,9 
CO2 (g) -393,5 O3 (g) +143,0 
HCl (g) -92,3 SO2 (g) -296,8 
H2O (g) -241,8 NH4Cl (s) -314,4 
H2O (l) -285,8 SO3 (g) -395,7 
Nota: ΔHºf de um elemento = 0 
 
Exemplo: Calcule o calor de combustão do etanol C2H5OH, para formar dióxido de carbono e água. 
 
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) 
 
O etanol libera uma quantidade considerável de calor quando queima. 
 
Experimentalmente podemos medir a quantidade de calor liberada usando uma bomba calorimétrica 
(calorímetro). A bomba calorimétrica é um instrumento que mede o calor liberado ou absorvido por 
uma reação ocorrendo a volume constante. Neste tipo de calorímetro uma câmara de aço (a bomba) 
é imersa em um volume grande de água. O calor liberado da reação é então transferido para a água. 
Se a reação libera calor, a temperatura aumenta. Caso contrário, a temperatura diminui. Nenhum 
trabalho é realizado quando a reação ocorre dentro da bomba calorimétrica, mesmo quando gases 
forem envolvidos, pois o volume é constante e ΔV = 0, assim, 
ΔE = qv, onde qv = calor liberado a volume constante. 
Para as reações exotérmicas nós podemos escrever: 
 
[Calor liberado pelo sistema] = [Calor ganho pelo calorímetro] + [Calor ganho pela água] 
 
Para simplificar os cálculos, a quantidade de calor absorvida por um calorímetro é geralmente ex-
pressa como o equivalente em água, que é a quantidade de calor que o calorímetro absorve por grau 
de temperatura. O equivalente em água do calorímetro é determinado queimando uma amostra que 
produz uma quantidade conhecida de calor, e medindo o aumento de temperatura do calorímetro. 
Por exemplo, a queima de 1,000 g de um composto produz 2,196 kcal de calor, que aumenta a tem-
peratura do calorímetro e de suas 3.000 g de água por 0,629ºC, então; 
 
[Calor ganho pelo calorímetro] = [Calor liberado pela amostra] - [Calor ganho pela água] 
= 2196 cal – (3000 g) (1,000 cal/gºC) (0,629) 
= (2196) – (1887) = 309 cal 
 
Agora podemos determinar a quantidade de água que absorveria a mesma quantidade de calor cau-
sando a mesma variação de temperatura. 
 
m c ΔT = Q 
m x 1,00 x 0,629 = 309 
m = 491 g de H2O 
 
Assim, o equivalente em água do calorímetro é 491 g. Isso significa que a quantidade de calor ne-
cessária para aumentar a temperatura das partes internas do calorímetro de 1,00 ºC é a mesma quan-
tidade de calor necessária para aumentar a temperatura de 491 g de água de 1,00 ºC. 
Nesta experiência, você não utilizará este tipo de calorímetro. Você montará um calorímetro bem 
mais simples, como o que aparece na figura 1. Uma lata pequena com água será o calorímetro. Uma 
lata maior será usada para minimizar a perda de calor pelo movimento do ar. 
 
 
Figura 1. Representação da montagem de um calorímetro rústico. 
 
O calor liberado na combustão de uma vela será, então, transmitido para a água no calorímetro, au-
mentando sua temperatura. Entretanto, uma pequena parte do calor se dissipa com os gases forma-
dos na combustão e com o ar aquecido. 
 
3. MATERIAL 
 
Balança Termômetro Garra 
Vela Bastão de Vidro Mufa 
Suporte para Vela Béquer de 150 mL Tubo de ensaio pesado e com 
cera 
Latas Chapa de aquecimento 
 
 
4. PROCEDIMENTO 
 
A. Calor de combustão da vela. 
1. Pese a vela com suporte e anote a massa na folha de dados. Pese também a lata vazia e encha-a 
com água até 2/3. Agora pese a lata com água. Vá anotando todas as massas e utilize sempre a 
mesma balança. Monte o calorímetro conforme a figura 1, e meça a temperatura da água. 
2. Acenda a vela e deixe aquecer a água do calorímetro (a lata pequena) durante maisou menos 5 
minutos. Após esse intervalo de tempo, apague a vela soprando-a cuidadosamente, para não perder 
massa. Agite a água devagar com o termômetro até que a temperatura pare de subir. Anote então a 
temperatura mais alta que o termômetro marcar e pese novamente a vela com o suporte. Anote os 
dados. 
 
B. Calor de solidificação da vela. 
Uma quantidade de cera contida em um tubo de ensaio é aquecida até a completa fusão, quando 
então, o tubo com cera é imerso em um béquer com água, O calor liberado durante a solidificação 
da vela será transmitido para a água do béquer, aumentando sua temperatura. 
1. Pese o tubo com a cera dentro, com precisão de 0,01 g. O tubo de ensaio vazio já foi pesado e o 
seu peso está anotado no próprio tubo. 
Anote esses pesos na folha de dados. 
2. Coloque o tubo com a cera dentro da lata pequena. A mesma do item A. Coloque água até que 
toda a cera fique imersa (figura). Aqueça-a até a sua completa fusão. Vá devagar, não aqueça de-
mais. 
 
Figura 2. Tubo com cera imersa na água do calorímetro. 
 
3. Pese um béquer vazio de 150 mL com precisão de 0,01 g. Esse béquer será o calorímetro da 2ª 
parte. Coloque 100 mL de água, suficiente para cobrir a cera do tubo (figura). Meça a temperatura 
da água e pese o béquer com a água. 
4. Retire o tubo com a cera líquida do banho maria e espere até que o primeiro sinal de solidificação 
apareça (a cera começa a apresentar manchas opacas). Quando isso acontecer, coloque rapidamente 
o tubo com a cera no béquer de 150 mL, que serve de calorímetro, agitando levemente a água com o 
próprio tubo de ensaio até notar que a temperatura parou de subir. Anote então a temperatura má-
xima. 
 
OBS: Nesta experiência não foram gerados resíduos químicos. 
 
 
5. PRÉ-LABORATÓRIO 
 
1. Calcule Hº para a combustão do acetileno, C2H2 a 25 ºC. Admita que são formados CO2 
gasosos e H2O líquido. Utilize a tabela 1, calores de formação a 25 ºC. 
 
2. O dióxido de enxofre, SO2, é um gás poluente existente em regiões industriais. Ele pode ser 
removido e oxidado a anidro sulfúrico, SO3, que tem importância comercial. Calcule o Hº 
por mol para a reação de SO2 com O2 (g): 
 
2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g) 
 
3. Calcule a variação de entalpia padrão a 25 ºC (Hº) que acompanha a reação de 39,2 g de 
SO3 com suficiente quantidade de água: 
 
SO3 (g) + H2O (l)  H2SO4 (l) 
 
4. A reação abaixo é uma das que ocorrem no processo de redução do ferro na produção de aço 
nos alto-fornos: 
 
Fe2O3 (s) + 3 CO (g)  2 Fe (s) + 3 CO2 (g) 
 
Determine ΔHº para esta reação a 298 K dados os valores de ΔHº para as reações abaixo: 
 
3 Fe2O3 (s) + CO (g)  2 Fe3O4 (s) + CO2 (g) ΔHº = -46,6 kJ 
FeO (s) + CO (g)  Fe (s) + CO2 (g) ΔHº = 9,0 kJ 
Fe3O4 (s) + CO (s)  3 FeO (s) + CO2 (g) ΔHº = - 41,0 kJ 
 
5. A reação que ocorre durante a descarga de uma bateria típica de automóvel é: 
 
Pb (s) + PbO2 (s) + 2 H2SO4 (aq)  2 PbSO4 (s) + 2 H2O (l) 
 
 Determine o ΔHº para a reação utilizando a seguinte informação: 
 
SO3 (g) + H2O (l)  H2SO4 (aq) ΔHº = -133 kJ 
Pb (s) + PbO2 (s) + 2 SO3 (g)  2 PbSO4 (s) ΔHº = -775 kJ 
 
6. A combustão de 1,048 g de benzeno, C6H6 (l) em uma bomba calorimétrica submersa em 
826 g de água, aumentou a temperatura da água de 23,64 ºC para 33,70 ºC. O equivalente 
em água do calorímetro é 216g de água. 
 
7. Nessa experiência você usa um calorímetro bem simples. Os resultados que você obterá se-
rão maiores ou menores do que aqueles que obteria se utilizasse um calorímetro melhor? Por 
quê? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 4 
EQUIPE: 
TURMA: 
DATA: 
Nº BANCADA: 
 
Parte A: Calor de combustão 
 Massa da vela com suporte antes de queimar (g): _____ 
 Massa da vela com suporte depois de queimar (g): _____ 
 Massa da lata vazia (g): _____ 
 Massa da lata com água (g): _____ 
 Temperatura da água antes do aquecimento (ºC): _____ 
 Temperatura da água depois do aquecimento (ºC): _____ 
 
Parte B: Calor de solidificação 
 Massa do tubo de ensaio (g): _____ 
 Massa do tubo de ensaio com cera (g): _____ 
 Massa do béquer vazio (g): _____ 
 Massa do béquer com água (g): _____ 
 Temperatura da água antes do aquecimento (ºC): _____ 
 Temperatura da água depois do aquecimento (ºC): _____ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 4 
EQUIPE: 
TURMA: 
DATA: 
Nº BANCADA: 
 
Parte A: Calor de combustão 
 Massa da vela com suporte antes de queimar (g): _____ 
 Massa da vela com suporte depois de queimar (g): _____ 
 Massa da lata vazia (g): _____ 
 Massa da lata com água (g): _____ 
 Temperatura da água antes do aquecimento (ºC): _____ 
 Temperatura da água depois do aquecimento (ºC): _____ 
 
Parte B: Calor de solidificação 
 Massa do tubo de ensaio (g): _____ 
 Massa do tubo de ensaio com cera (g): _____ 
 Massa do béquer vazio (g): _____ 
 Massa do béquer com água (g): _____ 
 Temperatura da água antes do aquecimento (ºC): _____ 
 Temperatura da água depois do aquecimento (ºC): _____