Relatorio-Determinação-da-variação-de-entalpia-de-um-processo

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE CAMPINAS 
 
Instituto de Química 
 
Relatório QG 109 – Química Geral Experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determinação da Variação de Entalpia de um Processo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cristielen de Souza Marques RA: 195761 
Lívia de Cássia Franco RA: 182167 
 
Disciplina: QG 109 – Química Geral Experimental Turma: A 
Professor: Edvaldo Sabadini 
Campinas, 5 de Outubro de 2017. 
 
 
 
2 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Termodinâmica é a ciência que estuda as quantidades de calor liberados ou absorvidos 
durante as reações químicas. Grande parte das reações envolve perda ou ganho de calor (energia). 
As reações químicas que liberam calor são chamadas de exotérmicas, enquanto as que consomem 
calor são chamadas de endotérmicas. 
 O calor é uma forma de energia em transito, que surge sempre que existe uma diferença 
entre as partes de um sistema. A energia flui como calor de uma região de temperatura alta a uma 
região de temperatura baixa. Portanto, em um sistema com paredes sem isolamento térmico, se o 
sistema está mais frio que suas vizinhanças, a energia flui das vizinhanças para o sistema e a 
energia interna do sistema aumenta (ATKINS). 
 Sendo assim a primeira Lei da Termodinâmica (lei da conservação da energia) pode ser 
escrita como: 
Calor ganho + Calor cedido = 0 
Qganho + Qcedido = 0 
 Evidentemente percebemos que calor Q é proporcional a temperatura t e a massa m: 
Q αt 
Q α m 
 Portanto: 
Q α 𝑚 × t 
 Quando um corpo recebe ou cede energia sofre uma mudança de temperatura e uma das 
formas de se relacionar Calor e Temperatura é através do Calor Específico (c) (uma propriedade 
intrínseca dos materiais envolvidos no processo de troca de calor). Calor Específico é definido 
como a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de 1 grama de substância de 
1oC. 
 Pode-se então dizer que o Calor Específico (c) é uma constante de proporcionalidade 
entre as duas grandezas Calor e Temperatura e a unidade do calor específico é J g-1grau-1 [1]. 
𝑄 = 𝑐 × m × t 
3 
 
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
2.1. OBJETIVO 
Estudo das trocas de calor entre dois corpos iguais e dois diferentes, determinação da 
entalpia de sublimação do gás carbônico, assim como verificar experimentalmente os princípios 
termodinâmicos. 
 
2.2. PROCEDIMENTOS 
Materiais e Reagentes: 
 Água destilada 
 Cerca de 5 gramas de gelo seco 
 Balança analítica 
 1 copo de plástico, tipo descartável de 180 ml 
 1 copo de plástico, tipo descartável de 50 ml 
 1 copo térmico de isopor com tampa de 200 ml 
 2 termômetros 
 1 béquer de vidro de 250 ml 
 1 manta de aquecimento 
 1 amostra metálica de cobre 
 1 amostra metálica de alumínio 
 Barbante 
 
 
(Imagem 1- Materiais - Fonte: Arquivo pessoal) 
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2.2.1. Contato entre dois corpos a temperaturas diferentes 
 Experimento 1: 
 Inicialmente, pesou-se um copo plástico vazio (180 ml) em uma balança analítica. Em 
seguida, tarou-se a balança e pesou-se 50 gramas de água destilada no mesmo. Transferiu-se o 
conjunto copo + água para o copo térmico de isopor. Mediu-se a temperatura da água 
colocando-se o termômetro no centro deste copo plástico. 
 Prontamente em um béquer de 250 ml pesou-se 50 gramas de água em uma balança 
analítica, posteriormente está foi aquecida em uma manta elétrica (vide imagem 2) até se atingir a 
temperatura de 35 ⁰C (um termômetro foi usado para o controle da temperatura). Logo após a 
mesma foi transferida para o copo plástico que estava disposto dentro do copo térmico de isopor. 
Agitou-se a mistura com o termômetro e imediatamente fechou-se o com a tampa (vide imagem 3 
abaixo) e mediu-se a temperatura após a estabilização da mesma. Após esta medida, verificou-se 
a massa final da mistura pensando-se o copo plástico em uma balança analítica. 
 
 Esse procedimento foi realizado mais algumas vezes, mas desta vez as massas iniciais 
assim como suas temperaturas foram modificadas, como descritas abaixo: 
 
 Experimento 2: as duas massas iniciais de água foram de 50 gramas e a temperatura da 
água quente aproximadamente 15°C superior à da água em temperatura ambiente. 
 
 Experimento 3: a massa de água em temperatura ambiente foi de 25 gramas, enquanto 
que a massa inicial de água quente foi de 50 gramas. A temperatura da água quente foi de 10°C 
superior à da água em temperatura ambiente. 
 
 Experimento 4: a massa de água em temperatura ambiente foi de 50 gramas, enquanto 
que a massa inicial de água foi de 25 gramas. A temperatura da água quente foi de 10°C superior 
a da água em temperatura ambiente.
 
 Os experimentos de 1 ao 4 foram realizados em duplicatas, ou seja, duas vezes 
consecutivas cada.
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(Imagem 2-Aquecimento da água em manta elétrica - 
Fonte: Arquivo pessoa) 
 
(Imagem 3- Copo térmico com a mistura l - 
Fonte: Arquivo pessoal) 
 
 
2.2.2. Contato entre dois corpos de materiais e temperaturas diferentes 
 Em uma balança analítica pesou-se a amostra de cobre metálico, em seguida pesou-se 
uma massa igual de água destilada em um copo plástico (180 ml), transferiu-se o conjunto copo + 
água para o copo térmico de isopor. Mediu-se a temperatura da água colocando-se o termômetro 
no centro deste copo plástico. Amarrou-se um barbante na amostra metálica a qual 
posteriormente foi mergulhada por 5 minutos em um béquer de 250 ml contendo água destilada 
em ebulição. Após decorrido o tempo descrito anteriormente mediu-se a temperatura máxima da 
água (que é a temperatura do metal também), e retirou-se a amostra metálica da água em ebulição 
e rapidamente mergulhou-se a na água do copo plástico que se encontrava dentro do copo 
térmico, o copo foi fechado com uma tampa com um termômetro. Agitou-se o copo fechado e 
esperou-se a estabilização da temperatura. Este procedimento foi realizado por duas vezes 
consecutivas. 
 
2.2.3. Entalpia de sublimação do gás carbônico (CO2) 
 A princípio pesou-se cerca de 100 gramas de água destilada em copo plástico (180 ml) em 
uma balança analítica, logo após o conjunto copo + água foi introduzido no copo térmico de 
isopor, seguidamente mediu-se a temperatura da água com o termômetro. 
 Posteriormente pesou-se em um copinho de café (50 ml) cerca de 5 gramas de gelo seco. 
Imediatamente após a pesagem transferiu-se o gelo para o conjunto copo + água + copo térmico o 
qual foi fechado rapidamente. Acionou-se um cronômetro neste momento e a cada 60 segundos 
2 
 
registrou-se a temperatura até que o gelo se sublimasse por completo e sua temperatura se 
estabilizasse após a sublimação (cerca de 5 min), como pode ser visto na tabela 10. 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
3.1. Contato entre dois corpos a temperaturas diferentes 
 Abaixo estão dispostos em quatro tabelas de 1 a 4 os dados obtidos nos experimentos 1, 2, 
3 e 4 que foram usados para os cálculos de equilíbrio teórico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Amostra
Massa de água 
no copo (g)
Massa de água 
no béquer (g)
Temperatura 
no copo (°C)
Temperatura 
no béquer (°C)
Temperatura 
de Equilíbrio 
(ºC)
1 50,01 50,01 25,0 35,0 30,5
2 50,01 50,01 25,0 35,0 30,5
Média 50,01 50,01 25,0 35,0 30,5
Tabela 1: Valores das massas e temperaturas do experimento 1.
Amostra
Massa de água 
no copo (g)
Massa de água 
no béquer (g)
Temperatura 
no copo (°C)
Temperatura 
no béquer (°C)
Temperatura 
de Equilíbrio 
(ºC)
1 50,04 50,02 26,8 41,8 33,2
2 50,00 50,02 26,8 41,8 33,0
Média 50,02 50,02 26,8 41,8 33,1
Tabela 2: Valores das massas e temperaturas do experimento 2.
Amostra
Massa de água 
no copo (g)
Massa de água 
no béquer (g)
Temperatura 
no copo (°C)
Temperatura 
no béquer (°C)
Temperatura 
de Equilíbrio 
(ºC)
1 24,86 50,12 25,0 35,0 32,0
2 25,02 50,03 25,0 35,0 32,0
Média 24,94 50,08 25,0 35,0 32,0
Tabela 3: Valores das massas e temperaturas do experimento 3.
6 
3 
 
 
Os procedimentos de 1 ao 4 visam comprovar a primeira lei da termodinâmicaque trata 
do balanço energético entre as energias inicial e final do sistema, a energia fornecida e o trabalho 
realizado pelo sistema, ou seja, podemos afirmar que em qualquer processo termodinâmico 
analisado, a quantidade de calor Q recebida pelo sistema é igual ao trabalho realizado por ele 
mais a variação da energia interna [2]. 
Para se comprovar a primeira lei nos experimentos os dados foram tratados com a 
seguinte equação: 
Teq =
T1m1c1 + T2m2c2
m1c1 + m2c2 
 
Onde 𝑇𝑒𝑞 é a temperatura (°C) no equilíbrio teórico, 𝑇1 (°C) é a média das temperaturas 
da água no copo plástico, 𝑚1 (g) é a média das massas de água no copo plástico, 𝑐1 e 𝑐2 (cal/ (g 
°C)) são os calores específicos para água e possuem o valor igual a 1. 𝑇2 e 𝑚2 é a média das 
temperaturas e a média das massas de água no béquer. 
 Abaixo encontra-se um exemplo do cálculo usando os dados da tabela 3: 
Teq =
(24,94) × (25) × (1) + (50,08) × (35)
(24,94) × (1) + (50,08) × (1)
 
Teq = 31,7 °C 
 As demais temperaturas teóricas dos experimentos 1,2 e 4 estão dispostas na tabela 
seguinte: 
 
 
Amostra
Massa de água 
no copo (g)
Massa de água 
no béquer (g)
Temperatura 
no copo (°C)
Temperatura 
no béquer (°C)
Temperatura 
de Equilíbrio 
(ºC)
1 50,79 25,10 25,0 35,0 27,8
2 50,14 25,01 25,0 35,0 28,6
Média 50,47 25,06 25,0 35,0 28,2
Tabela 4: Valores das massas e temperaturas do experimento 4.
7 
4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Analisando-se as temperaturas experimentalmente em relação às teóricas contidas na 
tabela 5, percebe-se uma pequena variação de uma temperatura para outra, isso pode estar 
relacionado a uma pequena troca de calor do copo térmico de isopor (calorímetro) com o meio 
externo. O calorímetro tem como função impedir que o meio externo interfira nas trocas de calor 
no seu interior, mas se o mesmo não estiver devidamente fechado, pode haver pequenas 
interferências e possíveis variações de temperatura no sistema. 
 
3.2. Contato entre dois corpos de materiais e temperaturas diferentes 
 Abaixo estão dispostos em duas tabelas os dados obtidos nos experimentos 2.2.2, contato 
entre dois corpos de materiais e temperaturas diferentes, que foram usados para calcular os 
calores específicos experimentais dos metais cobre e alumínio: 
 
Experimentos
Temperatura de equilíbrio 
experimental (ºC)
Temperatura de equilíbrio 
teórica (ºC)
1 30,5 30,0
2 33,1 34,3
3 32,0 31,7
4 28,2 28,3
Tabela 5: Temperatura de equilíbrio experimental versos teórica.
Amostra
Massa do 
metal (g)
Massa de água 
no copo (g)
Temperatura 
do metal (°C)
Temperatura 
da água no 
copo (°C)
Temperatura 
de Equilíbrio 
(ºC)
1 48,84 48,82 97,0 25,0 34,0
2 48,84 48,79 96,0 25,0 34,0
Média 48,84 48,81 96,5 25,0 34,0
Tabela 6: Massas e temperaturas para corpos diferentes no Cobre.
8 
5 
 
 
 
 A equação anteriormente utilizada para o cálculo da temperatura de equilíbrio 
experimental também se aplica neste caso: 
 
Teq =
T1m1c1 + T2m2c2
m1c1 + m2c2
 
Onde 𝑇𝑒𝑞 é a média das temperaturas de equilíbrio, 𝑚1 e 𝑚2 são as médias das massas 
de água e do metal respectivamente, 𝑇1 e 𝑇2 são as médias das temperaturas medidas da água e 
do metal e 𝑐1 e 𝑐2 são os calores específicos da água e do metal. 
 Abaixo encontra-se um exemplo do cálculo do calor especifico de um metal usando os 
dados do cobre da tabela 6: 
34,0 =
(48,81) × (25,0) × (1) + (48,84) × (96,5) × (c2)
(48,81) × (1) + (48,84) × (c2)
 
c2 = 0.14 cal/g°C 
 O calor especifico do alumínio obtido nos cálculos assim como o do alumínio estão 
dispostos abaixo em comparação com os calores específicos encontrados na teoria: 
 
 
 
 
 
Amostra
Massa do 
metal (g)
Massa de água 
no copo (g)
Temperatura 
do metal (°C)
Temperatura 
da água no 
copo (°C)
Temperatura 
de Equilíbrio 
(ºC)
1 80,59 80,58 97,0 25,8 38,0
2 80,59 80,59 97,0 25,8 38,1
Média 80,59 80,59 97,0 25,8 38,1
Tabela 7: Massas e temperaturas para corpos diferentes para o Alumínio.
Metais
Temperatura de equilíbrio 
experimental (ºC)
Temperatura de equilíbrio 
teórica (ºC)
Cobre 0,14 0,09
Alumínio 0,21 0,22
Tabela 8: Comparação entre calor específico experimental e Teórico
9 
6 
 
 Comparando-se os calores específicos obtidos através dos dados experimentais e os 
obtidos teoricamente na literatura observa-se uma grande concordância entre os mesmos. Nos 
experimentos anteriores os corpos que trocaram calores entre si eram iguais e apresentavam o 
mesmo calor especifico. No presente experimento os corpos são diferentes, portanto seus calores 
específicos serão diferentes também. Em relação à água percebe-se que o calor de um metal é 
inferior, isso explica o fato do metal se aquecer mais rapidamente do que a mesma, pois a 
quantidade de energia necessária para aquecê-lo é menor. O metal também perde energia mais 
facilmente que a água, logo ele se resfria mais rapidamente, no experimento ele perde energia 
para a água até sua temperatura se igualarem (equilíbrio). 
 
3.3. Entalpia de sublimação do gás carbônico (CO2) 
 Abaixo estão dispostos em duas tabelas os dados obtidos nos experimentos 2.2.3 que 
foram usados para calcular a entalpia de sublimação do CO2: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Amostra
Massa da água 
no copo (g)
Massa do gelo 
seco (CO2) (g)
Temperatura 
inicial da água (°C)
Temperatura final 
da água (°C)
1 100,29 5,55 25,0 18,0
2 100,02 5,76 25,0 18,0
Média 100,16 5,66 25,0 18,0
Tabela 9: Massas e temperaturas para cálculo da entalpia de sublimação do CO2.
Tempo (min) 1º experimento (ºC) 2º experimento (ºC)
1 25,0 25,0
2 23,0 22,5
3 19,0 20,0
4 18,5 19,0
5 18,0 18,0
6 18,0 18,0
7 18,0 18,0
8 18,0 18,0
Tabela 10: Temperatura do sistema gelo seco e água (a cada minuto).
Variação da temperatura ao longo do tempo
10 
7 
 
Decorrido o tempo de 5 minutos a sublimação se fez por completa, a partir daqui percebe-se que a 
temperatura permaneceu constante em 18ºC. Percebe-se que a mesma chegou ao seu fim quando a fumaça 
esbranquiçada assim como a agitação sentida ao toque no copo se cessam. Para a determinação da 
sublimação do gás carbônico (CO2) partiu-se da seguinte equação: 
 
q = m(água) × c(água) × ∆T(tf − ti) 
 Onde q é o calor transferido em caloria (cal) durante o processo, m é a média das massas em 
gramas (g) de água no copo, c é o calor específico em caloria por gramas em célsius (cal/gº C) da água 
(1cal /gº C) e delta tf são as médias das temperaturas finais e ti são as médias das temperaturas inicias. 
Desta forma substituindo os valores da tabela 9 na equação acima: 
q = 100,15 × 1 × ∆T(18,0 − 25,0) 
q = −701,05 cal 
 Sabendo-se o q pode-se usar a seguinte equação para o cálculo da sublimação do CO2: 
∆ H = −
q
n
 
Onde delta H é a sublimação do CO2 𝑞 é o calor transferido durante o processo e 𝑛 é o 
número de mols de 𝐶𝑂2 sublimado. 
 Para se obter o n faz-se a seguinte relação estequiométrica a partir da equação 
estequiométrica abaixo: 
CO2(s) ➔ CO2(g) 
1 mol de CO2 − 44,01 g CO2
 n − 5,65 g de CO2
 
n = 0,13 mol de CO2 
 Substituindo na formula já citada anteriormente temos: 
∆ H = −
701,05
0,13
 
∆ H = 539,69 cal /mol 
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8 
 
 Pode-se obter a entalpia de sublimação em KJ/mol multiplicando-se -539,69 por 4,184 KJ 
obtendo-se assim 22,56 KJ/mol. 
 Comparando-se o valor encontrado com o da literatura o valor está em concordância, pois 
se encontra na margem esperada que é de 22,40 a 29,60 KJ/mol (QUÍMICA NOVA, 1989). 
 
4. CONCLUSÃO 
 Após a realização do estudo da termodinâmica através dos experimentos propostos 
pode-se concluir que o aumento ou diminuição da temperatura influenciará. 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBIOGRÁFICAS 
ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
VOGEL, A.I.; QuímicaAnalítica Qualitativa; Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981. 
http://educacao.globo.com/fisica/assunto/termica/termodinamica.html 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/p5.php 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/fisica/primeira-lei-termodinamica.htm 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/fisica/calor-especifico.htm 
http://quimicanova.sbq.org.br/imagebank/pdf/Vol12No4_376_v12_n4_(11).pdf 
 
12 
http://educacao.globo.com/fisica/assunto/termica/termodinamica.html
http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/p5.php
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/fisica/primeira-lei-termodinamica.htm
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/fisica/calor-especifico.htm
http://quimicanova.sbq.org.br/imagebank/pdf/Vol12No4_376_v12_n4_(11).pdf