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Relatório da 2ª Aula Prática de Físico-Química I
Termoquímica
Discentes: @bolzan.studies
Datas de realização da prática: 09/06/2017
Data de entrega do relatório: 16/06/2017
INTRODUÇÃO
Muitos processos físicos e químicos envolvem trocas de calor e variações de temperatura. Tais fenômenos são largamente estudados pela termodinâmica, que é um ramo da física voltado ao estudo de calor e temperatura e suas relações com a energia e o trabalho. Ela define variáveis extensivas ou intensivas, como a energia interna, entropia, pressão, e que podem descrever as características de um corpo. 
A termodinâmica afirma que o comportamento de tais variáveis está sujeito a restrições gerais, que são comuns a todos os materiais, e não as propriedades peculiares e específicas dos mesmos. Estas restrições gerais são expressas em quatro leis pela termodinâmica. 
Inicialmente, a termodinâmica era aplicada a motores de calor e estava voltada a estudos das propriedades térmicas de seus materiais de trabalho, tais como o vapor e o trabalho para aumentar a eficiência e potência de saída dos motores. Mais tarde foi expandida para o estudo das transferências de energia em processos químicos, tais como a investigação dos calores de reações químicas descrita por Germain Hess. 
A partir destes estudos desenvolveu-se a Termodinâmica Química, que hoje é chamada de Termoquímica. Estes estudos descrevem a energia e calor associados a reações químicas e/ou transformações físicas e, particularmente, na interconversão de energia do sistema com o seu entorno. Em complemento aos estudos de entropia, também é usada para prever se uma reação química é espontânea ou não espontânea.
A ciência ou o simples ato de medir as mudanças nas variáveis de estado de um corpo denomina-se calorimetria. Esta tem a finalidade de estudar a transferência de calor associada a alterações de estado causadas, por exemplo, por reações químicas, mudanças físicas, ou transições de fase sob restrições específicas. 
A palavra calorimetria é derivada da palavra latina calori, ou seja, o calor e a palavra grega metron, significando medida de calor. Médico e cientista escocês Joseph Black foi o primeiro a reconhecer a distinção entre calor e temperatura e é dito ser o fundador da ciência da calorimetria.
O calor gerado por qualquer corpo pode também ser medido diretamente por um aparelho denominado calorímetro, que é um instrumento moderno amplamente utilizado e permite que os dados das grandezas térmicas sejam obtidos utilizando pequenas quantidades de amostra do material a ser analisado. 
No procedimento experimental a seguir tem por objetivo a determinação da capacidade térmica de calorímetros e dos calores de algumas reações e em comparação aos cálculos por meio da utilização da Lei Zero da Termodinâmica e da Lei de Hess.
(ATKINS, P.; de PAULA, J. Físico-Química. v.1, 9 ed. LTC, 2012).
PROCEDIMENTOS
EXPERIMENTO 1: Determinação da capacidade térmica de calorímetros
Inicialmente, ao copo do calorímetro, foram transferidos com auxílio de uma pipeta volumétrica, um volume de 100,00 mL de água destilada à temperatura ambiente e colocada a barra magnética (peixinho). A agitação foi iniciada e o termômetro do calorímetro, previamente “setado” e na leitura de temperatura em escala de Graus Celsius, foi inserido à água, que teve sua temperatura verificada e anotada. 
Logo após, uma pipeta volumétrica foi avolumada por 100,00 mL de água destilada e foi vertida em um Becker em cima de uma chapa de aquecimento a qual estava aquecendo a água e um termômetro eletrônico de alta precisão verificava a mesma até que esta chegasse a aproximadamente 60ºC.
Ao atingir a temperatura prevista, a água do bécker foi rapidamente transferida para o copo do calorímetro, que foi tampado. Deixou-se a temperatura estabilizar no termômetro do calorímetro, foi anotada e denotada temperatura de equilíbrio. Repetiu-se o experimento em uma triplicata.
EXPERIMENTO 2: Determinação do calor de neutralização de solução de ácido clorídrico por hidróxido de sódio sólido
Neste experimento, foi utilizado o mesmo calorímetro do experimento descrito no procedimento acima. Este teve seu copo previamente lavado, secado de modo que também abaixasse sua temperatura. O calorímetro teve a sua configuração “setada” na leitura de temperatura em escala de Graus Celsius. 
Ao copo do calorímetro, foi transferido 50,00 mL da solução 1,00 mol/L de ácido clorídrico, com auxílio de uma proveta, e foi colocada a barra magnética. A agitação foi iniciada e o termômetro do calorímetro foi inserido a solução, que teve sua temperatura verificada e anotada. 
Em seguida, uma massa de 2,00 g de hidróxido de sódio foi pesada em uma balança de precisão com o auxílio de um vidro de relógio. O sólido foi rapidamente levado e transferido com a espátula metálica ao copo do calorímetro, que foi tampado. 
Deixou-se a temperatura estabilizar no termômetro do calorímetro, foi anotada e denotada temperatura de equilíbrio. O mesmo procedimento descrito acima também foi realizado uma segunda vez, afim de comparação de resultados e melhor ajuste dos dados obtidos no experimento. 
EXPERIMENTO 3: Determinação do calor de neutralização de solução de ácido clorídrico por solução de hidróxido de sódio
Neste experimento, foi utilizado o mesmo calorímetro do experimento descrito no procedimento acima. Este teve seu copo previamente lavado, secado de modo que também abaixasse sua temperatura. O calorímetro teve a configuração “setada” na leitura de temperatura em escala de Graus Celsius. 
Ao copo do calorímetro, foram transferidos 50,00 mL da solução 1,00 mol/L de ácido clorídrico com auxílio de uma proveta e foi colocada a barra magnética. A agitação foi iniciada e o termômetro do calorímetro foi inserido a solução, que teve sua temperatura verificada e anotada. 
Em seguida, foram transferidos 50,00 mL da solução 1,00 mol/L de hidróxido de sódio com auxílio de outra proveta também para o copo do calorímetro, que foi tampado. Deixou-se a temperatura estabilizar no termômetro do calorímetro, foi anotada e denotada temperatura de equilíbrio. Os mesmos procedimentos descritos acima também foram realizados novamente, afim de comparação de resultados e melhor ajuste dos dados obtidos no experimento. 
EXPERIMENTO 4: Determinação do calor de dissolução do hidróxido de sódio em água
Neste experimento, foi utilizado o mesmo calorímetro do experimento descrito no procedimento acima. Este teve seu copo previamente lavado, secado de modo que também abaixasse sua temperatura. O calorímetro teve a sua configuração “setada” na leitura de temperatura em escala de Graus Celsius. 
Ao copo do calorímetro, foram transferidos 100,00 mL de água destilada com auxílio de uma proveta e colocada a barra magnética. A agitação foi iniciada e o termômetro do calorímetro foi inserido a água, que teve sua temperatura verificada e anotada. 
Em seguida, uma massa de 4,00 g de hidróxido de sódio foi pesada em uma balança de precisão com o auxílio de um vidro de relógio. O sólido foi rapidamente levado e transferido com a espátula metálica ao copo do calorímetro, que foi tampado. 
Deixou-se a temperatura estabilizar no termômetro do calorímetro, foi anotada e denotada temperatura de equilíbrio. Os mesmos procedimentos descritos acima também foram realizados uma segunda vez, afim de comparação de resultados e melhor ajuste dos dados obtidos no experimento. 
RESULTADOS, TRATAMENTO DE DADOS E DISCUSSÃO:
EXPERIMENTO 1: Determinação da capacidade térmica de calorímetros
A determinação da capacidade térmica dos conjuntos calorimétricos utilizados no experimento segue os princípios da Termodinâmica, a partir das bases de conhecimento conceitual dos mesmos e, principalmente, de sua Lei Zero. 
Os conjuntos calorimétricos serão considerados isolados termicamente, ou seja, a soma algébrica dos calores sensíveis envolvidos numa transformação é igual a zero. Sendo assim, é possível determinar alguns parâmetros dos calorímetros utilizados. Para isso, seguem os dados obtidos noexperimento:
Tabela 1 – Conjunto de dados obtidos no experimento 1
	
	Calorímetro 1
	Calorímetro 2
	Tágua fria
	27,50ºC
	27,70ºC
	Tágua quente
	67,00ºC
	67,00ºC
	Tequilíbrio
	16,00ºC
	15,60ºC
	Desprezando trocas de calor entre as massas de água e os calorímetros, esperam-se outros valores de temperaturas de equilíbrio. Levando-se em conta que cada volume de água utilizado foi de 100,00 mL e sua densidade é 1 g/cm³, verifica-se a massa de 100,00 g para cada. Como descrito nas literaturas (1), o calor específico da água equivale a 1 cal/ºC. 
Para fins comparativos, utilizando os dados do calorímetro 1 (primeira vez), têm-se:
Qágua fria + Qágua quente = 0
Como Q = m.c.T, temos:
máguafria.cágua.(Tequilíbrio – Tágua fria) + máguaquente.cágua.(Tequilíbrio – Tágua quente) = 0
100,00.1.(Tequilíbrio – 27,50) + 100.1.(Tequilíbrio – 67,00) = 0
Tequilíbrio1 = 47,25ºC
Com os dados do calorímetro 2 (segunda vez), obtém-se:
Qágua fria + Qágua quente = 0
máguafria.cágua.(Tequilíbrio – Tágua fria) + máguaquente.cágua.(Tequilíbrio – Tágua quente) = 0
100,00.1.(Tequilíbrio – 27,70) + 100,00.1.(Tequilíbrio – 67,00) = 0
Tequilíbrio2= 47,70ºC
No calorímetro 1, a temperatura de equilíbrio foi menor do que a calculada indicando perda de calor que possivelmente ocorreu no caminho de transferência do Becker com água quente, uma vez que as paredes de vidro do Becker não são recipientes adiabáticos, além de considerar as trocas de calor entre as massas de água e os conjuntos calorimétricos em questão.
No calorímetro 2, a temperatura de equilíbrio foi maior do que a calculada indicando um ganho de calor que é um possível erro ocasionado pelo termômetro não aferido corretamente.
Os valores experimentais de temperatura assumem uma parcela na soma algébrica dos calores sensíveis e, desta maneira, podem-se determinar as capacidades térmicas (C) dos mesmos. 
Tomemos Qcalorímetro1 como o calor absorvido pelo conjunto calorimétrico 1 e Qcalorímetro2 como o calor absorvido pelo conjunto calorimétrico 2. De acordo com a Lei Zero da Termodinâmica, se a água fria estava em equilíbrio com cada conjunto calorimétrico, suas temperaturas iniciais são iguais. Logo:
Qágua fria + Qágua quente + Qcalorímetro1 = 0
máguafria.cágua.(Tequilíbrio – Tágua fria) + máguaquente.cágua.(Tequilíbrio – Tágua quente) + C1.(Tequilíbrio – Tágua fria) = 0
100,00.1.(16,00 – 27,50) + 100,00.1.(16,00 – 67,00) + C1.(16,00 – 27,50) = 0
100,00.11,5 + 100,00.(-51,00) + C1.11,50 = 0
1150,00 – 5100,00 + 11,50.C1 = 0
11,50.C1 = 3950,00
C1 = 343,37 cal/ºC 
C1 = 1437,34 J/K
Analogamente, para o calorímetro 2, tem-se:
Qágua fria + Qágua quente + Qcalorímetro2 = 0
máguafria.cágua.(Tequilíbrio – Tágua fria) + máguaquente.cágua.(Tequilíbrio – Tágua quente) + C2.(Tequilíbrio – Tágua fria) = 0
100,00.1.(44,00 – 25,90) + 100,00.1.(44,00 – 60,00) + C2.(44,00 – 25,90) = 0
100,00.18,10 + 100,00.(-16,00) + C2.18,10 = 0
1810,00 – 1600,00 + 18,10.C2 = 0
18,10.C2 = - 210,00
C2 = - 11,60cal/ºC 
C2 = - 48,53 J/K
Como o calorímetro 2, apresentou um valor de capacidade térmica negativo, o que é algo irreal, devido a erros, como por exemplo a aferição do termômetro. Vamos desconsidera-lo nos experimentos seguintes.
EXPERIMENTO 2: Determinação do calor de neutralização de solução de ácido clorídrico por hidróxido de sódio
A determinação do calor da reação ocorrida no experimento segue os princípios da Termoquímica, a partir das bases de conhecimento conceitual da mesma, aliadas aos conhecimentos dos conceitos de calorimetria. A equação da reação ocorrida no experimento pode ser descrita por:
HCℓ (aq) + NaOH (s)→NaCℓ (aq) + H2O (ℓ)
A partir das variações de temperatura ocorridas nos copos dos calorímetros, pode-se determinar o calor da reação em questão. Portanto, segue o resultado da medição de temperatura e a capacidade térmica do calorímetro 1, obtida no experimento acima.
Tabela 2 – Conjunto de dados obtidos no experimento 2
	
	Calorímetro 1
	THCl
	27,40ºC
	Tequilíbrio
	44,00ºC
	Ctérmica
	35,05 cal/ºC
Como o conjunto calorimétrico será considerado isolado termicamente, a soma algébrica dos calores sensíveis envolvidos numa transformação é igual a zero. Levando-se em conta que o volume de solução do meio utilizada foi de 50,00 mL, pode-se considerar arbitrariamente que sua densidade e seu calor específicos são iguais aos da água, porque o ácido clorídrico está diluído no meio.
Sendo assim, as massas de solução do meio foram equivalem a 50,00 g e seus calores específicos equivalem a 1 cal/g.ºC. O calor de reação pode ser denotado como variação entalpia de reação (ΔHr). Então:
Qreação+ Qmeio + Qcalorímetro1 = 0
ΔHr1 + mmeio.cmeio.(Tequilíbrio – THCℓ) + C1.(Tequilíbrio – THCℓ) = 0
ΔHr1 + (mHCℓ + mNaOH).cHCℓ.(Tequilíbrio – THCℓ) + C1.(Tequilíbrio – THCℓ) = 0
ΔHr1 + (50,00 + 2,00).1.(44,00– 27,40) + 35,05.(44,00 – 27,40) = 0
ΔHr1 + 52,00.1.16,60 + 35,05.16,60 = 0
ΔHr1 + 863,20 + 581,83 = 0
ΔHr1 = - 1445,03 cal
ΔHr1 = - 6040,22 J
Para melhor determinação da eficiência do experimento, deve-se conhecer a variação entalpia molar de reação, ou seja, a quantidade de calor envolvida numa reação de neutralização de 1 mol de ácido clorídrico para 1 mol de hidróxido de sódio. Como a massa de hidróxido utilizada foi 2,00 g, a variação de entalpia molar (ΔHmolar) está correlacionada com o calor envolvido na reação de ácido com 40,00 g da base. Portanto, para a reação do primeiro calorímetro tem-se:
ΔHmolar = = = - 120,804 kJ/mol
	Na literatura(2) utilizada como referência, verifica-se a variação de entalpia-padrão para neutralização do ácido clorídrico em solução aquosa e hidróxido de sódio sólido como:
HCℓ (aq) + NaOH (s)→NaCℓ (aq) + H2O (ℓ)ΔHo = - 99,00 kJ/mol (25ºC e 1 atm)
	Os valores de variação de entalpia molar encontrados apresentam erro relativo de aproximadamente 30%. Tais erros estão associados as perdas no processo como, por exemplo, massa de NaOH ter ficado retida na espátula de pesagem na transferência para o copo do calorímetro. Também se atribuem ao fato do NaOH reagir com a água do ar atmosférico, aos erros no preparo da solução de ácido clorídrico e ao fato da temperatura da reação descrita no experimento não ser igual a temperatura de condição padrão. 
Contudo, o fato de maior parcela na verificação de tal erro é o tratamento de dados realizado. A solução aquosa de ácido clorídrico foi neutralizada formando uma solução aquosa de cloreto de sódio. Esta possui densidade diferente da água, o que confere uma massa de solução diferente da massa de 50,00 g utilizada nos cálculos.
Isto indica que, de fato, o meio aquoso reacional tende a absorver menos calor do que descrito pelos cálculos e levaria a valores menores, em módulo, de calor de reação e, por consequência, menores valores de variação de entalpia molar para as reações.
EXPERIMENTO 3: Determinação do calor de neutralização de solução de ácido clorídrico por solução de hidróxido de sódio
A determinação do calor da reação corrida no experimento segue os princípios da Termoquímica, a partir das bases de conhecimento conceitual da mesma aliadas aos conhecimentos dos conceitos de calorimetria. A equação da reação ocorrida no experimento pode ser descrita por:
HCℓ (aq) + NaOH (aq) → NaCℓ (aq) + H2O (ℓ)
A partir das variações de temperatura ocorridas nos copos dos calorímetros, pode-se determinar o calor da reação em questão. Portanto, segue o resultado da medição de temperatura e a capacidade térmica do calorímetro 1, obtido no experimento 1.
Tabela 3 – Conjunto de dados obtidos no experimento 3
	
	Calorímetro 1
	THCℓ = TNaOH
	26,20ºC
	Tequilíbrio
	32º,40ºC
	Ctérmica
	35,05 cal/ºC
Utilizando o mesmo tratamento de dados utilizado na discursão do experimento 2, pode-se arbitrariamente atribuir a densidade do meio o valor de 1 g/cm³ e ao calor específico valor de 1 cal/g.ºC. Sendo assim, as massas de solução de ácido foram de 50,0 g e de solução de base foram de 50,00 g, totalizando 100,00 g de massa do meio reacional. O calor de reação pode ser denotado como variação entalpia de reação (ΔHr). Então:Qreação+ Qmeio + Qcalorímetro1 = 0
ΔHr1 + mmeio.cmeio.(Tequilíbrio – THCℓ) + C1.(Tequilíbrio – THCℓ) = 0
ΔHr1 + (mHCℓ + mNaOH).cmeio.(Tequilíbrio – THCℓ) + C1.(Tequilíbrio – THCℓ) = 0
ΔHr1 + (50,00 + 50,00).1.(32,40 – 26,20) + 35,05.(32,40 – 26,20) = 0
ΔHr1 + 100,00.1.6,20 + 35,05.6,20 = 0
ΔHr1 + 620,00 + 217,30 = 0
ΔHr1 = - 837,31 cal
ΔHr1 = - 3503,42 J
Para melhor determinação da eficiência do experimento, deve-se conhecer a variação entalpia molar de reação, ou seja, a quantidade de calor envolvida numa reação de neutralização de 1 mol de ácido clorídrico para 1 mol de hidróxido de sódio. 
Como a concentração das soluções utilizadas era 1,00 mol/L e foram utilizados 50,00 mL de cada, a reação ocorreu na proporção de 0,05 mol de ácido para 0,05 mol de base. Portanto, para a reação do primeiro calorímetro tem-se:
ΔHmolar = = = - 70,068 kJ/mol
	Na literatura (2) utilizada como referência, verifica-se a variação de entalpia-padrão para neutralização do ácido clorídrico aquoso e hidróxido de sódio aquoso como:
HCℓ (aq) + NaOH (aq)→NaCℓ (aq) + H2O (ℓ)ΔHo = - 57 kJ/mol (25ºC e 1 atm)
	
Os valores de variação de entalpia molar encontrados apresentam erro relativo de aproximadamente 22,92%. Tal erro está associado as perdas no processo, erros no preparo da solução de ácido clorídrico e da solução de hidróxido de sódio e também ao fato da temperatura da reação descrita no experimento não ser igual a temperatura de condição padrão. 
Porém, o fato de maior parcela na verificação de tal erro é o tratamento de dados realizado. A solução aquosa do meio reacional possui densidade diferente da água, o que confere uma massa de solução diferente da massa de 100,00 g utilizada nos cálculos de determinação de calor. 
Isto indica que, de fato, o meio aquoso reacional tende a absorver menos calor do que descrito pelos cálculos e levaria a valores menores, em módulo, de calor de reação e, por consequência, menores valores de variação de entalpia molar para as reações.
EXPERIMENTO 4: Determinação do calor de dissolução do hidróxido de sódio em água
A determinação do calor de dissolução do hidróxido de sódio em água pode ser determinado de forma direta ou indireta. A forma indireta contempla a Lei de Hess, utilizando duas semi-equações com variações de entalpias pré-determinadas. Já a direta, é determina o calor baseado em cálculos de Calorimetria, realizando a reação em questão e medindo suas trocas de calor, como realizado nas discursões anteriores.
As literaturas** indicam a seguinte equação química para a reação em questão e sua variação de entalpia:
NaOH (s) + H2O (ℓ)→NaOH (aq)ΔHo = - 42,00 kJ/mol (25ºC e 1 atm)
Utilizando os dados dos experimentos anteriores, pode-se determinar o calor de dissolução do hidróxido de sódio de forma indireta e, em seguida, comparar seu valor com o valor da determinação de forma direta. Desta maneira pode-se prever qual método seria mais eficaz na determinação de variações de entalpia-padrão e os erros associados a cada um dos processos descritos. Então, utilizando a Lei de Hess e os dados anteriores, tem-se no primeiro calorímetro que:
	HCℓ (aq) + NaOH (s)→NaCℓ (aq) + H2O (ℓ)
	ΔHc1 = - 120,804 kJ/mol
	HCℓ (aq) + NaOH (aq)→NaCℓ (aq) + H2O (ℓ)
	ΔHc1 = - 70,068 kJ/mol
Pela Lei de Hess:
	HCℓ (aq) + NaOH (s)→NaCℓ (aq) + H2O (ℓ)
	ΔHc1 = - 120,8 kJ/mol
	NaCℓ (aq) + H2O (ℓ)→ HCℓ (aq) + NaOH (aq)
	ΔHc1 = +70,068kJ/mol
	NaOH (s) → NaOH (aq)
	ΔHc1 = - 50,73 kJ/mol
	
	
Utilizando o método indireto, a determinação de variação de entalpia apresenta um erro relativo de aproximadamente 40,13%. Este grande erro está atrelados ao fato de serem utilizados dois procedimentos distintos para a determinação dos calores e das variações de entalpia. Erros cometidos nos procedimentos e nos tratamentos de dados anteriores se associaram de modo a tornar este método pouco preciso e pouco exato. 
Na forma direta de determinação, espera-se que erros eventuais sejam menores que na forma indireta. Portanto, faz-se necessário conhecer os dados obtidos na dissolução do hidróxido de sódio que ocorreu no copo do calorímetro. Adotando-se os mesmos tratamentos de dados realizados nas discursões anteriores, verifica-se:
Tabela 4 – Conjunto de dados obtidos no experimento 4
	
	Calorímetro 1
	TH2O
	26,00ºC
	Tequilíbrio
	35,40ºC
	Ctérmica
	35,05 cal/ºC
Logo:
Qreação+ Qmeio + Qcalorímetro1 = 0
ΔHr1 + mmeio.cmeio.(Tequilíbrio – THCℓ) + C1.(Tequilíbrio – THCℓ) = 0
ΔHr1 + (mH2O + mNaOH).cmeio.(Tequilíbrio – THCℓ) + C1.(Tequilíbrio – THCℓ) = 0
ΔHr1 + (100,00 + 4,00).1.(35,40 – 26,0) + 35,05.(35,40 – 26,00) = 0
ΔHr1 + 104,00.1.9,40 + 35,05.9,40 = 0
ΔHr1 + 977,60 + 329,47 = 0
ΔHr1 = - 1307,07 cal
ΔHr1 = - 5468,77 J
A massa de hidróxido de sódio utilizada foi de 4,00 g, equivalente a 0,10 mol. Portanto, para a reação do primeiro calorímetro tem-se:
ΔHmolar = = = - 54,687 kJ/mol
Utilizando o método direto, a determinação de variação de entalpia para o primeiro calorímetro apresenta um erro relativo de 7,62%. Este erro é expressivamente menor que os erros descritos no cálculo da forma indireta. Isto se dá devido ao fato de o método direto não permitir um número tão grande de associação de erros. Analiticamente, os erros descritos são causados por perdas de hidróxido de sódio nas paredes do copo do calorímetro e no vidro de relógio no momento da pesagem, pois o sólido em questão apresenta intenso caráter higroscópico. 
A maior contribuição para tais erros está no tratamento de dado, feito com diversas arbitrariedades, como: aproximação do calor específico de soluções para 1cal/g.ºC, aproximação das massas de solução e suas densidades para as da água e também arredondamentos. Outros fatores, porém de menor contribuição, são as perdas dos aparelhos utilizados e suas exatidões e o modo de preparo e armazenamento dos reagentes utilizados.
CONCLUSÃO
	Em síntese, a prática apresentou diversos erros associados a múltiplos fatores, tais como o modo do preparo das soluções, a erros de técnicas básicas de laboratório como calibragem da balança e aferição do termômetro, uso de valores aproximados entre outros.
O conjunto calorimétrico 2, apresentou uma capacidade térmica negativa, errônea, o que indica erros na análise e na coleta de dados. Os dados que foram utilizados para os cálculos dos experimentos seguintes foi o do calorímetro 1.
O calorímetro 1 apresentou altos índices de erros relativos. Estes ocorreram devido a erros nos procedimentos experimentais gerados pelos analistas. Melhorando a qualidade analítica das soluções utilizadas e reduzindo arbitrariedades no tratamento de dados realizado, pode-se chegar a valores mais exatos e mais precisos para os mesmos procedimentos.
Diante dos aspectos analisados, o conceito da Termodinâmica é utilizado em práticas laboratoriais sendo utilizado para prever/determinar de diversas grandezas. No procedimento experimental a aplicação da Lei Zero da Termodinâmica e da Lei Hess foram eficientes na observação e determinação de capacidades térmicas de conjuntos calorimétricos e calores de reações.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· (1)ATKINS, P.W.; DE PAULA, J. Físico-Química, 7ª ed., Livros Técnicos e Científicos Editora Ltda., vol. único, 2004.
· (2)BRADY,J.;HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. Único, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos. Editora S.A., 1986. 
· CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. Tradutores: Cristina Maria Pereira dos Santos, Roberto de Barros Faria, LTC, 2014.
· HEIN, Morris; ARENA, Susan, Fundamentos de Química Geral. Tradutor: Geraldo Gerson Bezerra de Souza, Roberto de Barros Faria, 9ª Edição, LTC, 1996.
· Capacidade Térmica – UFRGS. Disponível em: <www.if.ufrgs.br/~dschulz/web/capacidade_termica.htm>. Acesso em junho de 2016.
· Leis da Termodinâmica – UFSM. Disponível em: <www.if.ufrgs.br/~dschulz/web/leis_termodinamica.htm>. Acesso em junho de 2016.