Relatório 1 - Calorimetria

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Açailândia – MA, 
2021 
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO 
MARANHÃO – CAMPUS AÇAILÂNDIA 
LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA 6° PERÍODO 
DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
PROF.: ME. ILDEMARA ALINE R. B. DIAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório de Prática I 
Calorímetro 
 
 
Denílson Magalhães Silva 
 
 
 
 
1 
 
 
1. OBJETIVO 
 
Construir um calorímetro 
Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro construído manualmente 
 
 
 
 
 
 
2 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Várias são as aplicações da calorimetria na indústria, na indústria farmacêutica, por 
exemplo, medidas calorimétricas são comumente empregadas para determinar o calor de 
solução, quando um soluto, normalmente sólido, se dissolve em um excesso de solvente. Essas 
medidas são feitas durante todas as fases de uma formulação farmacêutica. (FRIES; HASS; 
PEREIRA, 2012) Já na indústria de alimentos, a calorimetria de alimentos determina o número 
de calorias por grama de um alimento. (TORRES et al., 2000) 
Em um laboratório, as variações de calor nos processos físicos e químicos são medidas 
com um calorímetro. O valor de ∆H pode ser determinado experimentalmente por meio da 
medida do fluxo de calor que acompanha a reação à pressão constante. Geralmente. pode-se 
determinar a magnitude do fluxo de calor por meio da medida da magnitude da variação de 
temperatura que este fluxo de calor produz. A medição do fluxo de calor é denominada 
calorimetria; e o aparelho utilizado para medir o fluxo de calor chama-se calorímetro.(BROWN 
et al., 2016, p. 186) Calorímetro é um equipamento usado para medir o calor das reações 
químicas, ou mudanças físicas, bem como sua capacidade calorífica.(CHANG; GOLDSBY, 
2013, p. 246) Existem vários tipos de calorímetros, desde os mais simples, como o que foi 
utilizado nesta aula prática (Figura 1), aos mais modernos, (figura 2). 
Quanto mais calor um objeto ganha, mais quente ele fica. 
Todas as substâncias têm sua temperatura alterada quando são 
aquecidas, mas a magnitude da variação de temperatura 
produzida por uma determinada quantidade de calor depende da 
identidade da substância.(BROWN et al., 2016, p. 186)
Figura 1. Calorímetro semelhante 
ao que foi utilizado na aula prática Figura 2. Calorímetro industrial 
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3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
• Um copo de isopor com tampa 
• Um palito de cadeira 
• Uma lata de alumínio 
• Um termômetro digital 
• Pêra de borracha 
• Água 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Dois béqueres de 100 mL 
• Dois balões volumétricos de 100 mL 
• Pipeta graduada de 20 mL 
• Solução de HCl 1 
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
• Solução de NaOH 1 
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
4 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Para a execução da prática montou-se um calorímetro utilizando um copo e tampa de 
isopor, um palito de madeira e um termômetro; semelhante ao calorímetro mostrado na figura 
1. 
Inicialmente colocou-se 50 mL de água em temperatura ambiente no calorímetro e 
verificou-se sua temperatura após 30 segundos. Em seguida repetiu-se o mesmo procedimento 
misturando 50 mL de água gelada do bebedouro no calorímetro. 
Por fim preparou-se duas soluções de 100 mL de concentração 1 
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 de NaOH e HCl e 
transferiu-se cada uma das soluções para um balão volumétrico, verificando a temperatura cada 
uma delas. Em seguida misturou-se 50 mL das duas soluções no calorímetro, verificou-se a 
temperatura inicial e logo depois mais cinco vezes, uma vez a cada 30 segundos. 
 
5 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Após 30 segundos, a temperatura da água registrada pelo termômetro foi de 28,5 °C. 
Depois de misturar água gelada com temperatura de 9,9 °C, o termômetro registrou uma 
temperatura inicial de 19,5 °C e após 30 segundos 19,6 °C. O Ccal foi calculado a partir da 
relação entre calor recebido (Qabsorvido) e calor cedido (Qcedido): 
 
Água fria: 
𝑄fria= 𝑚1𝑐 × (𝑡f−𝑡i) 
𝑄fria= 50𝑔 × 1
𝑐𝑎𝑙
𝑔 °𝐶
× (19,6 °𝐶 − 9,9 °𝐶) = 485 𝑐𝑎𝑙 
Água em temperatura ambiente: 
𝑄amb= 𝑚1𝑐 × (𝑡f−𝑡i) 
𝑄amb= 50𝑔 × 1
𝑐𝑎𝑙
𝑔 °𝐶
× (19,6 °𝐶 − 28,5 °𝐶) = −445 𝑐𝑎𝑙 
Capacidade térmica do calorímetro: 
𝐶 =
∆𝑄
∆𝑡
 
𝐶 =
−445 𝑐𝑎𝑙 − 485 𝑐𝑎𝑙
19,6 °𝐶 − 28,5 °𝐶
= 109,49
𝑐𝑎𝑙
°𝐶
 
 
Com isso, determinou-se a capacidade térmica do calorímetro para ser utilizada posteriormente 
que é de 109,49
𝑐𝑎𝑙
°𝐶
. 
Na segunda parte da prática foi determinado o calor de reação de neutralização ácido-base. (a 
reação é mostrada logo abaixo) 
 
 Para isso, verificou-se as temperaturas das duas soluções preparadas anteriormente. Tendo o 
HCl uma temperatura de 28,7 °C e o NaOH 34,4 °C. Após a mistura das duas soluções no 
calorímetro, registrou-se as seguintes temperaturas: 
 
Tabela 1. Temperaturas verificadas após misturar as soluções 
Temperatura 1 Temperatura 2 Temperatura 3 Temperatura 4 Temperatura 5 
32,3 °C 32,3 °C 32,3 °C 32,2 °C 32,2 °C 
 
 
6 
 
O Calor de dissolução do NaOH é obtido através da equação: 
 
∆𝐻 = −[(𝜌 × 𝑉 × 𝑐NaOH× ∆𝑡) + (𝐶calorímetro× ∆𝑡)] 
 
Onde: 
𝜌 – Densidade da solução final 
V – Volume em mL da solução final 
cNaCl – Calor específico do NaOH 
∆𝑡 – Variação da temperatura do calorímetro antes e após a reação. 
C – Capacidade térmica do calorímetro 
 
Substituindo os valores, temos: 
∆𝐻 = − [(4
𝑔
𝑚𝐿
× 100𝑚𝐿 × 0,94
𝑐𝑎𝑙
𝑔°𝐶
× (34,4 − 28,5°𝐶))
+ (109,49
𝑐𝑎𝑙
°𝐶
× (34,4 − 28,5°𝐶))] 
∆𝐻 = −2864,39 𝑐𝑎𝑙 
 
O Calor de neutralização do HCl(aq) pelo NaOH(aq) é dado por: 
 
∆𝐻 = −[(𝜌 × 𝑉 × 𝑐NaCl× ∆𝑡) + (𝐶calorímetro× ∆𝑡)] 
 
∆𝐻 = − [(0,058
𝑔
𝑚𝐿
× 100𝑚𝐿 × 0,21
𝑐𝑎𝑙
𝑔°𝐶
× (32,2 − 28,5°𝐶))
+ (109,49
𝑐𝑎𝑙
°𝐶
× (32,2 − 28,5°𝐶))] 
∆𝐻 = −409,6196 𝑐𝑎𝑙 
 
Considerando que na experiência realizada, a determinação do ∆H envolveu a formação 0,05 
mol de NaCl a partir de 0,05 mol de ácido clorídrico e 0,05 mol de hidróxido de sódio, 
calculando para 1,0 mol de NaCl obteve-se (−8,192 
𝑘𝑐𝑎𝑙
𝑚𝑜𝑙
). Fazendo uma comparação entre o 
valor obtido (−8,192 
𝑘𝑐𝑎𝑙
𝑚𝑜𝑙
) para o calor de neutralização de um ácido forte por uma base forte 
de acordo com base na literatura (− 13,7
𝑘𝑐𝑎𝑙
𝑚𝑜𝑙
), notou-se uma diferença relativamente grande 
indicando um possível erro no experimento. 
7 
 
6. CONCLUSÃO 
 
Como vimos no experimento, as medidas de entalpia das reações são feitas através dos 
calorímetros e nos fornecem informações sobre a natureza química e sobre as energias das 
ligações químicas. O calorímetro é um equipamento usado para medir o calor das reações 
químicas, ou mudanças físicas, bem como sua capacidade calorífica. Muitas reações ocorrem 
com liberação de calor para o ambiente, sendo denominadas exotérmicas. Já outras retiram calor 
do ambiente, com consequente diminuição da temperatura, sendo consideradas endotérmicas. 
É necessário que o equipamento seja manuseado de maneira correta para que não haja erro nos 
dados obtidos. Após a verificação e comparação do resultado obtido com os valores registrados 
na literatura concluiu-se que houve algum erro no experimento; seja na construção do 
calorímetro, ou no manuseio das soluções preparadas em laboratório. 
 
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REFERÊNCIAS 
 
BROWN, T. L. et al. Química: A ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson Education 
do Brasil, 2016. 
CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH Editora Ltda., 
2013. 
FRIES, A. T.; HASS, L. M. M. K.; PEREIRA, C. MÉTODOS TERMOANALÍTICOS 
APLICADOS EM ANÁLISE FARMACÊUTICA INDUSTRIAL. Salão do conhecimento, p. 
4, 2012. 
TORRES, E. A. F. . et al. Composição centesimal e valor calórico de alimentos de 
origem animal. Ciência e Tecnologia de Alimentos, v. 20, n. 2, p. 145–150, ago. 2000.