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CALOR DE REAÇÃO E CALOR DE
SOLIDIFICAÇÃO
Jair Silva Duarte
Félix Kohler Radünz
Taylor de Ávila Rodrigues
Orientadores: Adm. Prof. Alex Fabiano Jaskulska Bernardes
Eng.(a) Raquel Ribeiro Focking Boeira
Centro Universitário Leonardo da Vinci - UNIASSELVI
Engenharia de Produção (ENG.0021)
24/10/2016
RESUMO
Buscamos com este trabalho, estabelecer um entendimento conciso sobre a energia gerada ou
absorvida por um corpo na forma de calor. Primeiramente faremos menção ao conceito da
calorimetria, sendo esta uma ramificação da termologia e responsável pelos problemas
encontrados em troca de calor em diversos sistemas, entre meios e temperaturas diferentes. Faz-se
em seguida uma correlação entre as entalpias e as variações que tornam possível a manipulação
de fórmulas e gráficos, que ajudam a melhorar o controle na liberação ou absorção de calor por
um determinado corpo ou substância. Elabora-se um relatório descrevendo todos os passos do
experimento realizado na prática simulada, com detalhamento dos materiais que puderam fazer a
diferença na mensuração de dados e assegurar os objetivos esperados. Na sequência, elaboramos
as respostas do questionário da prática, com a resolução dos problemas propostos, bem como o
balanço das equações que tornam possível o equilíbrio térmico, das substâncias representados em
cálculos e sinais específicos. Logo em seguida apresentamos a folha de dados coletados no
experimento da prática. Nas considerações finais apontamos alguns problemas e eventuais
dificuldades durante a elaboração do experimento, e ainda sugerimos caminhos que podem
melhorar a eficiência do processo, com emprego de recursos e artefatos simples, no intuito de
buscar resultados mais precisos.
Palavras-chave: Entalpia. Calor. Combustão. Solidificação. Parafina.
1 INTRODUÇÃO
Neste trabalho foram utilizados instrumentos simples de laboratório, para a extração de
dados e entendimento de como funciona a combustão da vela e sua solidificação, podendo assim
calcular as variações de entalpia.
Inicialmente buscamos compreender a natureza da calorimetria de forma simples e prática,
para em um segundo momento iniciarmos com um entendimento mais aprofundado sobre as
variações de entalpia, material muito importante na aplicação Lei de Hess.
2
Assim usamos todo conhecimento adquirido durante os experimentos da prática e pesquisas
bibliográficas, para dominar de forma correta a aplicação da Lei de Hess e encontrar possíveis
melhorias para a implementação de novos testes, com resultados mais precisos.
2 CALORIMETRIA
Podemos definir de forma simples, como sendo a calorimetria uma forma de mensurar o
calor de um corpo ou substância, um ou mais corpos com volume e massa diferentes, transferem
calor um a outro, até que haja um ponto de equilíbrio da temperatura entre eles
De acordo com Silva (2015): “A calorimetria é a ciência que estuda o calor. Calor é uma
forma de energia em trânsito, ou seja, é a energia transferida de um corpo com maior temperatura
para um corpo de menor temperatura”.
FIGURA 1 - EQUILÍBRIO TÉRMICO
FONTE: (SILVA, 2015)
Quando nos referimos a calor, estamos tratando somente a energia que é transferida,
e não o calor que um corpo já possui. Podemos defini-los da seguinte forma:
“TROCAS DE CALOR. A definição de calor é usada apenas para indicar a energia que
está sendo transferida, e não a energia que o corpo possui. A unidade de medida da
quantidade de calor Q no Sistema Internacional (SI) é o joule.
CALOR SENSÍVEL. Quando há variação de temperatura sem que haja variação do estado
físico da matéria, dizemos que o calor é sensível. Podemos calcular o calor sensível pela
equação: Q = m. c. ∆t.
Onde:Q = quantidade de calor m = massa do corpo c = calor específico ∆T = variação da
temperatura. Calor específico é a quantidade de calor necessária para a variação unitária da
temperatura na unidade de massa. O Calor específico é uma grandeza que depende da
composição de cada substância.
3
Capacidade Térmica. É a quantidade de calor que produz no corpo uma variação unitária
de temperatura. Matematicamente podemos escrever a capacidade térmica pela equação:
Q = C. ∆T Onde: C = Capacidade Térmica Q = Quantidade de Calor cedida ou recebida
pelo corpo ∆T = Variação da Temperatura No SI, a unidade de medida da capacidade
térmica é J/K (joule por Kelvin). (SILVA, 2015).
3 A LEI DE HESS
A Lei de Hess, que trata da variação de entalpia que acontece em uma reação química,
levando-se em conta somente o estado inicial e estado final desta reação, independente dos
caminhos envolvidos nesta reação.
Esta forma de calcular a entalpia de uma reação desconhecida, foi descoberto pelo químico
suíço Germain Henri Hess, ele começou as pesquisas em reações termoquímicas em 1938, e
descobriu que: o calor de neutralização entre um ácido e uma base em solução aquosa era o mesmo,
independentemente se ele adicionasse primeiro o ácido à água e depois a base, ou se fizesse o
contrário. Com isto ele concluiu que a soma dos calores obtidos a várias concentrações diferentes de
ácido ou da base, eram sempre constante.
“A variação de entalpia envolvida em uma reação química, sobre certas condições
experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial e final dos produtos, seja a reação
executada diretamente em uma única etapa ou indiretamente em uma série de etapas”. (FOGAÇA,
2015).
Para que possamos compreender como tudo isto funciona, e qual a aplicação da Lei de Hess
segundo publicação de Fogaça(2015).
“A principal utilidade da Lei de Hess é que ela nos permite determinar a variação de
entalpia envolvida em reações diretas por meio da combinação de várias equações
químicas, cujos valores das variações de entalpia são conhecidos. Depois basta somar
esses valores para determinar o calor da reação direta desejada.
Para tal, as equações termoquímicas devem ser consideradas como se fossem equações
matemáticas, sendo possível multiplicar, dividir ou inverter as equações a fim de igualar os
coeficientes estequiométricos e chegar à equação desejada.
Veja um exemplo de como isso pode ser feito: vamos considerar que desejamos determinar
a variação de entalpia da formação do acetileno na equação direta abaixo: 2 C(grafite) + 2
H2(g) → C2H4(g) ΔH= ?
Para conseguir descobrir o calor envolvido na reação acima, vamos trabalhar com o
seguinte conjunto de equações, cujos valores das variações de entalpia foram determinados
experimentalmente por meio de um calorímetro:
I - C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(?) ΔH= -1409,5 kJ
II. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH= -393,3 kJ
III. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH= -285,5 kJ
4
Observe que, na equação direta, o acetileno (C2H4) está no produto, então precisamos
inverter a equação I. Lembre-se de que, quando invertemos uma equação
termoquímica, temos que inverter também o sinal do ΔH:
I - 2 CO2(g) + 2 H2O(?) → C2H4(g) + 3 O2(g) ?H= +1409,5 kJ
II. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH= -393,3 kJ
III. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH= -285,5 kJ
Outro ponto observado é que temos que anular as moléculas de CO2 que estão em membros
opostos, mas visto que seus coeficientes estequiométricos são diferentes, precisaremos
multiplicar a equação II por 2 para igualá-los.
I - 2 CO2(g) + 2 H2O(l) → C2H4(g) + 3 O2(g) ΔH= +1409,5 kJ
II. 2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ΔH= -786,6 kJ
III. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH= -285,5 kJ
Isso também é feito com a equação III porque é necessário ter 1 molécula de O2 no primeiro
membro, e não ½ O2 (pois vamos somar com as duas moléculas na equação II, dando um
total de 3, e, assim, poderemos anular com o 3 O2 da equação I). Também é preciso ter duas
moléculas de água e duas moléculas de gás hidrogênio para ficar igual à equação-problema:
I - 2 CO2(g) + 2 H2O(l) → C2H4(g) + 3 O2(g) ΔH= +1409,5 kJ
II. 2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ΔH= -786,6 kJ
III. 2 H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(l) ΔH= -571,0 kJ
Agora basta somar as equações acima para chegar à equação-problema:
I - 2 CO2(g) + 2 H2O(l) → C2H4(g) + 3 O2(g) ΔH= +1409,5 kJ
II. 2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ΔH= -786,6 kJ
III. 2 H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(l) ΔH= -571,0 kJ
2 C(grafite) + 2 H2(g) → C2H4(g) ΔH = (- 1409,5) + (- 786,6)+ (-571) = + 51,9 kJ
Pronto, descobrimos que a entalpia de formação de 1 mol de acetileno é + 51,9 kJ.”
4 DEFINIÇÃO DE ENTALPIA
É a quantidade de energia de uma determinada reação, onde se pode calcular o calor de um
sistema através de sua variação.
“A variação da Entalpia está na diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes,
sendo assim, o calor de uma reação corresponde ao calor liberado ou absorvido em uma
reação, e é simbolizado por ∆ H, veja como se calcula: Δ Htotal = ΔH final – ΔH inicial
A variação da entalpia pode ser determinada pela equação acima, e depende da temperatura,
pressão, estado físico, número de mol e da variedade alotrópica das substâncias.
Em algumas reações químicas (não sintetizadas), não é possível calcular o valor de
Δ H, o que faz com que sua entalpia seja conhecida através da entalpia de outras reações,
daí entra a Lei de Hess: em uma reação a variação de entalpia é a mesma, independente da
etapa em que a reação ocorre.
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Com o intuito de se calcular a entalpia de reações, foi criada uma forma padrão de realizar
comparações, chamada entalpia-padrão, para que as entalpias sejam comparadas de acordo
com uma da mesma condição, o que leva o nome de estado-padrão”. (SOUZA, 2015).
4.1 ENTALPIA DE FORMAÇÃO
A entalpia de padrão de formação, ou também chamado de calor de formação, é a entalpia
que acontece na formação de 1 mol de uma substância, que correspondam com as outras substâncias
em seu estado padrão. Um exemplo é a reação de um mol de hidrogênio (H2), com uma molécula
isolada de oxigênio(1/2O2) na formação de água no estado liquido:
H2(g)+12O2(g)→H2O(l) ΔH = -286,6 kJ/mol (25 °C, 1 atm)
4.2 ENTALPIA DE COMBUSTÃO
A entalpia de combustão está mais diretamente ligada ao tema proposto neste trabalho, que
trata da variação de entalpia que acontece na combustão total de 1 mol de uma substância,
considerando que todas as outras substâncias envolvidas na reação estejam em seu estado padrão.
As reações de combustão são sempre exotérmicas, porque liberam calor para a vizinhança, e desta
forma a variação de entalpia será negativo. Como podemos ver no exemplo de combustão de 1 mol
de gás metano: CH4(g)+2O2(g)→CO2(g)+H2O(l) ΔH= -889,5 kJ/mol.
4.3 ENTALPIAS DE MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO
As mudanças de estado são processos físicos acompanhados de variação de entalpia. Por
exemplo, para que o gelo passe para o estado líquido é necessário que absorva calor, sendo,
portanto um processo endotérmico.
4.3.1 ENTALPIA DE FUSÃO
Denomina-se de entalpia de fusão ao calor absorvido na fusão de 1 mol da substância sólida.
Exemplo: H2O (s) H2O (l) ∆H = 7,3 KJ. A água líquida tem entalpia maior que o gelo.
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4.3.2 ENTALPIA DE SOLIDIFICAÇÃO
Denomina-se entalpia de solidificação ao calor liberado na solidificação de 1 mol da
substância líquida. Exemplo: H2O (l) H2O (s) ∆H = -7,3 KJ. É o processo inverso à fusão. A
entalpia de solidificação é numericamente igual a entalpia de fusão (sinais contrários)
4.3.3 ENTALPIA DE VAPORIZAÇÃO
Denomina-se entalpia de vaporização ao calor absorvido na vaporização de 1 mol da
substância líquida. Exemplo: H2O (l) H2O (v) ∆H = 44 KJ. O vapor de água tem entalpia maior
que a água líquida.
4.3.4 ENTALPIA DE LIQUEFAÇÃO
Denomina-se de entalpia de liquefação ao calor liberado na liquefação de 1 mol da
substância no estado gasoso. Exemplo: H2O (g) H2O (l) ∆H = - 44 KJ. É o processo inverso à
vaporização.
5 REAÇÕES EXOTÉRMICAS E ENDOTERMICAS
Todas as reações químicas e bioquímicas liberam ou absorvem energia do ambiente de
alguma forma. Os processos que liberam calor são denominados exotérmicos e os que absorvem
calor de um corpo, são denominados endotérmicos.
5.1 REAÇÕES EXOTÉRMICAS
O prefixo “exo” significa para fora, com a liberação de calor do sistema a energia diminui.
Portanto a entalpia dos produtos será sempre menor do que a entalpia dos reagentes. (HP < HR),
neste caso a variação de entalpia resultará em valores negativos (∆H < 0).
FIGURA 2 - GRÁFICO DE REAÇÃO EXOTÉRMICA
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FONTE: (FOGAÇA, 2015)
5.2 REAÇOES ENDOTÉRMICAS
O prefixo “endo” significa para dentro, quando o calor é absorvido e a temperatura do
sistema passa a aumentar. Neste caso a entalpia dos produtos será sempre maior do que a entalpia
dos reagentes. (HP > HR), esta variação de entalpia resultará em valores positivos (∆H > 0).
FIGURA 3 - GRÁFICO DE REAÇÃO ENDOTÉRMICA
FONTE: (FOGAÇA, 2015)
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6 MÉTODOS EMPREGADOS NO EXPERIMENTO
6.1 CALOR DE COMBUSTÃO DA VELA
Primeiramente anotamos a massa de uma vela com suporte (vidro de relógio), para isto
utilizamos uma balança digital com precisão de 0,01g. Também anotamos a massa de uma lata
pequena vazia, neste caso utilizamos uma lata genérica de refrigerante, em alumínio, que foi
preenchida com 2/3 do seu volume, aproximadamente 233,33 ml. Em seguida anotamos a massa da
lata com água.
Montamos o calorímetro conforme descrito na disciplina da prática, e adotamos conforme
sugerido, um aparato com isolamento térmico devidamente montado para o experimento, que
ilustramos nas figuras abaixo:
FIGURA 4 - CALORIMETRO COM ISOLAMENTO
FONTE: (AUTORES)
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FIGURA 5 - DESENHO DO CALORIMETRO
FONTE: (AUTORES)
Em seguida medimos a temperatura da água, antes do aquecimento, e tomamos o devido
cuidado de anotar estas informações. Acendemos a vela e imediatamente colocamos o aparato
isolado juntamente a lata com água devidamente acondicionada, e cronometramos o tempo, durante
exatos 5(cinco) minutos. Após este tempo apagamos a vela, e medimos a água agitando lentamente
com o próprio termômetro, até que a temperatura ficasse estabilizada.
Anotamos a temperatura máxima atingida pela água, e também a massa da vela com suporte,
sendo estes os métodos adotados para esta parte do experimento.
6.2 CALOR DE SOLIDIFICAÇÃO DA CERA
Nesta segunda parte do experimento, empregamos o uso de um tubo de ensaio, que pesamos
com a mesma balança digital de precisão utilizada na primeira parte do experimento, colocamos
uma pequena quantidade de cera(parafina da vela) dentro deste tubo de ensaio, em seguida
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inserimos o tubo de ensaio em um béquer, com o cuidado para manter toda a parte do tubo de
ensaio contento a cera devidamente imerso. Aquecemos a água em um aquecedor elétrico
compatível a um bico de bunsen, em temperatura moderada, até a completa fusão da cera(parafina).
Enquanto isto anotávamos a massa de outro béquer de 150 ml vazio, que seria o calorímetro
desta parte do experimento, preenchemos este béquer com 100ml de água, anotamos a massa do
béquer com água, e também a temperatura desta água.
Retiramos o tubo com a cera líquida do banho-maria (no béquer em aquecimento), ficamos
aguardando até o primeiro sinal de solidificação aparecesse, quando surgiram as primeiras manchas
opacas, transferimos rapidamente o tubo de ensaio com a cera(parafina) para o béquer com água, e
agitamos a água de forma suave, com o próprio tubo, até que a temperatura do termômetro imerso
estabilizasse e parasse de subir. Anotamos a temperatura obtida neste processo, desta forma
finalizando a segunda parte do experimento.
7 QUESTIONÁRIO COM BASE NO EXPERIMENTO
7.1 Utilize os valores de calor específicos da água (1 cal/g°C) e da lata (0,1 cal/g°C) e
calcule a quantidade de calor absorvido pela água e pela lata com a fórmula do calor sensível (Q =
m.c. ∆t). Expresse o resultado em kcal e kj (1 cal = 4,18 J)
RESPOSTA:
Q = m.c. ∆t calor da água
Q = [massa da água] x [calor específico da água] x [variação de temperatura]
Q = (236,01 g) x (1,00 cal) x (13,50 °C)
Q = 3,18 kcal ou 13,29 kJ
Q = m.c. ∆t calor da lata
Q = [massa da lata] x [calor específico da lata] x [variação de temperatura]
Q = (10,79 g) x (0,22 cal (alumínio) x (13,50 °C)
Q = 0,03 kcal ou 0,13 kj
7.2 Determine o calor de combustão da vela (em kcal/g e em kJ/g). Expresse o resultado na
forma de variação de entalpia de combustão (∆H comb). A entalpia de combustão refere-se ao calor
liberado pela chama a pressão constante, portanto seu valor é negativo.
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RESPOSTA:
Q = m.c. ∆t calor de combustão da vela
[calor liberado pela vela] = [calor ganho pela água] + [calor ganho pela lata]
Q = (3,18 kcal) + (0,03 kcal) = 3,19 kcal
Q = (13,29 kcal) + (0,13 kcal) = 13,42 kcal
Q = 3,21 kcal ou 13,42 kJ de calor liberado pela vela
Sendo: [calor liberado pela vela] / [massa de cera (parafina) queimada na reação] = [calor
de combustão da vela]
Q = (13,42 kJ) / (0,15g)
Q = 21,4 kcal ou 89,47 kJ/g calor de combustão da vela
Massa molar da parafina: C40H82 = 40(C 12g) + 82(H 1g) = 562 g/mol
Para um mol de parafina (562g/mol) o calor liberado será de 50282,14 kJ/mol e sempre que
o calor for liberado terá seu sinal negativo.
C40H82 + 121/2 O2 40 CO2 + 41 H2O ∆H comb = -50282,14 kJ/mol
Vela (parafina) + oxigênio Energia Liberada gás carbônico + água
(24628,14) + (0) Energia Liberada 40(- 393,3) + 41(- 242)
(24628,14) -50282,14 (- 25654 kJ)
∆H comb = ∆H produto -∆H reagente
∆H reagente = ∆H produto - ∆H comb
∆H reagente = - 25654 –(- 50282,14)
∆H reagente = - 25654 + 50282,14
∆H reagente = 24628,14
7.3 Determine a quantidade de calor transferida para a água e para o béquer, na parte 2 do
experimento. Adote o calor específico do béquer igual a 0,12 cal/g°C.
RESPOSTA:
Q = m.c. ∆t calor da água (experimento 2)
Q = [massa da água] x [calor específico da água] x [variação de temperatura]
Q = (95,28 g) x (1,00 cal) x (3,50 °C)
Q = 0,33 kcal ou 1,39 kJ
12
Q = m.c. ∆t calor do béquer (experimento 2)
Q = [massa do béquer] x [calor específico do béquer] x [variação de temperatura]
Q = (72,37 g) x (0,12 cal) x (3,50 °C)
Q = 0,03 kcal ou 0,12 kJ
7.4 Determine o calor de solidificação da cera (em kcal/g e em kJ/g). Expresse o resultado
na forma de entalpia de solidificação (∆Hsolidif). A entalpia de solidificação refere-se ao calor
liberado pela cera líquida a pressão constante, portanto seu valor é negativo.
RESPOSTA:
Q = m.c. ∆t calor de solidificação da cera (parafina)
[calor de solidificação da cera (parafina)] = [calor absorvido pela água] + [calor absorvido
pelo béquer]
Q = (0,33 kcal) + (0,03 kcal) = 0,36 kcal
Q = 0,36 kcal ou 1,50 kJ de calor absorvido pela água e pelo o béquer
Sendo: [calor absorvido no processo] / [massa de cera (parafina) na solidificação] = [calor
de solidificação da cera (parafina)]
Q = (1,50 kJ) / (6,51g)
Q = - 0,23 kcal ou - 0,96 kJ/g calor de solidificação da cera (parafina)
Massa molar da parafina: C40H82 = 40(C 12g) + 82(H 1g) = 562 g/mol
Para um mol de parafina (562g/mol) o calor liberado será de 539,52 kJ/mol e sempre que o
calor for liberado terá seu sinal negativo.
C40H82(l) C40H82(s) ∆Hsolidif = -539,52 kJ/mol
7.5 Compare os calores de combustão da vela e de solidificação da cera
(∆Hcomb/∆Hsolidif) e explique por que ∆Hcomb > ∆Hsolidif.
RESPOSTA:
Na entalpia de combustão o calor é proveniente das transformações químicas que tem
origem nas ligações de cada substancia envolvida na combustão. Na entalpia de solidificação, a
energia armazenada nas ligações é liberada em um processo físico através das ligações
intramoleculares, liberando menos energia em relação ao processo químico que ocorre na
13
combustão. “Embora não sejam reações químicas, mudanças de estado físico apresentam variações
de entalpia de forma similar, conforme pode ser visto em tópicos de termodinâmica. As mudanças
mais comuns são a fusão (ou solidificação no sentido inverso) e a vaporização [...].” (SOARES,
2013).
7.6 Calcule o equivalente em água do calorímetro da parte 1 e do calorímetro da parte 2 do
experimento. Note que na parte 1 o calorímetro é a lata pequena e na parte 2 é o béquer.
RESPOSTA:
Calorímetro da parte 1:
[calor ganho pelo calorímetro] = [calor liberado pela amostra] - [calor ganho pela água]
[calor ganho pelo calorímetro] = (3,21 kcal) – (3,18kcal) = 0,01 kcal
Q(calorímetro) = m(água).c(água).∆t 0,03 = m.1.(236,01g) m = 0,000127g de H2O
O calor necessário para aumentar a temperatura do calorímetro em 1,00°C, é a mesma quantidade
de calor para aumentar a temperatura de 0,000127g de água em 1,00°C.
Calorímetro da parte 2:
[calor ganho pelo calorímetro] = (0,36 kcal) – (0,33kcal) = 0,03 kcal
Q(calorímetro) = m(água).c(água).∆t 0,03 = m.1.(95,28g) m = 0,000314g de H2O
7.7 Sugira métodos e alternativas para melhorar o experimento. Como podemos obter
resultados mais precisos comparados com um calorímetro ideal? Como podemos minimizar a perda
de calor para o ambiente, isto é, fazer com que o calor liberado na combustão da vela ou na
solidificação da cera seja transferido para a água do calorímetro de forma mais eficiente?
RESPOSTA:
Podemos obter resultados mais precisos se utilizarmos materiais inertes de modo a evitar a
oxirredução em contato com o oxigênio da água. Ainda se reduzirmos o espaço de manipulação,
como por exemplo, a construção de uma pequena câmara com temperatura e pressão atmosférica
controlada, e criando um pequeno duto dimensionado para a liberação dos gases da combustão.
Seguindo os passos descritos, e com a aquisição de termômetros digitais que possam ser
utilizados com termopares em contato direito com a amostra, poderíamos sim, obter dados de forma
mais precisa e eficiente.
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8 FOLHA DE DADOS
Calor de Combustão da Vela
Massa da vela com suporta antes de queimar (g) 34.30
Massa da vela com suporte depois de queimar (g) 34.15
Massa da lata vazia (g) 10.79
Massa da lata com água (g) 246.80
Temperatura da água antes do aquecimento (C) 20.00
Temperatura da água depois do aquecimento (C) 33.50
Calor de solidificação da vela
Massa do tubo de ensaio (g) 45.69
Massa do tubo de ensaio com cera (g) 52.20
Massa do béquer vazio (g) 72.37
Massa do béquer com água (g) 167.65
Temperatura da água antes do aquecimento (C) 20.00
Temperatura da água depois do aquecimento (C) 23,50
9 CONSIDERAÇÕES FINAIS
A partir da experiência e do estudo realizado, pode-se ter um melhor entendimento quando o
assunto for relacionado à absorção ou troca de calor entre dois corpos que buscam equilíbrio na
temperatura. Este processo sempre ocorrerá na transferência de calor em forma de energia, do corpo
com maior temperatura para o de menor.
Além do método da Calorimetria, que utiliza apenas diferença de calor, pode-se também
utilizar para calculo da transferência de calor a Lei de Hess, que faz o uso da energia liberada na
reação, ou seja, a diferença da entalpia do produto e do reagente e que pode ser liberado ou
absorvido.
Durante o trabalho, analisamos dois experimentos. O primeiro foi à transferência de calor
liberado durante a combustão de uma vela. O segundo experimento, foi através do calor liberado
durante o processo de solidificação de uma pequena quantidade de cera líquida.
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Para melhores resultados, poderiam ser utilizados equipamentos que tem capacidade para
controlar a temperatura, assim como também a pressão atmosférica. Outra forma para se conseguir
uma melhor precisão, seria a utilização de materiais inertes, que evitariam a oxirredução quando em
contato com o oxigênio da água.
REFERÊNCIAS
FOGAÇA, Jennifer R. V. Variação da Entalpia em Reações Exotérmicas e Endotérmicas. Alunos
Online. Disponível em: < http://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/lei-hess.htm>. acesso
em: 28 set. 2015.
FOGAÇA, Jennifer R. V. Variação da Entalpia em Reações Exotérmicas e Endotérmicas. Alunos
Online. Disponível em: <http://www.alunosonline.com.br/quimica/variacao-entalpia reacoes
exotermicas-endotermicas.html>. acesso em: 27 set. 2015.
SOARES, Marcos. Termoquímica; MSPC-Informações Técnicas. Disponível em:
<http://www.mspc.eng.br/quim2/termoq01.shtml >. acesso em: 27 set. 2015.
SILVA, Domiciano Correa Marques Da. "Calorimetria I"; Brasil Escola. Disponível em
<http://www.brasilescola.com/fisica/calorimetria-i.htm>. Acesso em 27 de setembro de 2015.
SOUZA, Líria Alves De. "Entalpia"; Brasil Escola. Disponível em
<http://www.brasilescola.com/quimica/entalpia.htm>. Acesso em 27 de setembro de 2015.