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.

5

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.

6

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

7

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)

8

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)

9

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

10

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.

11

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.

14

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.

15

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.