CALOR DE REAÇÃO E CALOR DE SOLIDIFICAÇÃO

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.

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 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 - C 2 H 4(g) + 3 O 2(g) 2 CO 2(g) + 2 H 2 O (?) ΔH= -1409,5 kj II. C (grafite) + O 2(g) CO 2(g) ΔH= -393,3 kj III. H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) ΔH= -285,5 kj

Observe que, na equação direta, o acetileno (C 2 H 4 ) 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) + O 2(g) CO 2(g) ΔH= -393,3 kj III. H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) ΔH= -285,5 kj Outro ponto observado é que temos que anular as moléculas de CO 2 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 CO 2(g) + 2 H 2 O (l) C 2 H 4(g) + 3 O 2(g) ΔH= +1409,5 kj II. 2 C(grafite) + 2 O2(g) 2 CO2(g) ΔH= -786,6 kj III. H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) ΔH= -285,5 kj Isso também é feito com a equação III porque é necessário ter 1 molécula de O 2 no primeiro membro, e não ½ O 2 (pois vamos somar com as duas moléculas na equação II, dando um total de 3, e, assim, poderemos anular com o 3 O 2 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 CO 2(g) + 2 H 2 O (l) C 2 H 4(g) + 3 O 2(g) ΔH= +1409,5 kj II. 2 C (grafite) + 2 O 2(g) 2 CO 2(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 CO 2(g) + 2 H 2 O (l) C 2 H 4(g) + 3 O 2(g) ΔH= +1409,5 kj II. 2 C (grafite) + 2 O 2(g) 2 CO 2(g) ΔH= -786,6 kj III. 2 H 2(g) + 1 O 2(g) 2 H 2 O (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 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.

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). 5 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. C 40 H 82 + 121/2 O 2 40 CO 2 + 41 H 2 O 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 H 2 O 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 H 2 O 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.