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Aula 2 - Termoquimica

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Termodinâmica 
QFL 406 Farmácia Noturno
Termoquímica: estudo da troca de calor : reações químicas
𝛥Hr ou 𝛥rH calor de reação = qp Reag (P, T) transformação Prod (P, T) 
𝛥rH < 0 exo 𝛥rH > 0 endo (absorve q das vizinhanças) 
C (graf) + O2(g) → CO2 (g) libera 393,5 kJ de calor 
1 mol excesso a 1 bar e 298 K 1 mol ( mesma T , P )
o 𝛥H p/ o processo é denominado entalpia-padrão de reação 𝛥rH
o kJ/mol
𝛥rH
𝜽 = - 393, 5 kJ/mol quando reagentes e produtos no estado padrão (sólido ou líquido 
puro e P = 1 bar e temperatura de interesse) 
QFL 406 Farmácia Noturno IQ-USP
QFL 406 Farmácia Noturno IQ-USP
Geral :
a variação de entalpia padrão é a entalpia total dos produtos menos a entalpia 
total dos reagentes
𝛥rH
𝜽 = ∑ν H𝜽 (produtos) - ∑ν H𝜽 (reagentes) 
Entalpia molar padrão H𝜽
Coeficiente estequiométrico ν
aA + bB → cC +dD
𝛥rH
𝜽 = cH 𝜽 (C) + dH 𝜽 (D) → aH 𝜽 (A) + bH 𝜽 (B)
não se tem os valores absolutos da entalpia molar das substâncias
Usar a entalpia molar padrão de formação 𝛥fH
𝜽 (qtidade intensiva)
É a 𝛥H quando 1 mol de composto se forma a partir de seus elementos constituintes a 1 bar e 
298 K
𝛥rH
𝜽 = ∑ν 𝛥fH
𝜽 (produtos) - ∑ν 𝛥fH
𝜽 (reagentes)
QFL 406 Farmácia Noturno IQ-USP
C (graf) + O2(g) → CO2 (g)
𝛥rH
𝜽 = 𝛥fH
𝜽 (CO2 ) - 𝛥fH
𝜽 (grafite) - 𝛥fH
𝜽 (O2)
= - 393,5 kJ/mol 
Para elementos na forma aloprópica mais estável 𝛥fH
𝜽 = 0 
𝛥fH
𝜽 (grafite) = 0
𝛥fH
𝜽 (O2) = 0 a 298 K
Então 𝛥rH
𝜽 = 𝛥fH
𝜽 (CO2 ) = -393,5 kJ/mol 
6C(grafite) + 3H2(g) → C6H6(l) ΔfH
o
(C6H6, l) = 49,0 kJmol
-1 
N2(g) → N2(g) ΔfH
o
(N2, g) = 0 
P = 1 bar; T = determinado valor; e o seu estado mais estável (estado de referência)
Para os elementos nos respectivos estados de referência são nulas em todas T.
Estado de referência : N2(g) ; C(grafite); Hg(l); Sn (branco, metálico)
QFL 406 Farmácia Noturno IQ-USP
H2O(s) → H2O(l) 𝛥fusH
o
(273 K) = +6,01 kJmol
-1
H2O(s) → H2O(g) 𝛥subH
o = 𝛥fusH
o + 𝛥vapH
o
H2O(g) → H2O(l) 𝛥condH
o = - 𝛥vapH
o
-Transformação química:
CH4(g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O(l) 𝛥rH
o = -840 kJmol-1
1 mol gás puro à 1 bar 2 mols gás puro à 1 bar 1 mol gás puro à 1 bar 2 mols gás puro à 1 bar
isolados e puros nos respectivos estados padrões 
Entalpia de Mudança de Estado
H2O(l) → H2O(g) 𝛥H
o
vap ou 𝛥vapH
o
𝛥Hovap(373 K) = +40,66 kJmol
-1
Líquido puro à 1 bar Líquido vaporizado também à 1 bar
QFL 406 Farmácia Noturno IQ-USP
Lei de Hess
ΔrH
o = entalpia padrão de uma reação é igual à soma das entalpias 
padrões de reações parciais, nem sempre realizáveis, em que a 
reação possa ser dividida.
Propeno hidrogenação:
CH2=CHCH3(g) + H2(g) → CH3CH2CH3(g) Δ rH
o = -124 kJmol-1
combustão:
CH3CH2CH3(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) +3H2O(l) Δ cH
o = -2220 kJmol-1
Calcule Δ cH
o do propeno
 A equação de combustão do propeno é:
C3H6(g) + 9/2O2(g) → 3CO2(g) + 3H2O(l) 
QFL 406 Farmácia Noturno IQ-USP
C3H6(g) + 9/2O2(g) → 3CO2(g) + 3H2O(l)
fazendo a seguinte soma:
𝛥rH
o /kJmol-1
ΔH1 C3H6(g) + H2(g) → C3H8(g) -124
Δ H2 C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) +4H2O(l) -2220
Δ H3 H2O(l) → H2(g) + 1/2O2(g) +286
C3H6(g) + 9/2O2(g) → 3CO2(g) +3H2O(l) -2058 kJmol
-1
____________________
______
_________
_____________________
Hc
Hb
Ha
HdΔH2
ΔH1
ΔH3
ΔH4
ΔH4 = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3
ΔH4 = HB – HA + HC – HB + HD – HC
ΔH4 = HD – HA
Lei de Hess
QFL 406 Farmácia Noturno IQ-USP
Calcule a entalpia molar padrão de formação do acetileno a partir de seus 
elementos:
2 C(grafite) + H2 (g) → C2H2 (g)
as equações para a combustão e as variações de entalpia correspondentes são:
1) C (graf) + O2(g) → CO2 (g) 𝛥rH
𝜽 = -393,5 kJ/mol
2) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) 𝛥rH
𝜽 = -285,8 kJ/mol
3) 2C2H2 (g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O (g) 𝛥rH
𝜽 = -2598,8 kJ/mol
QFL 406 Farmácia Noturno IQ-USP
Entalpias molares padrão de formação no estado padrão a 298 K e 1 bar
Substância ΔfH
o / kJ mol -1
C( grafite) 0
C(diamante) 1,90
CO(g) -110,5
O2 (g) 0
O3(g) 142,7
H2O(g) -241,8
H2O(l) -285,8
CH4(g) -74,85
C2H6(g) -84,7
CH3OH(l) -238,7
compostos com ΔfH
o < 0 tendem a ser mais estáveis, deve ser fornecida 
energia para decomposição em seus elementos ( o inverso para ΔfH
o >0)

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