Aula 10

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CURSO TÉCNICO EM 
FARMÁCIA
Módulo 2
Físico-Química
10ª aula
Termoquímica
Parte 1
CONCEITOS GERAIS
As transformações físicas e as reações químicas são quase
sempre acompanhadas por liberação ou absorção de
calor, e vários fenômenos conhecidos ilustram bem esse
fato. Sabemos, por exemplo, que precisamos fornecer
calor (energia) para que a água se aqueça e se vaporize; e
que, no sentido inverso— isto é, quando o vapor de água
se condensa —, ele libera o calor (energia) que havia
recebido anteriormente.
A importância de conhecer (e controlar) essas trocas de
calor é imensa. A energia térmica do vapor de água, por
exemplo, era a energia utilizada nas antigas locomotivas a
vapor, e, em nossos dias, é empregada para acionar
modernas turbinas — em usinas termoelétricas, na
propulsão de grandes navios etc.
CONCEITOS GERAIS
No esquema a seguir, mostramos a associação
da energia (calor) com os fenômenos físicos
denominados mudanças do estado de agregação
da matéria.
CONCEITOS GERAIS
Analogamente, as transformações químicas
também são acompanhadas por liberação ou
absorção de energia, conforme exemplificamos
nesta tabela:
CONCEITOS GERAIS
O calor é, sem dúvida, a forma mais comum de energia que
acompanha as reações químicas. Voltando aos exemplos da
primeira coluna da tabela anterior, podemos notar que:
• na queima do carvão, descartamos os produtos químicos da
reação (𝐶𝑂 e 𝐶𝑂2) e aproveitamos apenas o calor;
• velas foram inventadas para produzir luz, mas também
produzem calor;
• uma bateria elétrica, se usada muito intensamente, acaba
por se aquecer; isto é, além de energia elétrica, libera
também calor;
• o motor do automóvel destina-se a produzir movimento,
mas ele se aquece, isto é, também libera calor.
CONCEITOS GERAIS
Todos esses fatos demonstram a importância
deste capítulo da Físico-Química denominado
Termoquímica.
Termoquímica é o estudo das quantidades de
calor liberadas ou absorvidas durante as
reações químicas.
CONCEITOS GERAIS
Para a Termoquímica, as reações químicas se
classificam em:
• reações exotérmicas — são as que produzem
ou liberam calor, como por exemplo:
— a queima do carvão: 𝐶 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
— a combustão da gasolina:
𝐶8𝐻18 +
25
2
𝑂2 → 8𝐶𝑂2 + 9𝐻2𝑂 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
O calor está sendo considerado como um dos
“produtos” da reação.
CONCEITOS GERAIS
• reações endotérmicas — são as que absorvem
calor, como por exemplo:
— a decomposição do carbonato de cálcio:
𝐶𝑎𝐶𝑂3 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 → 𝐶𝑎𝑂 + 𝐶𝑂2
— a síntese do óxido nítrico:
𝑁2 + 𝑂2 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 → 2𝑁𝑂
(nesses exemplos, estamos considerando o calor
como um “reagente” necessário ao andamento
da reação).
CONCEITOS GERAIS
Em geral, basta provocar uma reação exotérmica
para que ela se inicie e prossiga sozinha, como
no exemplo da queima do carvão.
Pelo contrário, uma reação endotérmica só
ocorre quando se fornece continuadamente o
calor de que ela necessita, como no caso do
cozimento dos alimentos.
SISTEMAS ABERTOS, FECHADOS E ISOLADOS
No estudo das trocas de energia entre um sistema e
o meio ambiente é útil considerar os seguintes
conceitos:
• sistema aberto — é o que troca matéria e energia
com o meio ambiente. Por exemplo, de um
recipiente aberto com água sendo aquecida
notamos a “saída” de vapor de água (matéria) e do
calor (energia) correspondente;
• sistema fechado— é o que troca energia mas não
troca matéria com o ambiente. Por exemplo,
tirando-se uma garrafa de refrigerante fechada da
geladeira, ela se aquece, mas não há ganho ou
perda de matéria;
SISTEMAS ABERTOS, FECHADOS E ISOLADOS
• sistema isolado — é o que não troca nem matéria
nem energia com o meio ambiente. O exemplo
mais próximo é o de uma garrafa térmica fechada,
de onde não deve “entrar” nem “sair” matéria ou
energia (calor). No entanto, não existe garrafa
térmica perfeita que “segure” o calor
indefinidamente.
Considerar essas três situações é fundamental para
a Termoquímica, pois lhe permite “contabilizar” as
quantidades de energia que “entram” ou “saem”
das reações químicas, do mesmo modo que a
Estequiometria “contabiliza” as quantidades de
matéria que reagem e/ou são produzidas.
CALORIMETRIA
No desenvolvimento das pesquisas científicas, é
muito importante medir as grandezas envolvidas
nos fenômenos observados.
No assunto que iniciamos agora, a medição que
mais vai nos interessar é a da quantidade de
calor trocada entre um sistema qualquer e o
ambiente. Formalmente, define-se:
Calorimetria é o estudo e a medição das
quantidades de calor liberadas ou absorvidas
durante os fenômenos físicos e/ou químicos.
CALORIMETRIA
É muito importante lembrar a diferença entre
quantidade de calor e temperatura.
Imaginemos, por exemplo, dois béqueres,
respectivamente com 1 L e 2 L de água pura,
ambos em ebulição e ao nível do mar.
CALORIMETRIA
A temperatura é a mesma (100 °C) nos dois casos;
no entanto, a quantidade de calor no segundo
béquer é o dobro da existente no primeiro, já que
ali a quantidade de água também é o dobro.
Note que a temperatura de um corpo depende da
maior ou menor agitação (velocidades de
translação, de vibração e de rotação) das partículas
(átomos, moléculas ou íons) que o constituem.
A quantidade de calor, por sua vez, depende da
própria temperatura e da massa total do sistema.
UNIDADES DE MEDIDA DE QUANTIDADE 
DE CALOR
quantidade de calor costuma ser expressa em
calorias (cal):
Caloria é a quantidade de calor necessária para
elevar de 14,5 °C para 15,5 °C a temperatura de
1 g de água.
Na Termoquímica, usa-se bastante o múltiplo
quilocaloria, que é 1.000 vezes maior que a
caloria.
1 𝑘𝑐𝑎𝑙 = 1.000 𝑐𝑎𝑙
UNIDADADES DE MEDIDA DE 
QUANTIDADE DE CALOR
Como as várias formas de energia se equivalem
(isto é, uma se transforma em outra), podemos
também expressar as “quantidades de calor” em
outras unidades de energia (e de trabalho), como,
por exemplo, erg, joule etc. Lembramos que:
1 𝑐𝑎𝑙 = 4,18 . 107 𝑒𝑟𝑔 = 4,18 𝐽
Ressaltamos que no Brasil se adota oficialmente o
Sistema Internacional de Unidades (SI), no qual a
unidade de energia é o joule (J). Por esse motivo,
essa unidade e seu múltiplo — quilojoule (kJ) —
estão sendo cada vez mais usados em calorimetria:
1 𝑘𝐽 = 1.000 𝐽
POR QUE AS REAÇÕES QUÍMICAS 
LIBERAM OU ABSORVEM CALOR?
Podemos admitir que qualquer substância possui uma
certa quantidade de energia armazenada em seu interior,
devida, principalmente, às forças de ligação entre seus
átomos.
Essa energia, quando referida à pressão constante, é
denominada entalpia (e designada por H).
Não podemos determinar os valores absolutos das
entalpias das substâncias. Podemos, porém, determinar
as variações de entalpia (designadas por ΔH) que ocorrem
durante os fenômenos físicos e químicos.
Assim, podemos dizer que:
A variação de entalpia (ΔH) é a medida da quantidade
de calor liberada ou absorvida pela reação, a pressão
constante.
POR QUE AS REAÇÕES QUÍMICAS 
LIBERAM OU ABSORVEM CALOR?
Teremos, então, dois casos a considerar:
a) Uma reação libera calor (reação exotérmica)
quando a entalpia total dos reagentes é maior
do que a dos produtos; isto é expresso da
seguinte maneira:
𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔. > 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑. ⇒ Δ𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑. −𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔. < 0
POR QUE AS REAÇÕES QUÍMICAS 
LIBERAM OU ABSORVEM CALOR?
b) Uma reação deve absorver calor (reação
endotérmica) quando a entalpia total dos
reagentes é menor do que a dos produtos; isto
é:
𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔. < 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑. ⇒ Δ𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑. −𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔. > 0
POR QUE AS REAÇÕES QUÍMICAS 
LIBERAM OU ABSORVEM CALOR?
De um modo simples, podemos dizer que a ideia
de variação de entalpia corresponde à ideia da
“energia que a reação perde” enquanto
“ganhamos o calor da reação” ou vice-versa.
Essa ideia corresponde também ao chamado
Princípio da Conservação da Energia (ou
Primeiro Princípio da Termodinâmica), que se
traduz por:
A energia não pode ser criada nem destruída,
apenas transformada.
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Considerando as afirmações abaixo, está errada apenas:
a) numa reação exotérmica, os produtos apresentamum
conteúdo de calor menor do que os reagentes.
b) numa reação exotérmica, ocorre liberação de calor.
c) numa reação exotérmica, os reagentes apresentam um
conteúdo de calor maior do que os produtos.
d) numa reação exotérmica, a variação de entalpia é menor
do que zero.
e) numa reação exotérmica, a variação de entalpia é maior do
que zero.
RESPOSTA: Numa reação exotérmica, o sistema libera calor e
sua entalpia final é menor que sua entalpia inicial, ou seja,
𝚫𝑯 é negativo (menor que zero).
Alternativa e
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Observe o esquema.
De acordo com o esquema apresentado,
podemos dizer que esse processo deverá ser:
a) endotérmico, com ΔH = + 1.870 kJ.
b) endotérmico e absorver 130 kJ.
c) exotérmico e liberar 130 kJ.
d) exotérmico, com ΔH = - 1.870 kJ.
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Solução:
Usando a relação Δ𝐻 = 𝐻𝑝 − 𝐻𝑅 teremos:
Δ𝐻 = 1.000 − 870 ⇒ Δ𝐻 = +130 𝑘𝐽
Como o Δ𝐻 é positivo, o processo é
endotérmico e absorve 130 kJ.
Alternativa b
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
Equação termoquímica é a equação química à
qual acrescentamos a entalpia da reação e na
qual mencionamos todos os fatores que
possam influir no valor dessa entalpia.
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É importante observar que a quantidade de
calor, expressa pelo Δ𝐻, sempre se refere às
quantidades dos reagentes e dos produtos que
aparecem escritas na equação termoquímica.
Antigamente, as equações termoquímicas eram
escritas colocando-se o calor como um dos
termos da própria equação.
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
A primeira das equações escritas acima ficaria:
Diante dessas considerações, repetimos que o calor da reação
(ou seja, o valor de DH) deve fazer parte de cálculos
estequiométricos como qualquer outro participante da reação
química.
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Considere a equação a seguir:
2 𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 2𝐻2𝑂 𝐿 Δ𝐻 = − 572 𝑘𝐽
É correto afirmar que a reação é:
a) exotérmica, liberando 286 kJ por mol de oxigênio
consumido.
b) exotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de água
produzida.
c) endotérmica, consumindo 572 kJ para dois mols de
água produzida.
d) endotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de
oxigênio consumido.
e) endotérmica, consumindo 286 kJ por mol de água
produzida.
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Solução:
Como Δ𝐻 < 0, a reação é exotérmica, liberando
286 kJ por mol de 𝐻2 consumido, 572 kJ por mol
de 𝑂2 consumido, 572 kJ para dois mols de água
produzida.
Alternativa b
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
A reação do alumínio com o oxigênio é altamente
exotérmica e pode ser representada como segue.
2 𝐴𝐿 𝑠 +
3
2
𝑂2 𝑔 → 𝐴𝐿2𝑂3 𝑠 Δ𝐻 = −1.670 𝑘𝐽
A quantidade de calor, expressa em kJ, liberada na
combustão de 1 grama de alumínio é
aproximadamente igual a: DADO: massa atômica Al
= 27 u
a) 15. b) 31. c) 62. d) 835. e) 1.670.
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Solução:
Basta realizar uma simples regra de três:
OBRIGADO PELA ATENÇÃO!