4_Termoquímica e equilíbrio

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Franklin Nelson da Cruz
 Carlos Neco da Silva Júnior
Termoquímica e Equilíbrio
Termoquímica e equilíbrio: 
as transformações energéticas 
nas reações químicas
Autores
aula
04
D I S C I P L I N A
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Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
1
2
3
4
1
Apresentação
Na aula passada chegamos à conclusão de que processos ocorrendo à pressão constante 
possuem variação de entalpia igual à quantidade de calor liberada ou absorvida. Essa conclusão 
é de fundamental importância para observarmos que a maioria das reações químicas ocorre 
à pressão constante. 
Nesta aula vamos estudar os principais tipos de transformações físicas e químicas e as 
quantidades de energia envolvidas nesses processos. Vamos também entender que uma grande 
variedade de reações fornece energia necessária à manutenção da vida. Portanto, é importante 
a leitura detalhada da aula, anotando ou grifando os pontos mais importantes e resolvendo 
as atividades propostas e autoavaliações, podendo assim entender os principais conceitos.
Objetivos
Aplicar as leis da Termodinâmica às reações químicas. 
Explicar o funcionamento de um calorímetro.
Identificar em diversos processos, físicos ou químicos, a 
possibilidade de absorção ou liberação de energia.
Combinar equações termoquímicas com valores de ΔH conhecidos 
para aplicações da lei de Hess.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio2
O calor e a energia 
Desde os primórdios da civilização, o fogo sempre foi motivo de encantamento para o homem. Como vimos na aula passada, sua utilização era a mais variada possível. Para os fi lósofos gregos, o fogo tinha tanta importância que ocupava o pico das divisões 
quando os elementos terrestres foram divididos em quatro tipos: fogo, ar, água e terra. 
Embora sem nenhuma fundamentação, alguns deles diziam que calor e movimento estavam 
intimamente ligados, pois, de acordo com suas observações, o calor produzia movimento, 
como por exemplo numa chaminé (Figura 1), e o próprio movimento produzia calor ⎯ por 
exemplo, no atrito e no impacto.
Figura 1 – Produção de fumaça em uma chaminé. Partículas gasosas sendo liberadas devido à produção de calor. 
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9.
A ideia do movimento se fundamentava com a teoria do calórico (modelo que explicou 
durante muito tempo as características e comportamentos físicos do calor). Nessa teoria, 
o calor era explicado como um fl uido, chamado calórico, capaz de penetrar todo o espaço 
e de fl uir por todas as substâncias. Como visto em aulas passadas, atualmente o calor é 
considerado como uma energia em trânsito, a qual possui diversas propriedades físicas e 
químicas que complementam as leis da Termodinâmica.
A manutenção da vida e de toda atividade de nosso corpo só é possível graças aos 
alimentos, principalmente os carboidratos e as gorduras. Os carboidratos que são as principais 
fontes de energia para o nosso corpo são compostos orgânicos constituídos por carbono, 
hidrogênio e oxigênio que, quando transformados em glicose pelo organismo, tornam-se 
solúveis no sangue e podem ser transportados pelo sangue para as células. A glicose, por 
sua vez, reage com o oxigênio (O
2
) em uma série de etapas, produzindo CO
2(g), H2O(l) e 
energia segundo a Equação 1:
C
6
H
12
O
6(g) + 6O2(g) →6CO2(g)+ 6H2O(l) ΔH = –2.803 kJ Eq. 1
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio 3
A energia liberada pela decomposição dos alimentos é fornecida rapidamente ao corpo, 
armazenando apenas uma pequena quantidade necessária ao desenvolvimento das funções 
vitais do nosso organismo. 
Todos os anos, bilhões de toneladas de substâncias são gastos, no mundo inteiro, na 
produção de energia. Para uma melhor descrição de suas formas de aproveitamento, iremos 
a partir de agora estudar as quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante os diversos 
tipos de reações químicas. A parte da química que estuda esses fenômenos é a Termodinâmica 
Química ou Termoquímica.
Termodinâmica Química, também chamada de Termoquímica, é o ramo da 
Química que estuda o calor envolvido nas reações químicas baseando-se nas 
leis da Termodinâmica.
– Professor Igor, quer dizer que as leis termodinâmicas, vistas na disciplina Calor e 
Termodinâmica, não se aplicam apenas aos sistemas físicos, mas também aos químicos?
– Meu caro Carlos, nós vamos entender agora que essas leis são facilmente aplicáveis 
às reações químicas.
Variações de entalpia 
nas transições de fase 
Em um laboratório de Química as reações geralmente se processam em um recipiente 
aberto, sob pressão constante da atmosfera, como visto em nossas práticas experimentais da 
disciplina Medidas e Transformações Químicas. 
As transições de fase (transformações físicas) também podem ocorrer à pressão 
constante da atmosfera, variando apenas a temperatura na qual a transformação ocorre. Um 
dos exemplos mais comuns de transformações físicas a pressão atmosférica são as transições 
de fase sofridas pela água, como, por exemplo, a vaporização (Figura 2).
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
50g
H
2
O(l)
100°C
Resf.
ESTADO
SÓLIDO
ESTADO
LÍQUIDO
Mudanças de estado
Aumento da temperatura (ganho de energia)
ESTADO
GASOSO
fusão
solidificação
vaporização
condensação
Sublimação s g
Sublimação g s
Diminuição da temperatura (perda de energia)
4
Figura 2 – Reação ocorrendo em um béquer à pressão atmosférica.
As fases da matéria ou estados físicos da matéria são estados específi cos em que a 
substância se encontra caracterizada pela uniformidade de sua composição. Para que 
ocorra a conversão entre duas fases de uma substância, as partículas devem, dependendo 
da transformação, receber ou ceder energia. Essas transformações são acompanhadas de 
variações energéticas ou variações de entalpia, pois o rearranjo da maioria dos átomos ou 
moléculas geralmente requer absorção ou liberação de energia. A representação geral das 
transições de fase para qualquer substância pode ser resumida na Figura 3. 
Figura 3 – Representação geral das transições físicas para qualquer substância. 
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Porém, as fases das substâncias não se resumem apenas aos três estados físicos da 
matéria. A maioria das substânciasapresenta várias fases sólidas. Os estados de alotropia que 
um elemento exibe podem ser verifi cados pelo elemento enxofre, que, em sua forma sólida, 
por exemplo, existe como enxofre rômbico ou enxofre monoclínico, diferindo um do outro no 
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
Grafite Diamante Fulereno
5
arranjo de seus átomos. Assim como o enxofre, o carbono também exibe outras formas, como 
carbono grafi te, diamante e diversas outras baseadas nas estruturas dos fulerenos, modifi cando 
apenas a disposição de seus átomos na estrutura cristalina - Figura 4.
Figura 4 – O carbono e suas formas alotrópicas. 
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9.
– Professor Igor, o que é alotropia?
– Carlos, substâncias alotrópicas são aquelas que possuem diferentes formas do mesmo 
elemento no mesmo estado físico.
Você deve estar se perguntando: como podemos medir as variações de energia que 
ocorrem nessas transições de fase? Na aula anterior, chegamos à conclusão de que processos 
que ocorrem à pressão constante possuem suas variações energéticas baseadas na função de 
estado termodinâmica chamada de entalpia ou:
ΔH = qp Eq.2
Logo, podemos medir a variação de energia nessas transições monitorando o calor 
absorvido, quando o processo for de separação de átomos e/ou moléculas (fusão e 
vaporização), ou liberado, quando o processo for de aproximação também de átomos e/ou 
moléculas (condensação e solidifi cação). Para isso, devemos assumir que a mudança na 
entalpia de cada substância é específi ca em cada tipo de transição.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio6
Defi nição das variações de 
entalpia na transição de fase 
1) Entalpia de fusão ou calor de fusão (ΔHfus)
É a diferença de entalpia entre os estados sólido e líquido de um elemento ou substância. 
Defi nida como a quantidade de energia necessária para fundir um mol de uma substância ou 
de um elemento químico.
2) Entalpia de vaporização ou calor de vaporização (ΔHvap) 
É a diferença de entalpia entre os estados de vapor e líquido de um elemento ou 
substância. Defi nida como a quantidade de energia necessária para que um mol de um 
elemento ou substância que se encontra em equilíbrio com o seu próprio vapor se converta ao 
estado gasoso. 
Na conversão de 1,0 mol de água sólida em água líquida é necessário que as moléculas 
da água sólida absorvam 6,01 kJ de energia (Equação 3):
H
2
O
(s) → H2O(l) ΔH = 6,01 kJ Eq. 3
Já na conversão de 1,0 mol de água líquida em água gasosa é necessário que as moléculas 
do líquido absorvam 44 kJ de energia (Equação 4):
H
2
O
(l) → H2O(g) ΔH = 44 kJ Eq. 4
– Professor Igor, surgiram duas dúvidas. Observando as Equações 3 e 4 pude perceber que, 
na vaporização, as moléculas de água absorvem mais energia que na fusão. Além disso, por 
que esses processos são endotérmicos?
– Carlos, ambas as perguntas estão intimamente relacionadas. 
Na fase sólida, as moléculas de água estão unidas mais fortemente que em qualquer 
outra fase. No entanto, perceba que a fase gasosa tem um maior grau de liberdade que a fase 
líquida e a sólida; portanto, para que átomos ou moléculas atinjam esse maior grau de liberdade 
na fase gasosa é necessário absorver bastante energia, pois se compararmos a vaporização 
com a fusão iremos perceber que o grau de liberdade das moléculas entre o estado líquido e 
sólido, na fusão, não é tão diferente quanto o grau de liberdade entre o estado gasoso e líquido, 
na vaporização. Logo, como o grau de liberdade é maior na fase gasosa, o processo de 
vaporização requer mais energia que o processo de fusão. É por isso que fusão e vaporização 
são processos endotérmicos. Veja a Figura 5 para entender melhor o que foi dito.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
Sólido Líquido Gás
7
Figura 5 – Estado de agregação das moléculas em sólidos, líquidos e gases
Fica fácil observar agora que a variação de entalpia para o processo de solidifi cação e 
condensação é o inverso do processo de fusão e vaporização, respectivamente. Pois, se para 
que as moléculas em um sólido se separem é necessário que absorvam energia, então para 
que as de um líquido voltem ao estado sólido elas devem liberar energia. As Equações 5 e 6 
representam os processos de fusão e solidifi cação, respectivamente.
H
2
O
(g) → H2O(l) ΔH = + 6,01 kJ Eq. 5
H
2
O
(l) → H2O(g) ΔH = – 6,01 kJ Eq. 6
Assim, o processo de condensação será o inverso do processo de vaporização
H
2
O
(g) → H2O(l) ΔH = – 44 kJ Eq. 7
Um sólido que se converte diretamente em vapor sofre o processo de sublimação. Esse 
processo é comumente observado ao utilizarmos bolas de naftalina para afugentar traças, 
baratas e outros insetos. Como a variação de entalpia é uma função de estado, a determinação 
da entalpia de sublimação pode ser realizada pela soma, em certa temperatura, das entalpias 
de fusão e de vaporização naquela temperatura (analise a Figura 6). Perceba que o fato da 
entalpia poder ser determinada pela soma do processo global das variações de entalpia, ela, 
a entalpia de sublimação, é uma consequência direta da primeira lei da termodinâmica 
(Figura 7). De forma geral, podemos resumir as informações vistas nas variações de entalpia 
de transição de fase com a Equação 8:
ΔHdireta = – ΔHinversa Eq. 8
A consequência direta da primeira lei na Figura 7 é em relação à conservação de energia, 
quando uma substância transita de uma fase a outra. 
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
Atividade 1
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ΔHsub = ΔHfus + ΔHsub
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ΔH
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8
Utilizando os conhecimentos obtidos na disciplina Medidas e Transformações 
Químicas, cite três exemplos de reações químicas onde o estado físico dos produtos 
da reação difere do estado físico dos reagentes.
Observe as transformações abaixo e especifique se se trata de um processo 
endotérmico ou exotérmico.
a) H
2
O
(l) (a 25 
oC) → H
2
O 
(l ) (10
oC)
b) A preparação de uma solução de ácido clorídrico.
c) CO
2(s) → CO2(g)
d) N
2(g) → N2(l)
Figura 6 – Obtenção da entalpia de sublimação pela 
soma das etapas da fusão e vaporização.
Figura 7 – Consequência da primeira lei, onde 
a variação de entalpia do processo direto é 
igual ao inverso.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio 9
Variação de entalpia nas 
transformações atômica 
e molecular 
Quando um átomo ou íon gasoso perde ou ganha um elétron, o processo pode ser 
acompanhado de ganho ou perda de energia. Vamos agora analisar as variações de entalpia 
nesses processos.
– Professor Igor, por favor, dá para relembrar o que é o processo de energia de ionização 
e afi nidade eletrônica?
– Claro, José.
A energia de ionização é a quantidade de energia mínima necessária para remover um 
elétron de um átomo ou íon, na fase gasosa. E a afi nidade eletrônica, também chamada de 
ganho de elétron, é o processo que mede a quantidade de energia associada quando um elétron 
é adicionado a um átomo para formar íons carregados negativamente. Experimentalmente, 
ambos os processos são medidos para um mol de elétrons.
Um átomo ou íon, ambos na fase gasosa, podem ter seus elétrons removidos. A facilidade 
de remoção pode ser um importante indicador de seu comportamento químico. A variação de 
energia que mede a quantidade de energia necessária na remoção de um elétron é chamada 
de entalpia de ionização e pode ser representada, de forma geral, pela Equação 9:
X
(g) → X
+
(g) + e
–
(g) ΔHion = + Calor Eq. 9
Todos os átomos, exceto o de hidrogênio, podem ter mais de uma energia de ionização, 
pois apresentam mais de um elétron com possibilidade de remoção. Veja a entalpia de ionização 
(ΔHion) para o átomo de hidrogênio na Equação 10:
H(g) → H+(g) + e−(g) ΔH = +1.312
kJ
mol
 Eq. 10
Observe que na remoção de um mol de elétrons de um mol de átomos de hidrogênio, a 
298 K e pressão constante,é necessária a absorção de 1.312 kJ de energia. Uma sequência de 
ionizações pode ser observada para o átomo de magnésio e seus respectivos íons na Tabela 1.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
Elemento Químico
H Li Na K Be MgCa B Al Ga C Si Ge N P As O S Se F Cl Br He NeAr Kr
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kJ
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500
1000
1500
2000
2500
10
Tabela 1 – Variações de entalpia para a ionização do átomo de magnésio.
Primeira energia de ionização, ΔHion = + 738 kJ/mol
Mg(g) → Mg+(g) + e−
1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s1
Segunda energia de ionização, ΔHion = + 1.451 kJ/mol
Mg+(g) → Mg2+(g) + e− 
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s0
Terceira energia de ionização, ΔHion = + 7.733 kJ/mol
Mg2+(g) → Mg3+(g) + e−
1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p5
Perceba que para remover o segundo elétron é necessária a absorção de mais energia 
que para remover o primeiro. A explicação para isso é que a cada remoção o elétron posterior 
a ser removido está cada vez mais numa camada mais interna ou de menor nível energético.
Um efeito de aumento das energias de ionização pode ser observado em elementos da 
tabela periódica (blocos s e p), onde a energia geralmente aumenta ao longo de um período 
e diminui grupo abaixo. Isso ocorre devido ao aumento da carga nuclear efetiva, Z*, com o 
aumento do número atômico. A diminuição geral na energia de ionização de cima para baixo 
em um grupo da tabela periódica ocorre porque o elétron removido está cada vez mais distante 
do núcleo, reduzindo, assim, a força atrativa núcleo-elétron. Observe as primeiras energias 
de ionização de alguns elementos do grupo principal dos quatro primeiros períodos da tabela 
periódica na Figura 8.
Figura 8 – Primeira energia de ionização para elementos dos quatro primeiros períodos da tabela periódica.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio 11
Um átomo neutro gasoso também pode receber um elétron produzindo um íon negativo. 
Este processo, em quase todos os elementos, é um processo exotérmico. Portanto, para 
valores de entalpia positivos, temos que a energia é absorvida das vizinhanças quando o 
átomo recebe um elétron. 
Medidas experimentais de variações de entalpia para processos de afi nidades eletrônicas 
são difíceis de realizar, não se conhecendo, portanto, os valores exatos para todos os elementos. 
Podemos representar, de forma geral, o ganho de elétrons por um átomo pela Equação 11:
X(g) + e
− → X−(g) Eq. 11
A grande quantidade de energia liberada por um átomo quando ele ganha um elétron é 
um indicativo de sua facilidade em reagir com outros elementos. A exemplo disso, pode-se 
observar os valores de variação de entalpia da afi nidade eletrônica para o fl úor e o cloro:
F(g) + e
−
(g) → F−(g) ΔHAE = −328 Kj Eq. 12
e
Cl(g) + e
−
(g) → Cl−(g) ΔHAE = −349 Kj Eq. 13
Nenhum átomo apresenta afi nidade eletrônica negativa na adição de um segundo 
elétron, pois a adição de um segundo elétron a um íon, que já possui uma carga negativa, 
leva a fortes repulsões. Para adicionar um segundo elétron a um íon, é necessário realizar 
trabalho, forçando o elétron a aproximar-se de um íon negativo. É o caso, por exemplo, 
da formação do íon óxido (O 2–), que ocorre quando uma grande quantidade de energia é 
absorvida da vizinhança pelo O –
(g) a fi m de permitir a entrada de um elétron para formar 
o O 2–. A Tabela 2 mostra valores de entalpia de afi nidade eletrônica para adição de dois 
elétrons ao átomo de oxigênio. 
Tabela 2 – Variação de energia na formação do íon óxido
Variação ΔHAE (kJ/mol)
O(g) + e
− → O−(g) – 141
O−(g) + e
− → O2−(g) + 844
O(g) + 2e
− → O2−(g) + 703
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio12
Entalpia de dissociação 
ou entalpia de ligação 
A entalpia de ligação, também chamada de entalpia de dissociação, é a energia necessária para quebrar uma ligação entre dois átomos. A energia de ligação de dois átomos, em uma molécula, é um dos fatores de estabilidade que a molécula apresenta, sendo 
que para quebrar uma ligação entre dois átomos é sempre necessário fornecer energia para 
romper a ligação entre as espécies na molécula. Consequentemente, quanto maior a entalpia 
de ligação, mais forte é a ligação.
(H − H)(g) + energia → 2H(g) ΔHL = +436 kJ Eq. 14
A Equação 14 nos mostra que para ocorrer quebra de um mol de ligações H ⎯ H, na 
molécula de H
2
 gasoso, para formar dois átomos de hidrogênio, é necessário absorver 436 kJ 
de energia da vizinhança. Outras moléculas, com diferentes átomos ligados, também podem 
se dissociar.
HCl(g) → H(g) + Cl(g) ΔHL = +431 kJ Eq. 15
– Professor, percebo que é simples atribuir entalpias de ligação às moléculas diatômicas. 
Entretanto, como fazer para ligações que ocorrem nas moléculas poliatômicas, como por 
exemplo, numa molécula de NH
3
 ou CH
4
, constituídas respectivamente por três ligações 
N ⎯ H e quatro ligações C ⎯ H ?
– Carlos, sua pergunta é muito importante. Porém, você deve prestar atenção que vou 
começar a falar sobre esse assunto agora.
Como vimos, toda quebra de ligação é um processo endotérmico, pois as moléculas 
precisam receber energia, desestabilizando suas ligações para posteriormente serem rompidas. 
Porém, no caso de moléculas poliatômicas como a da amônia (NH
3
) e do metano (CH
4
), 
devemos invariavelmente usar as energias médias de ligação. Observe a Equação 16.
CH4(g) + energia → C(g) + 4H(g) ΔHL = +1.660 kJ Eq. 16
A molécula de metano exibe quatro ligações C ⎯ H idênticas; portanto, o calor de 
atomização é igual à soma das energias de ligação das quatro ligações C ⎯ H, o que equivale 
à energia obtida na equação dividida por quatro (1.660/4), fornecendo uma entalpia média 
de ligação de aproximadamente 415 kJ/mol. Se considerarmos as entalpias de ligação 
C ⎯ H em outros compostos orgânicos veremos que a entalpia média de ligação é 
413 kJ/mol, um resultado muito próximo do valor encontrado para o CH
4
 de 415 kJ/mol. 
Fato semelhante ocorre na amônia, apenas com valores diferentes. 
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio 13
A baixa reatividade apresentada pelas moléculas de nitrogênio (N≡N) é consequência 
de suas fortes ligações, pois essa molécula apresenta entalpia de ligação de 945 kJ/mol. Isso 
explica a dissolução das moléculas de oxigênio em meio às de nitrogênio no ar atmosférico, 
sem a ocorrência de nenhuma reação entre as duas espécies. 
As Tabelas 2 e 3 evidenciam energia de ligação para várias espécies.
Tabela 3 – Energia de ligação entre dois átomos.
Entalpias médias de ligação simples, ΔHL/(Kj/mol) a 25 
oC
H C N O F Cl Br I
H 436 415 391 463 566 432 362 295
C 348 293 358 485 328 276 240
N 163 157 270 200 243
O 146 185 203 201 201
F 158 254 250 278
Cl 243 219 210
Br 193 175
I 149
Tabela 4 – Energia de ligação de algumas ligações duplas e triplas.
Ligações Duplas Ligações Triplas
Tipo de ligação Energia (kJ/mol) Tipo de ligação Energia (kJ/mol)
C = C 602 C ≡ C 835
N = N 418 N ≡ N 941
O = O 498
C = N 615 C ≡ N 887
C = O 732* C ≡ O 1.072
* Exceto para o CO
2
, que é 799 kJ/mol.
Como vimos, todos os processos de quebra de uma ligação química são endotérmicos, 
o que nos leva a concluir que o inverso, a formação de uma ligação química, é sempre 
exotérmica. Observe a seguir a formação da molécula de hidrogênio:
H(g) + H(g) → (H − H)(g) + energia ΔHf
◦
= −436 kJ Eq. 17
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
0,74Å
–436
0
E
n
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g
ia
 (
kJ
/m
ol
)
Distância H H
14
Figura 9 – Formação espontânea de uma ligação química entre dois átomos de hidrogênio.
O professor Igor percebe que, após mostrar o gráfi co que rege a formação de uma ligação 
química H ⎯ H, José está inquieto em sua carteira, então pergunta: 
– Alguma dúvida, José? 
Prontamente, ele fala:
– Professor, então isso é coerente com o que foi visto na Aula 8 da disciplina Arquitetura 
Atômica e Molecular (Ligações químicas: como se formam?), pois ainda na apresentação dessa 
aula foi dito que substâncias formadas a partir de átomos de quase todos os elementos podem 
se combinar, formando novas substâncias cujas energiassão sempre menores do que a 
soma das energias que esses átomos teriam se permanecessem separados.
– Muito bem, José. Já vi que você aprendeu realmente sobre um dos princípios que 
regem a formação de uma ligação química e, como atividade, é bom que vocês deem uma 
olhada rápida nesta aula que você mencionou. 
De acordo com a equação, verifi que que houve um decréscimo de energia no sistema 
(ligação H ⎯ H). 
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
Constituinte CH
3
C
O
H
ΔHf = –485,5 kJ/mol�
Estado padrão
Relembrando da 
aula sobre gases 
que o estado padrão 
de uma substância 
é o estado em que 
a substância pura 
existe em seu estado 
físico, alotrópico mais 
comum e estável 
na pressão 
exata de 1 bar.
15
Transformações químicas 
A indústria química produz as mais variadas substâncias, que podem ser utilizadas como 
reagentes na produção de alimentos, medicamentos, bebidas, material de limpeza doméstica, 
produtos agrícolas etc. Os processos que regem a formação, tanto dos produtos que utilizamos 
ou consumimos quanto a produção de substâncias reagentes, são acompanhados por variações 
de energia (variações de entalpia). Um exemplo disto é a produção do ácido acético, substância 
responsável pelo gosto azedo do vinagre (Figura 10), que é produzido quando certas bactérias 
agem sobre o álcool etílico do vinho, provocando a oxidação deste álcool pelo ar atmosférico.
Figura 10 – Frascos de vinagre contendo ácido acético. 
Para achar uma maneira conveniente de tabular os valores de entalpia dessas substâncias, 
os químicos utilizam as condições padrão e uma temperatura de sua escolha, geralmente 
25°C, a fi m de determinar valores de entalpia. O estado padrão de uma determinada substância 
precisa ser especifi cado pelo estado físico. Por exemplo, o estado padrão do gás hidrogênio 
é o gás puro na pressão de 1 bar. O estado padrão do carbono é o carbono grafi te, e não o 
diamante, pois o grafi te é a forma de carbono mais estável e abundante nas condições padrões. 
A temperatura não faz parte do estado padrão, sendo possível determinar o estado padrão do 
gás hidrogênio a 150 K, a 273,15 K ou a qualquer outra temperatura. 
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio16
Tipos de entalpias padrões 
A formação de uma espécie química, produzida pela natureza ou por um processo 
de síntese qualquer, ocorre pela variação de entalpia que existe entre a espécie formada e 
seus elementos no estado mais estável da natureza. A entalpia molar padrão de formação 
(ΔH°f ) pode ser defi nida abaixo:
Entalpia molar padrão de formação (ΔH°f ) – É a variação de entalpia de uma 
reação quando um mol de uma substância é formado diretamente a partir de seus 
elementos em seu estado padrão.
Por exemplo, na formação de 1,0 mol de água líquida, a partir do hidrogênio (H
2(g)) gasoso 
puro, quando combinado com 1/2 mol de oxigênio (O
2(g)) gasoso puro, ambos a 1 bar e 
25°C , a entalpia do sistema decresce de 286 kJ, ou seja, 286 kJ de calor são liberados para a 
vizinhança na formação de 1,0 mol de água líquida, isto tudo a pressão constante (Equação 18).
H2(g) + 1�2O2(g) → H2O(l) ΔfHo = −286 kJ Eq. 18
Um dos mecanismos de formação da glicose – um dos principais açúcares encontrado 
nos alimentos – exibe a combinação de carbono, hidrogênio e oxigênio, todos em seu estado 
padrão, liberando 2.808 kJ por mol.
6C(s) + 6H2(g) + 6O2(g) → C6H12O6(s) ΔHf
◦
= −2.808 kJ Eq. 19
Um outro tipo de entalpia padrão ocorre quando um certo combustível, fóssil ou não, 
ao queimar, libera certa quantidade de calor. A variação de energia quando um mol de uma 
substância queima é defi nida como:
Entalpia molar padrão de combustão (ΔH°C ) é a variação de entalpia padrão 
envolvida na combustão completa de 1,0 mol de uma substância qualquer, 
quando todas as substâncias envolvidas nessa combustão se encontram no 
estado padrão.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio 17
Podemos observar a capacidade de energia gerada pelos diversos combustíveis ao 
analisar a quantidade de energia liberada na combustão de três componentes orgânicos muito 
utilizados no cotidiano: metano (principal constituinte do gás natural), álcool e isooctano 
(componente típico da gasolina).
a) Combustão do metano: 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔHC
◦
= −890 kJ Eq. 20
b) Combustão do álcool:
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔHC
◦
= −1.368 kJ Eq. 21
c) Combustão do isooctano:
C8H18 +
25
2
O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(l) ΔHC
◦
= −5461 kJ Eq. 22
A maior quantidade de calor liberada pelo isooctano justifi ca seu uso como combustível, 
pois essa substância tem em cada molécula oito átomos de carbono, que podem produzir 
mais energia que as moléculas de metano e álcool, que têm um e dois átomos de 
carbono, respectivamente. 
A lei de Hess 
Como vimos anteriormente, a entalpia é uma função de estado. Isto quer dizer que não importa o processo pelo qual os reagentes devem passar para chegar à formação dos produtos, pois a variação de entalpia independe deste caminho. Em 1840, um químico 
russo foi um dos pioneiros da Físico-Química ao estudar as variações de energia nas reações 
químicas (em termos de calor, principalmente), tornando-se, assim, autor de um dos princípios 
mais importantes da Termoquímica, denominado de lei de Hess.
Figura 11 – Germain Henri Hess (1802-1850)
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio18
Uma reação que ocorre em uma série de etapas pode ter sua variação de entalpia 
determinada pela soma dos valores de variação de entalpia para cada uma 
destas etapas.
O grande valor prático da lei de Hess é a facilidade de calcular a variação de entalpia de 
reações que não podem ser determinados experimentalmente e não estão disponíveis a 
partir de nenhuma outra fonte. Um exemplo disto é a formação do monóxido de carbono, um 
dos principais poluentes presentes na atmosfera, proveniente da combustão incompleta de 
compostos orgânicos. A determinação direta da variação de entalpia da reação de formação 
do monóxido de carbono é muito difícil, pois uma vez formado, o monóxido de carbono, 
muito reativo, reage com o oxigênio para dar dióxido de carbono. No entanto, através da lei 
de Hess podemos obter a variação de entalpia para essa reação, manuseando as reações 
descritas abaixo:
C
(grafite)
+ O2(g) → CO2(g) ΔHr
◦
= −393, 5 kJ Eq. 23
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ΔHr
◦
= −566, 0 kJ Eq. 24
Para obter a variação de entalpia para a reação de formação do monóxido de carbono 
(Equação 25), podemos manusear as Equações 23 e 24, invertendo ou multiplicando-as por 
algum fator numérico:
C
(grafite)
+ 1�2O2(g) → CO(g) ΔHr
◦
= ? Eq. 25
Anteriormente, vimos que:
ΔHreação direta = – ΔHreação inversa
Logo, podemos inverter a Equação 24 para que o monóxido de carbono se encontre 
como produto da reação, invertendo também o sinal do ΔH desta reação. Como na reação de 
formação do monóxido de carbono temos apenas um mol, podemos também dividir a Equação 
24 por dois, a fi m de obter este resultado. Ao dividir por dois a reação, não podemos esquecer 
de dividir o ΔH. Todas essas mudanças nos valores de ΔH são possíveis em qualquer reação, 
pois devemos lembrar que a variação de entalpia é uma função de estado.
C
(grafite)
+ O2(g) → CO2(g) ΔHr
◦
= −393, 5 kJ
CO2(g) → CO(g) + 1�2O2(g) ΔHr
◦
= +283, 0 kJ
C
(grafite)
+ 1�2O2(g) → CO(g) ΔHr
◦
= −110, 5 kJ
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
Caminho 1
Caminho 2
C
(s) + O2(g)
+1/
2
O
2(g)
CO
(g) +1/
2
O
2(g)
CO
2(s)
ΔH
(1)
 = 393,5kJ
ΔH
(2)
 = –110,5kJ ΔH
(3)
 = –298,0kJ
19
Figura 12 – Dois caminhos distintos para a variação de entalpia na formação do CO
2(g).
O dióxido de carbono também pode ser formado por dois caminhos distintos. Veja a 
Figura 12. Observe que a variação de entalpia para o caminho 1 é o somatório para a variação 
de entalpia do caminho 2 quando dividido em duas etapas. Logo:
ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 Eq. 27
Para todas essas reações, podemos calcular a variação de entalpia padrão da reação, 
ΔH°r , que é a diferença entre as entalpias molares dos reagentes quese transformam em 
produtos, ambos (reagentes e produtos) nos seus respectivos estados padrões, cada um 
acompanhado do seu respectivo coefi ciente estequiométrico, v na equação química. Essa 
relação é expressa pela Equação 28:
ΔHr
◦
= ΣvHm
◦
(produtos) − ΣvHm◦ (reagentes) Eq. 28
Exercício resolvido 1
O nitrato de amônio (NH
4
NO
3
) possui várias aplicações, dentre elas o seu uso para 
produção do gás hilariante (N
2 O), um gás que age sobre o sistema nervoso central, fazendo 
com que as pessoas riam histericamente. O N
2
O pode ser obtido a partir da decomposição 
térmica do NH
4
NO
3
 em temperaturas da ordem de 190°C em um processo exotérmico. Nesta 
decomposição, além do N
2
O
(g) também é produzido vapor de água. Utilizando a lei de Hess 
e as equações termoquímicas abaixo, determine a quantidade de calor liberada no processo 
de obtenção do gás hilariante (N
2 O).
Reação 1: N2(g) +
1
2
O2(g) → N2O(g) ΔHf
◦
= 81, 5 kJ
Reação 2:
 
H2(g) +
1
2
O2(g) → H2O(g) ΔHf
◦
= −241, 6 kJ
Reação 3: N2(g) + 2H2(g) +
3
2
O2(g) → NH4NO3(s) ΔHf
◦
= −364, 9 kJ
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
Atividade 2
20
Solução: 
Primeiro devemos montar a reação de decomposição do NH
4
NO
3(s), produzindo 
N
2
O
(g), e a H2O(l), como especifi cado no problema. Em seguida observa-se como estão 
arranjadas as reações, manuseando-as de forma a obter a reação de decomposição 
do NH
4
NO
3(s). Perceba que nas Reações 2 e 3, temos um mol e dois mols de hidrogênio 
(H
2(g)), respectivamente. Como na reação de decomposição do NH4NO3 não é necessário 
hidrogênio, temos que cancelá-los. Isto pode ser feito multiplicando a Reação 2 por dois. 
Para que NH
4
NO
3
 seja decomposto, ele deve estar como reagente em uma reação química. 
A única reação com esta espécie é a terceira; podemos, então, inverter a reação para tê-la como 
reagente, lembrando também de inverter o sinal do ΔH.
N2(g) +
1
2
O2(g) → N2O(g) ΔHf
◦
= 81, 5 kJ
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ΔHf
◦
= −483, 2 kJ
NH4NO3(s) → N2(g) + 2H2(g) +
3
2
O2(g) ΔHf
◦
= 364, 9 kJ
Após as devidas eliminações, encontramos:
NH4NO3(s) −→
Δ
N2O(g) + 2H2O(g) ΔHr
◦
= −36, 8 kJ
É importante ressaltar que neste exercício resolvido trabalhamos apenas com reações 
de formação; no entanto, a reação fi nal de decomposição do NH
4
NO
3
 nos fornece a variação 
de entalpia da reação. 
Para qual das seguintes reações ΔH°r = ΔH°f ?
a) H2(g) + S(rómbico) → H2S(g) c) H2(g) + CuO(s) → H2O(l) + Cu(s)
b) C
(diamante)
+ O2(g) → CO2(g) d) O(g) + O2(g) → O3(g)
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
Sobrecâmara
Câmara
Termômetro câmara
Banho de água
Amostra Frasco de reação
Termômetro
sobrecâmara
Eletrodos
ignição
21
– Acredito que muitos de vocês estão se questionando sobre como é medido o calor liberado 
ou absorvida nessas reações químicas. Alguém tem alguma ideia de como estes processos ocorrem?
– Professor, na Aula 8 da disciplina Física e Meio Ambiente, estudamos um equipamento 
chamado calorímetro. Podemos utilizá-lo para medir o calor das reações químicas?
– De algumas reações sim, José. 
Figura 13 – Bomba calorimétrica.
Só para relembrar, podemos usar o calorímetro para medir a quantidade de calor liberado 
ou absorvido durante grande parte das reações de neutralização. Especifi camente para as 
reações que envolvem gases usamos uma bomba calorimétrica, que é um equipamento 
geralmente utilizado para as reações de combustão (Figura 13). Uma bomba calorimétrica 
consiste de um recipiente de paredes adiabáticas, hermeticamente fechadas, onde se introduz 
uma massa conhecida da substância que se pretende determinar a capacidade misturada com 
oxigênio para realizar a sua combustão. Ao redor do frasco onde se realiza a combustão, existe 
um banho de água, que ajudará a determinar a quantidade de calor desprendido na reação, 
identifi cada pelo aumento da temperatura da água. A combustão da amostra se inicia pela 
ignição de condutores elétricos (eletrodos) junto à amostra. 
– Professor, dá para relembrar também o que é o calor específi co de uma substância?
– Claro, Carlos. 
O calor específi co de uma substância é a quantidade de calor necessária para elevar em 
1 °C a temperatura de 1g da substância. É necessário que vocês estabeleçam a diferença entre 
calor específi co e capacidade calorífi ca.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio22
Capacidade calorífi ca 
Todas as substâncias armazenam em si uma dada quantidade de energia que pode ser completamente transformada em calor, podendo, assim, ser de alguma forma determinada. Os alimentos são os melhores exemplos dessas reservas energéticas. É 
comum observarmos em rótulos de alimentos as quantidades de energia que cada constituinte 
do alimento (proteínas, gorduras, açúcares etc.) possui (Figura 14).
Figura 14 – Rótulo de alimentos contendo informações calóricas. 
Fo
nt
e:
 <
ht
tp
://
w
w
w
.s
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ad
o.
go
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f/s
en
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do
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or
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jo
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63
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63
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 A
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ab
r. 
20
08
.
A capacidade calorífi ca de uma substância é uma propriedade extensiva da substância, 
pois não podemos falar em capacidade calorífi ca da água, mas da capacidade calorífi ca que 
certa quantidade de água possui em sua forma sólida, líquida ou gasosa, como por exemplo, a 
contida em um copo ou em um lago. Esta capacidade é uma das propriedades térmicas da água. 
Defi nem-se por propriedades térmicas de uma substância aquelas que descrevem 
a capacidade que o sistema possui em absorver ou liberar calor sem necessariamente a 
ocorrência de uma reação química. A capacidade calorífi ca pode ser obtida multiplicando-se 
a massa desta mesma substância pelo seu calor específi co.
Capacidade calorífi ca = calor específi co × massa ou Cap. Calor =
J
g ◦C
× g
O que nos leva à seguinte relação:
Capacidade calorífi ca =
Quantidade de calor trocado
Variação de temperatura
∴ C = q
ΔT
 Eq. 29
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio 23
Uma substância pode ser aquecida a volume constante e à pressão constante. Quando 
aquecida a volume constante, o aumento na temperatura é diferente daquele quando aquecido 
à pressão constante. Como vimos na Aula 3, um processo que ocorre a volume constante não 
pode realizar trabalho, ou seja, todo calor trocado é igual à variação de energia interna:
ΔU = qv
Já um processo que ocorre à pressão constante usa algum calor para realizar trabalho 
de expansão mais que para aumentar a temperatura do sistema; é o caso, por exemplo, da 
expansão na atmosfera, do gás hidrogênio durante a reação do zinco com o ácido clorídrico, 
vista também na aula passada. No decorrer de toda esta aula vimos que nos processos à 
pressão constante a variação de energia que ocorre é:
ΔH = qp
Portanto, a capacidade calorífi ca a volume constante e à pressão constante pode 
ser defi nida da seguinte maneira:
Capacidade calorífi ca a V = constante Capacidade calorífi ca a p = constante
A V = constante o w = 0 (zero) A p = constante, ΔH = q
Se, ΔU = q + w, então a V = constante 
ΔU = q
Como C =
q
ΔT
; e ΔH = q , então:
Como C =
q
ΔT
; e ΔH = q, então:
Cv =
ΔU
ΔT
 Eq. 30
Cp =
ΔH
ΔT
 Eq. 31
Exercício resolvido 2 
A glicose (C
6
H
12
O
6
) contida nos alimentos em geral é fundamental para reservar a energia 
necessária na utilização dos processos metabólicos. Para determinar o conteúdo energético de 
uma massa de glicose um químico queimou, em uma bomba calorimétrica que tem capacidade 
calorimétrica de 0,34 kj. K–1, 0,4 g de glicose. Observando que a temperatura aumentou 
5,6°C, determine neste processo:
a) A reação de combustão completa da glicose;
b) A entalpia padrão de combustão;
c) A energia interna padrão de combustão.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio24
Solução:
Inicialmente vamos montar a reação de combustão da glicose, seguida da determinação 
da entalpia padrão de combustão, considerando que a queima da glicose ocorre à pressão 
constante. Por último, podemos utilizar a defi nição de entalpia (ΔH= ΔU + PΔV ) e a 
equação dos gases ideais (PV = nRT) para encontrar a energia interna de combustão. 
a) C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l);
b) A bomba calorimétrica é utilizada para determinar o calor produzido nas reações de 
combustão, ou seja, a quantidade de calor liberada por mol de substância:
ΔHC
◦
=
q
n
Como a capacidade calorífi ca pode ser dada por:
C
calorif
=
q
ΔT
∴ q = C
calorif
· ΔT ,
então
ΔHC
◦
=
C
Calorif
· ΔT
n
∴ ΔHC
◦
=
C
Calorif
· ΔT · MM
m
Como n é a quantidade em matéria, ao substituí-lo temos MM à massa molar da glicose 
e m é a massa de glicose utilizada na análise:
ΔHC
◦
=
0, 34 kj.K−1 × 278, 6 K × 180 g.mol−1
0, 4 g
= 4, 26 × 104 kj mol−1
c) ΔHC
◦
= ΔUC
◦
+ PΔV ;
Variando todos os termos na equação do gás ideal, temos apenas a variação no número 
de mols; logo, PΔV = ΔnRT, onde, de acordo com a equação descrita no item (a), temos 6 
moles gasosos de CO
2
 no produto e 6 moles gasosos de O
2
 nos reagentes. Δn será:
Δn
gás
= (
∑
n◦ mols gasoso do produto) − (
∑
n◦ mols gasoso no reagente)
= 6 mols CO2 − 6 mols O2 = 0 (zero)
Logo; ΔHC
◦
= ΔUC
◦
+ ΔnRT ∴ ΔHC
◦
= ΔUC
◦
, pois a variação em Δn
gás
é nula.
Então,
ΔUC
◦
= ΔHC
◦
= 4, 26 × 104 kj mol−1
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio 25
Capacidades calorífi cas molares 
As capacidades calorífi cas molares podem ser obtidas dividindo-se as quantidades Cv 
e Cp pelo número de mols da substância e representadas por Cv,m e Cp,m para capacidade 
calorífi ca molar a volume constante e capacidade calorífi ca molar à pressão constante, 
respectivamente.
Cv,m =
cv
n
e Cp,m =
cp
n
 Eq. 32
Temos agora a defi nição de duas diferentes capacidades calorífi cas, uma para a mudança 
em um sistema mantido a volume constante e a outra para a mudança em um sistema mantido 
à pressão constante. Vamos verifi car qual a relação que existe entre as duas. 
Utilizando a defi nição de entalpia (H ≡ U + pV) estudada na Aula 3, podemos observar 
que o aquecimento de uma amostra de um gás ideal provoca variação na energia interna na 
entalpia e na temperatura, daí:
ΔH = ΔU + nRΔT Eq. 33
Um processo à pressão constante pode, então, ter sua capacidade calorífi ca expressa 
pela seguinte equação:
Cp =
ΔH
ΔT
∴ Cp =
ΔU + nRΔT
ΔT
 Eq. 34
Logo,
Cp =
ΔU
ΔT
+
nRΔT
ΔT
Como 
Cv =
ΔU
ΔT
,
Então
Cp = Cv + nR Eq. 35
Dividindo tudo pelo número de mols, podemos obter a relação entre as capacidades 
calorífi cas molares de um gás ideal na Equação 36:
Cp,m − Cv,m = R Eq. 36
Para reconhecer a diferença que existe entre o calor específi co e as diferentes formas de 
capacidade calorífi ca, podemos analisar a Tabela abaixo:
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio26
Tabela 5 – Unidades no S.I. para o calor específi co e a capacidade calorífi ca.
Tipo de propriedade térmica Unidade no S.I
Calor específi co J.kg–1.K–1
Capacidade calorífi ca a volume constante J.K –1
Capacidade calorífi ca à pressão constante J.K–1
Capacidade calorífi ca molar a volume constante J.mol –1.K –1
Capacidade calorífi ca molar à pressão constante J.mol –1.K –1
Exercício resolvido 3
O oxigênio gasoso (O
2(g)), substância essencial à vida humana, pode ser obtido de 
duas maneiras. Primeiro pela separação entre os diferentes pontos de ebulição do oxigênio e 
nitrogênio do ar atmosférico, o que não garante obtenção de um composto completamente 
puro. A outra forma é através da decomposição térmica do cloreto de potássio (KClO
3(s)), 
utilizando dióxido de manganês (MnO
2(s)) como um catalisador segundo a reação abaixo:
2KCLO3(s)
MnO3(s)−−−−−→ 2KCl(s) + 3O2(g)
Neste processo é possível obter oxigênio com maior grau de pureza do que 
no anterior. Suponha que para obter 3,0 moles de O
2(g) o sistema seja aquecido de 
298 K a 343 K em uma pressão constante de 2,25 atm. Sabendo que a capacidade calorífi ca 
molar do oxigênio é de 29,4 J. K–1.mol –1, determine a quantidade de calor (q), a variação 
de entalpia (ΔH) e a variação de energia interna (ΔU). Quanto vale sua capacidade calorífi ca 
molar a volume constante?
Solução: 
É de fundamental importância atentar para o enunciado da questão, que diz que a reação 
ocorre à pressão constante. Logo, ao acharmos o valor de q automaticamente temos o valor 
de ΔH. O valor de ΔH pode ser obtido pela sua relação com a capacidade calorífi ca, e o valor 
de ΔU pela defi nição de entalpia.
Cp,m =
cp
n
e Cp =
ΔH
ΔT
Relacionando as duas equações, temos: ΔH = Cp,m · n · ΔT
ΔH = 29, 4 J.K−1.mol−1 · 3 mols · (343 − 298)K = 3.969 J
Como a pressão é constante, ΔH = q, então q = 3.969J.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
(aA + bB) a T
2
(cC + dD) a T
2
(aA + bB) a T
1
(cC + dD) a T
1
ΔH
1
ΔH
2
ΔH’ ΔH”
27
Para achar ΔU, fazemos: ΔH = ΔU + PΔV . Como só ocorre variação na 
temperatura, temos: ΔH = ΔU + nRΔT
ΔU = ΔH − nRΔT = 3.969 J − 2, 0 mols · 8, 3145 J.K−1.mol−1(343 − 298)K =
= 2.846, 5 J
Lei de Kirchhoff 
– Professor, em todos estes casos de variações de entalpia, foi especifi cado que 
só podemos manusear valores de ΔH quando todas as reações estiverem na mesma 
temperatura. Então, quer dizer que quando a temperatura varia, também ocorre variação de 
entalpia em uma reação química?
– Claro que sim, Carlos.
A entalpia de uma reação é uma função da temperatura; no entanto, se quiser de fato ter 
um resultado seguro com relação ao valor da entalpia de reação em outra temperatura, devemos 
fazê-lo à medida na temperatura de interesse. Como nem sempre isto é possível, podemos 
utilizar a lei de Kirchhoff, que fornece uma estimativa razoável da relação entre variações de 
entalpia de uma reação química em temperaturas distintas.
A transformação de reagentes em produtos pode ser realizada por um dos caminhos da 
Figura 15.
Figura 15 – Esquema de ilustração da variação de temperatura em relação à variação de entalpia.
Como a variação de entalpia possui uma relação direta com a capacidade calorífi ca à pressão 
constante, pode-se inferir que quando a temperatura aumenta a entalpia também aumenta.
Cp =
ΔH
ΔT
∴ ΔT · Cp = ΔH
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio28
Logo, a expressão que relaciona a variação de entalpia de uma reação em diferentes 
temperaturas é:
Δr,2H
◦ = Δr,1H + ΔCp(T2 − T1) Eq. 37
onde ΔCp é a diferença entre as capacidades calorífi cas molares à pressão constante dos 
produtos e reagentes:
ΔCp =
∑
nCp,m(produtos) −
∑
nCp,m(reagentes) Eq. 38
Exercício resolvido 4 
A lei de Kirchhoff, muito utilizada na indústria química quando se necessita saber a 
variação de entalpia de uma reação em altas temperaturas, é utilizada na síntese da amônia, 
que ocorre em temperaturas da ordem de 450°C. A entalpia padrão da reação de síntese da 
amônia a 25°C é:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ΔrH◦ = −9, 22 · 104 J.mol−1
Determine a entalpia padrão da reação de síntese da amônia a 450°C, utilizando os dados 
de capacidade calorífi ca molar à pressão constante fornecidos na Tabela a seguir.
Tabela 6 – Capacidade calorífi ca molar à pressão constante do nitrogênio, hidrogênio e amônia
Substância química
Capacidade calorífi ca molar a pressão constante 
(Cp,m) (J. K
–1. Mol –1)
Nitrogênio (N
2(g)) 29,1
Hidrogênio (H
2(g)) 28,8
Amônia (NH
3(g)) 35,0
Solução: 
Inicialmente vamos converter a temperatura de graus Celsius para Kelvin, seguida 
da determinação da variação das capacidades calorífi cas entre reagentes e produtos. Para 
encontrar o valor da entalpia na temperatura de 450°C, vamos usar a Equação 37.
Variação das capacidades calorífi cas molares:
ΔCp =
∑
nCp,m(produtos) −
∑
nCp,m(reagentes)
ΔCp = 2 · (35, 0 J.K−1.mol−1) − {(29, 1 J.K−1.mol−1) + 3 · (28, 8 J.K−1.mol−1)}
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
Resumo
29
ΔCp = −45, 5 J.K−1.mol−1
Encontrando o Δr,2H° na temperatura desejada
Δr,2H
◦ = Δr,1H + ΔCp(T2 − T1)
Δr,2H
◦ = −9, 22 · 104 J.mol−1 + (−45, 5 J.K−1.mol−1) · (723 − 298) =
Δr,2H
◦ = −1, 12 · 105 J.mol−1
Vimos nesta aula que a maioria dos processos físicos e químicos ocorre à 
pressão constante, caracterizando a necessidade de uma funçãotermodinâmica 
que evidencie a variação de energia nesses processos. Esta função é a entalpia 
que mede a quantidade de energia necessária às espécies químicas, como 
átomos, íons, moléculas ou radicais, para sofrer transição de fase ou até mesmo 
transformações atômicas e moleculares. Também foi importante entender que, 
nas transformações químicas, átomos e moléculas se rearranjam, dando origem a 
novas substâncias. Como vimos, a formação de uma nova substância dá origem a 
variações de energia (variações de entalpia) que são específi cas em cada reação. 
Assim, aprendemos a diferenciar entalpia de formação de entalpia de combustão 
e de reação, podendo ainda utilizar a lei de Hess para manusear estas entalpias e 
determinar a variação de entalpia em qualquer reação química. Terminamos nossa 
aula identifi cando que a capacidade calorífi ca das substâncias pode ser medida à 
pressão ou a volume constante e que se quisermos determinar a entalpia de uma 
substância em diferentes temperaturas podemos usar a lei de Kirchhoff.
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
1
2
3
ΔH
Reagentes
Produtos
Caminho
da reação
E p
o
te
n
c
ia
l
(I )
0
ΔH
Reagentes
Produtos
Caminho
da reação
E p
o
te
n
c
ia
l
(II )
0
30
Autoavaliação
Qual a diferença entre:
a) ΔH°r° e ΔH°f b) ΔH
°
Vap e ΔH
°
fus c) ΔHion e ΔHAE
A variação de entalpia é uma função de estado porque independe do caminho 
percorrido para que a reação aconteça. Analisando os gráfi cos abaixo, forneça o 
que se pede:
a) Qual gráfi co representa uma reação exotérmica?
b) No gráfi co (I), as ligações nas moléculas dos reagentes interagem mais fortemente que 
nas moléculas dos produtos?
c) No gráfi co (II), para que as ligações sejam formadas as moléculas reagentes precisam 
ganhar energia potencial para se converter em produtos. Cite uma maneira disto ocorrer.
Classifi que os processos abaixo em endotérmicos ou exotérmicos.
a) Água líquida transformando-se em gelo.
b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
c) N2(g) → N2(l) obtido a uma pressão elevada
d) A combustão de 1g de glicose
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
4
5
6
31
Responda as perguntas abaixo:
a) Qual é a diferença entre calor específi co e capacidade calorífi ca? Diga quais as unidades 
destas quantidades, identifi cando qual das duas é a propriedade extensiva e qual é a 
propriedade intensiva.
b) Em uma determinação calorimétrica, por que é importante conhecer a capacidade calorífi ca 
do calorímetro?
O pentóxido de dinitrogênio (N
2
O
5
) é um óxido não metálico comumente chamado 
de anidrido ácido, ou seja, reage com água formando soluções ácidas. Utilizando as 
equações abaixo, calcule a entalpia padrão de formação do N
2
O
5
.
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ΔHr◦ = −114, 1 kJ/mol
4NO2(g) + O2(g) → 2N2O5(g) ΔHr◦ = −110, 2 kJ/mol
N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ΔHr◦ = +180, 5 kJ/mol
Com base nos valores de entalpia padrão de formação, calcule a variação de entalpia 
neste processo.
Para quebrar ou formar ligações entre átomos e/ou moléculas é necessário absorção 
ou liberação de energia. Essas determinações são realizadas experimentalmente em 
laboratórios de pesquisa em diversas partes do mundo com equipamentos altamente 
sofi sticados. As equações abaixo mostram valores de entalpia, determinados a 
25°C, para reações de formação de OH
(g), H2O(g) e reações de dissociação de 
moléculas como H
2
 em átomos de hidrogênio (H
(g)) e moléculas de O2 em átomos 
de oxigênio (O
(g)). 
1
2
H2(g) +
1
2
O2(g) → OH(g) ΔHf◦ = 38, 9 kJ/mol
H2(g) +
1
2
O2(g) → H2O(g) ΔHf◦ = −241, 8 kJ/mol
H2(g) → 2H(g) ΔH◦ = 436 kJ/mol
O2(g) → 2O(g) ΔH◦ = 498, 3 kJ/mol
Utilizando esses dados, calcule ΔH° para:
a) Variação de energia na quebra da ligação do radical OH,
OH(g) → H(g) + O(g)
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio
7
8
9
32
b) Variação da energia média de ligação da ligação O ⎯ H para 1 mol de água, 
H2O(g) → 2H(g) + O(g)
c) Variação da energia de dissociação da ligação O ⎯ H na água, 
H2O(g) → H(g) + OH(g)
O argônio (Ar) foi o primeiro dos gases inertes a ser descoberto na Terra. 
É geralmente empregado como gás de enchimento de lâmpadas incandescentes e 
na indústria química, possibilitando a recriação de atmosferas inertes e evitando 
reações químicas indesejáveis em vários tipos de operações. Uma amostra contendo 
1,5 mol de Ar
(g) é expandida isotermicamente a 0°C de 25 a 50 L de duas formas:
a) reversivelmente;
b) livremente (contra pressão externa zero).
Em ambos os processos determine o calor(q), o trabalho (w), a variação de energia interna 
(ΔU) e a entalpia (ΔH).
Um dos melhores exemplos da perfeição da natureza é a constituição do corpo 
humano, formado por cerca de 70% de água. Este fato é essencial à vida humana, 
pois a elevada capacidade calorífi ca da água estabiliza a temperatura do corpo, 
evitando que uma grande quantidade de energia seja liberada ou absorvida para que 
haja uma alteração signifi cativa na temperatura. Por isso a necessidade de ingerirmos 
grande quantidade de água. Sabendo que a capacidade calorífi ca molar da água é 
de 75,3 J. K–1.mol –1, qual a energia necessária para aquecer 500 g de água (Uma 
garrafa de água mineral) quando a temperatura varia de 40°C ?
Os gases são altamente compressíveis, pois neste estado a distância entre as 
moléculas é grande o sufi ciente para que a maior parte do volume ocupado por 
um gás seja espaço vazio. Na compressão adiabática de 1,0 mol de um gás ideal, 
Cv,m =
5
2
R , a temperatura é elevada de 20°C para 50°C. Calcule o calor (q), o 
trabalho (w), a variação de energia interna (ΔU) e a entalpia (ΔH).
Aula 04 Termoquímica e Equilíbrio 33
Referências
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PROBLEMAS com a teoria calórica. Disponível em: <http://wwwusers.rdc.puc-rio.br/wbraga/
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Anotações
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Anotações
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