Estudo da Termoquímica

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TERMOQUÍMICA
Termoquímica
É o estudo das quantidades de calor liberadas
ou absorvidas durante as reações químicas ou
mudanças de estado físico de uma substâncias.
Para a Termoquímica, as reações químicas se
classificam em:
◼ Reações exotérmicas – são aquelas que produzem ou liberam
calor, como por exemplo:
- a queima do carvão: 
C + O2 → CO2 + calor
- a combustão da gasolina: 
C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O + calor
◼ Reações endotérmicas – são as que absorvem calor, como por
exemplo:
- a decomposição do carbonato de cálcio:
CaCO3 + calor → CaO + CO2
Variação da Entalpia (H)
É a medida da quantidade de calor liberada ou absorvida pela
reação, a pressão constante.
O cálculo da variação da entalpia é dado pela expressão genérica:
H = Hfinal – Hinicial ou H = Hproduto - Hreagente
H em reações exotérmicas
◼ Nas reações exotérmicas, a
entalpia dos produtos (Hp) é
menor do que a entalpia dos
reagentes (Hr).
◼ Assim: H = Hp - Hr < 0; o valor
negativo indica que as
substâncias perdem energia
(entalpia) durante a reação.
Entalpia (H)
Hr
Hp
H < 0
caminho da reação
H em reações endotérmicas
◼ Nas reações endotérmicas, a
entalpia dos produtos (Hp) é
maior do que a entalpia dos
reagentes (Hr).
◼ Assim: H = Hp - Hr > 0; o
valor positivo indica que as
substâncias ganharam energia
(entalpia) durante a reação. caminho da reação
H > 0
Hp
Hr
Entalpia (H)
Representação:
◼ Reação endotérmica:
CaCO2 (s)→ CaO (s) + CO2 (g) H = + 1207 kJ
CaCO2 (s) + 1207 kJ → CaO (s) + CO2 (g)
◼ Reação exotérmica:
S (g) + 3/2 O2 → SO3 (s) H = - 94,4 kcal/mol
S (g) + 3/2 O2 → SO3 (s) + 94,4 kcal/mol
Exemplos
01) Classifique as reações a seguir em endotérmicas ou exotérmicas:
a) CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 67,6 kcal
b) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ∆H = + 31,4 kcal
c) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆H = - 57,8 kcal
d) 940,0 kJ + N2 → 2 N
e) 506,6 kJ + O2 → 2 O
Exemplos
01) Classifique as reações a seguir em endotérmicas ou exotérmicas:
a) CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 67,6 kcal
b) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ∆H = + 31,4 kcal
c) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆H = - 57,8 kcal
d) 940,0 kJ + N2 → 2 N
e) 506,6 kJ + O2 → 2 O
exotérmica
endotérmica
exotérmica
endotérmica
endotérmica
Exemplos
(Unama-PA) Durante o jogo de tênis, o da sugeriu a aplicação de 
compressa quente sobre o local da lesão. No armário de medicamentos 
havia dois tipos de compressas na forma de pacotes plásticos, sendo um 
deles amarelo e o outro azul.
 No pacote amarelo estava a informação: ao pressionar ocorre a reação
CaCl2(s) → Ca2+
(aq) + 2 Cl-(aq) H = - 82,8 kJ
 No pacote azul estava a informação: ao pressionar ocorre a reação
NH4NO3(s) → NH4
+
(aq) + NO3
-
(aq) H = 26,2 kJ
 
 Qual dos dois pacotes deverá ser utilizado como compressa quente sobre a 
lesão? Justifique sua resposta. 
Exemplos
(Unama-PA) Durante o jogo de tênis, o da sugeriu a aplicação de 
compressa quente sobre o local da lesão. No armário de medicamentos 
havia dois tipos de compressas na forma de pacotes plásticos, sendo um 
deles amarelo e o outro azul.
 No pacote amarelo estava a informação: ao pressionar ocorre a reação
CaCl2(s) → Ca2+
(aq) + 2 Cl-(aq) H = - 82,8 kJ
 No pacote azul estava a informação: ao pressionar ocorre a reação
NH4NO3(s) → NH4
+
(aq) + NO3
-
(aq) H = 26,2 kJ
 
 Qual dos dois pacotes deverá ser utilizado como compressa quente sobre a 
lesão? Justifique sua resposta. 
Pacote amarelo, pois haverá liberação de calor (reação exotérmica)
H nas mudanças de estado físico
◼ Processos endotérmicos: fusão, vaporização e sublimação (sólido 
para o gasoso).
◼ Processos exotérmicos: solidificação, liquefação e sublimação 
(gasoso para o sólido).
Exemplos
1) Ao sair de uma piscina em um dia de vento, sentimos frio. 
Proponha uma explicação para isso, baseada nos conceitos de 
mudança de fase e de troca de calor.
 
 2) Dos processos I a VI esquematizados abaixo, todos a pressão 
constante, quais são endotérmicos? E exotérmicos?
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
I II
III IVV
VI
Exemplos
1) Ao sair de uma piscina em um dia de vento, sentimos frio. 
Proponha uma explicação para isso, baseada nos conceitos de 
mudança de fase e de troca de calor.
 
 2) Dos processos I a VI esquematizados abaixo, todos a pressão 
constante, quais são endotérmicos? E exotérmicos?
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
I II
III IVV
VI
Quando a água que está sobre a pele passa da fase líquida para a fase 
vapor, absorve calor das vizinhanças, o que inclui a superfície do corpo. Essa 
perda de calor pelo corpo produz a sensação de frio.
Endotérmicos: I, II e V
Exotérmicos: II, IV e VI
Exemplos:
3) (UEMG) Das equações químicas apresentadas a seguir, todas 
são transformações endotérmicas, EXCETO:
 a) H2 (l) → H2 (g) 
 b) O2 (g) → O2 (l)
c) CO2 (s) → CO2 (g)
d) Pb (s) → Pb (l)
Exemplos:
3) (UEMG) Das equações químicas apresentadas a seguir, todas 
são transformações endotérmicas, EXCETO:
 a) H2 (l) → H2 (g) 
b) O2 (g) → O2 (l)
c) CO2 (s) → CO2 (g)
d) Pb (s) → Pb (l)
Equação Termoquímica
É a equação à qual acrescentamos a entalpia da reação 
e na qual mencionamos todos os fatores que possam 
influir no valor dessa entalpia.
 H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H = - 286,6 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)
 C(diamante) + O2 (g) → CO2 (g) H = - 395,0 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)
 H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) H = - 184,1 kJ/mol (75 ºC; 1 atm)
Casos particulares das entalpias das reações
Estado padrão: um elemento químico está no estado padrão 
quando se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou 
cristalino) mais comum e estável, a 25 ºC e 1 atm de pressão.
 Toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a 
zero.
 Exemplo: forma mais comum do carbono: grafite; forma mais 
comum e estável do oxigênio: O2.
Entalpia padrão de formação
◼ É a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol da 
substância, a partir das substâncias simples correspondentes, 
estando todas no estado padrão.
H2 (g) + S (rômbico) + 2 O2 (g) → 1 H2SO4 (l) 
Hfº = - 813,0 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)
2 C(grafite) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) → 1 C2H5OH (l) 
 Hfº = - 277,5 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)
Alguns valores das entalpias padrão de 
formação
Substância Entalpia de formação (kcal/mol)
CO (g) - 26,4
NaCl (s) - 98,6
HI (g) + 6,2
N2 (g) zero
Observação:
◼ O cálculo das variações de entalpia de todas as reações 
químicas pode ser efetuado a partir das entalpias 
padrão de formação das substâncias que participam da 
reação dada.
◼ Exemplo: (UFSC-SP) Um dos sistemas propelentes 
usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N2H4) 
como combustível e peróxido de hidrogênio (H2O2) como 
oxidante. Esses reagentes são chamados hipergólicos, 
isto é, eles iniciam a reação pelo simples contato. A 
reação que ocorre é: 
N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2O(g)
Os reagentes são misturados a 25 ºC na relação molar 
indicada na equação. Qual é o calor da reação?
 São dadas as entalpias de formação:
 N2H4(l) = + 12 kcal/mol
 H2O2(l) = - 46 kcal/mol
 H2O(g) = - 57,8 kcal/mol
Resolução:
N2H4(l) + 2 H2O2 N2 (g) + 4 H2O (g) 
+ 12 2.(-46) 4.(-57,8)
 - 92 - 231,2
Hreagentes = - 80 kcal/mol Hprodutos = - 231,2 kcal/mol
H = Hprodutos - Hreagentes 
H = - 231,2 – (- 80)
H = - 231,2 + 80
H = - 151,2 kcal/mol
Energia de Ligação
◼ É a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada 
na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondo-
se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm.
◼ Exemplos:
H2 (g) → 2 H (g)H = + 435,5 kJ/mol
Cl2 (g) → 2 Cl (g) H = + 242,0 kJ/mol
O2 (g) → 2 O (g) H = + 497,8 kJ/mol 
(1 mol de ligações duplas)
N2 (g) → 2 N (g) H = + 943,8 kJ/mol 
(1 mol de ligações triplas)
Observações:
 * Quanto maior a energia de ligação, mais forte é a ligação, ou seja, 
é mais difícil quebrá-la. Pelo contrário, ligações fracas (de energia 
de ligação pequena) se quebram facilmente. 
 * Para quebrar uma ligação gastamos energia, no sentido inverso, 
isto é, quando ligamos dois átomos – a mesma energia será 
devolvida.
Alguns valores de energia de ligação (kcal/mol)
Ligação Energia de 
ligação
Ligação Energia de 
ligação
C - C 83,2 C - H 98,8
C = C 146,8 C = O 178,0
C  C 200,6 H - Br 87,4
H - H 104,2 C - O 85,5
O cálculo das variações de entalpia de qualquer reação química 
pode ser efetuado a partir das energias de todas as ligações que 
existem nos reagentes e produtos da reação considerada.
 Exemplo: Dados os valores de energia de ligação:
 H – H = 436 kJ/mol C – H = 414 kJ/mol
 C – C = 347 kJ/mol Cl – Cl = 243 kJ/mol
 C – Cl = 331 kJ/mol H – Cl = 431 kJ/mol
 
 Determine o H para a reação dada:
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl + HCl
Observação:
Resolução:
Energia absorvida Energia liberada
C – H = 4.(414) = 1656 C – H = 3.(414) = 1242
Cl – Cl = 243 C – Cl = 331
H = + 1899 H – Cl = 431
 H = - 2004
H = + 1899 - 2004
H = - 105 kJ
C
H
H
H
H + Cl Cl C
H
H
H
Cl + H Cl
LEI DE HESS
“A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou 
absorvida) em uma reação química depende apenas dos 
estados inicial e final da reação”.
Conseqüências:
◼ As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem 
equações matemáticas.
◼ Multiplicando ou dividindo uma equação termoquímica por um valor 
diferente de zero, o valor do H será também multiplicado ou dividido 
pelo mesmo valor.
◼ Invertendo uma equação termoquímica, inverte-se o sinal do H.
 
Exemplo:
Dadas as equações termoquímicas:
I. C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) H = - 18 kcal/mol
II. C(g) + 2 H2(g) → CH4(g) H = - 190 kcal/mol
 Calcule o calor envolvido na reação:.
C(grafite) → C(g)
a) Manter a equação I
C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) H = - 18 kcal/mol
b) Inverter a equação II
CH4(g) → C(g) + 2 H2(g) H = + 190 kcal/mol
c) Soma das equações I e II
 C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) H = - 18 kcal/mol
 CH4(g) → C(g) + 2 H2(g) H = + 190 kcal/mol
 C(grafite) → C(g) H = + 172 kcal/mol
 
Exemplo
◼ (UFPR) Os propelentes de aerossol são normalmente 
clorofluocarbonatos (CFCs), como freon-11 (CFCl3) e freon-12 
(CF2Cl2). Tem sido sugerido que o uso continuado destes pode 
reduzir a blindagem de ozônio da estratosfera, com resultados 
catastróficos para os habitantes de nosso planeta. Na estratosfera, 
os CFCs e o O2 absorvem radiação de alta energia e produzem, 
respectivamente, átomos de Cl e átomo de O. Dadas as equações 
termoquímicas:
 O2 + Cl → ClO + O H = + 64 kcal
O3 + Cl → ClO + O2 H = - 30 kcal
 Calcular o valor do H em módulo e em kcal, para a reação de
 O3 + O → 2 O2 
◼ Inverter a primeira equação:
 ClO + O → O2 + Cl H = - 64 kcal
◼ Manter a segunda equação:
O3 + Cl → ClO + O2 H = - 30 kcal
◼ Somar as equações:
ClO + O → O2 + Cl H = - 64 kcal
O3 + Cl → ClO + O2 H = - 30 kcal
 O3 + O → 2 O2 H = - 94 kcal
	Slide 1: TERMOQUÍMICA
	Slide 2: Termoquímica
	Slide 3
	Slide 4: Variação da Entalpia (H)
	Slide 5: H em reações exotérmicas
	Slide 6: H em reações endotérmicas
	Slide 7: Representação:
	Slide 8: Exemplos
	Slide 9: Exemplos
	Slide 10: Exemplos
	Slide 11: Exemplos
	Slide 12: H nas mudanças de estado físico
	Slide 13: Exemplos
	Slide 14: Exemplos
	Slide 15: Exemplos:
	Slide 16: Exemplos:
	Slide 17: Equação Termoquímica
	Slide 18: Casos particulares das entalpias das reações
	Slide 19: Entalpia padrão de formação
	Slide 20: Alguns valores das entalpias padrão de formação
	Slide 21: Observação:
	Slide 22: N2H4(l) + 2 H2O2(l)  N2(g) + 4 H2O(g)
	Slide 23: Resolução:
	Slide 24: Energia de Ligação
	Slide 25
	Slide 26: Alguns valores de energia de ligação (kcal/mol)
	Slide 27: Observação:
	Slide 28: Resolução:
	Slide 29: LEI DE HESS
	Slide 30: Exemplo:
	Slide 31
	Slide 32: Exemplo
	Slide 33