Aula 7

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13/05/2015
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FÍSICO-QUÍMICA
� Turma: 3001
� Código: CCE 0191
� Professora: Daniela Sayão
� E-mail: danisayao@hotmail.com
TERMOQUÍMICA
� É a ciência que estuda as transferências de calor
associadas a uma reação química ou mudanças de estado
físico de uma substância.
Processos 
ENDOTÉRMICOS
Processos 
EXOTÉRMICOS
Absorvem calor do meio 
ambiente (∆∆∆∆H>0)
Liberam calor para o 
meio ambiente (∆∆∆∆H<0)
� Calor de Reação - é o nome dado à quantidade de calor
liberado ou absorvido numa reação.
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TERMOQUÍMICA
� Variação de entalpia (∆H)
� Indica a quantidade de calor envolvida em uma
transformação.
Reação endotérmica Reação exotérmica
(∆H) = Hprodutos - Hreagentes
Reação Exotérmica
PR
Energia
∆H = HP - HR
∆H < 0
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Reação Endotérmica
PR
Energia
∆H = HP - HR
∆H > 0
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O( l ) ∆H = – 286 KJ
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ∆H = – 572 KJ
2X 2X
Quantidades de reagente
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( s ) ∆ H = – 293 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ∆ H = – 286 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( v ) ∆H = – 243 KJ
Estado físico dos reagentes e produtos
Fatores que Influenciam nas Entalpias 
das Reações
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H2O ( s )
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( llll )
H2O ( v )
∆H3 = – 293 KJ
∆H2 = – 286 KJ
∆H1 = – 243 KJ
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ENTALPIA
caminho da reação
Hsólido < Hlíquido < Hgasoso
Quanto menor o conteúdo energético, maior é a estabilidade do
composto.
� O carbono grafite é mais estável que o carbono diamante.
� O fósforo vermelho é mais estável que o fósforo branco.
� O enxofre rômbico é mais estável que o enxofre monoclínico.
Estado alotrópico
Temperatura
Ao variar a temperatura, variam a agitação das moléculas e a
entalpia dos envolvidos na reação.
Capacidade de um elemento químico formar 2 
ou mais substâncias simples diferentes
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Formas alotrópicas estáveis Formas alotrópicas menos estáveis
O2 (oxigênio) O3 (ozônio)
C (grafite) C (diamante)
P4 (Fósforo branco) P4 (Fósforo vermelho)
S8 (Rômbico) S8 (Monoclínico)
ALOTROPIA: só ocorre com substâncias simples
Densidade do C grafite = 2,25 g/cm3. 
Densidade do C diamente= 3,51 g/cm3
Densidade do C fulereno= 1,25 g/cm3
A Termoquímica e os estados de agregação
Mudanças de Estado Físico
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Entalpias de Estados Físicos
∆subH = ∆fusH + ∆vapH
Entalpia de vaporização (∆vapH)
H2O(l) H2O (g) 
Entalpia de fusão (∆fusH)
∆vapH = 44 KJ/mol
H2O(s) H2O (l) 
∆fusH = 6,01 KJ/mol
∆condH = - 44 KJ/mol
∆congH = - 6,01 KJ/mol
∆diretaH = - ∆inversaH
C(grafite) O2(g) H2(g) H2O ( l )
Estado Padrão dos elementos e dos 
compostos químicos
� Um elemento químico ou composto se encontra no ESTADO
PADRÃO quando se apresenta em seu estado físico, alotrópico
ou cristalino mais comum e estável, a 25ºC e 1 bar de pressão
� Quando a substância é SIMPLES e se encontra no estado
padrão, sua entalpia será igual a ZERO
� Para descobrir a entalpia de formação de uma substância é só
saber o valor de entalpia da reação de formação dela a partir de
substâncias simples
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É a variação de entalpia envolvida na FORMAÇÃO 
DE 1 MOL da substância, a partir das substâncias 
simples correspondentes, com todas as espécies
no estado padrão 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ���� H2O ( l ) ∆H = – 286 KJ
1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) ���� NH3 (g) ∆H = – 11 kcal
Entalpia ou Calor de Formação (∆Hf)
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ���� H2O ( l )
Entalpia ou Calor de Formação (∆Hf)
0 0 ∆Hf = – 286 KJ
Determinado 
Experimentalmente
(∆H) = Hprodutos - Hreagentes
-286 = H(H2O) – (0 – 0)
∆∆∆∆Hf = H(H2O) – H(H2 + H1/2O2)
H(H2O)=-286 kJ/mol
Através de um 
calorímetro
� O valor da entalpia de 1 mol de H2O é igual a ∆∆∆∆H da reação de
formação já que ela é o único produto de reação.
� Para descobrir a entalpia de formação de uma substância é só
saber o valor de entalpia da reação de formação dela a partir de
substâncias simples
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∆∆∆∆H = H(NH4Cl) – H(NH3 + HCl)
∆Hº = – 92,31 KJ/mol
∆Hº = – 176,01 kJ/mol
Entalpia ou Calor de Formação (∆Hf)
� Exemplo: calcule a entalpia de formação do NH4Cl
Os reagentes não são substâncias puras – olhar os valores na tabela
NH3 (g) HCl (g) ∆Hº = – 46,11 KJ/mol
(∆H) = Hprodutos - Hreagentes
NH3 (g) + HCl (g) ���� NH4Cl ( s )
-176,01 = H(NH4Cl) – (-46,11-92,31)
-176,01 = H(NH4Cl) – (-138,42)
H(NH4Cl)=-314,43 kJ/mol
H(NH4Cl)=-176,01 -138,42
Entalpia ou calor de formação (∆H°f)
Substância ∆H° (kJ/mol) Substância ∆H° (kJ/mol)
C (grafite) 0,0 N2O (g) +81,6
C (diamante) +1,9 N2O3 (g) +86,6
C4H10 (g) (butano) –125,7 S (monoclínico) +0,3
C6H6 (l) (benzeno) +49,1 SO3 (g) –395,7
C2H6O (l) (etanol) –277,6 Fe3O4 (s) –1.118,4
C3H6O (l) (acetona) –248,4
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Entalpia ou calor de combustão (∆H°comb)
� ∆H°comb pode ser utilizado para determinar os ∆H°f da
maioria dos compostos orgânicos que contem apenas
Carbono, Hidrogênio e Oxigênio
� ∆H°comb é a entalpia padrão de combustão que é a ∆H
envolvida na combustão completa de 1 mol de uma
determinada substância, feita em condições padrão.
� ∆H°comb é utilizado quando se tem a queima de algum
composto
� ∆H°comb é sempre negativo
� São reações exotérmicas
Exemplo:
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Combinação das Entalpias de Reação
� LEI DE HESS
A entalpia padrão de 1 reação é a soma das entalpias padrões
das reações nas quais a reação global pode ser dividida
EXEMPLO
Calcule a variação da entalpia padrão da reação de formação
de CO2
Combinação das Entalpias de Reação
EXEMPLO
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Combinação das Entalpias de Reação
EXEMPLO: Calcular o ∆∆∆∆Hr de combustão do propeno
C3H6 (g) + 9/2 O2 (g) ���� 3CO2 (g)+ 4H2O (l)
A partir das seguintes reações:
C3H6 (g) + H2 (g) ���� C3H8 (g) ∆Hº = – 124 kJ/mol
C3H8 (g) + 5 O2 (g) ���� 3CO2 (g)+ 4H2O (l) ∆Hº = – 2220 kJ/mol
H2O(l) ���� H2 (g) + ½ O2 (g) ∆Hº = – 286 kJ/mol
Combinação das Entalpias de Reação
EXEMPLO: Calcular o ∆∆∆∆Hr de combustão do propeno
C3H6 (g) + H2 (g) ���� C3H8 (g)
C3H8 (g) + 5 O2 (g) ���� 3CO2 (g)+ 4H2O (l)
H2O(l) ���� H2 (g) + ½ O2 (g)
∆Hº = – 124 kJ/mol
∆Hº = – 2220 kJ/mol
∆Hº = 286 kJ/mol
+
C3H6 (g) + 9/2 O2 (g) ���� 3CO2 (g) + 3 H2O (g)
∆Hº = -124+ (-2220) + ( 286)
∆Hº = -2058 kJ/mol