Química Geral: Aula 7 (Termoquímica) - Prof. Gilson de Freitas Silva

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Universidade Federal de Minas Gerais 
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
Termodinâmica: Princípios de 
Termoquímica 
Prof. Gilson de Freitas Silva 
Termodinâmica 
 O que é a Termodinâmica? 
 Trata da compreensão de como a energia de um sistema se 
relaciona com suas propriedades mensuráveis. A energia é 
conhecida pelos seus efeitos. 
 
 Estudo das leis que regem as relações entre calor, trabalho e 
outras formas de energia, mais especificamente a 
transformação de um tipo de energia em outra, a 
disponibilidade de energia para a realização de trabalho e a 
direção das trocas de calor. (Houaiss) 
 Sadi Carnot (1796 – 1832) é 
considerado o pai da Termodinâmica 
por ter desenvolvido o raciocínio 
termodinâmico, discutindo a eficiência 
das máquinas térmicas. 
 
 O que é energia? 
 Energia: é a capacidade de realizar 
trabalho ou mudanças. 
 É a capacidade que um corpo, uma substância ou um 
sistema físico têm de realizar trabalho. (Houaiss) 
Definições Importantes 
 O sistema e a vizinhança formam o universo. 
 
 Sistema: região do universo no qual estamos interessados. 
 Sistema isolado: é completamente isolado do ambiente. Não 
troca calor, trabalho ou matéria com a vizinhança. 
 Sistema Fechado: troca energia (calor ou trabalho) com a 
vizinhança, mas não troca matéria. 
 Sistema Aberto: troca energia (calor ou trabalho) e matéria 
com a vizinhança. 
 Vizinhança: é a região do universo que não inclui o sistema. 
 
 Entre o sistema e vizinhança existe um fronteira. 
 Fronteira adiabática: não permite a troca de calor entre 
sistema e vizinhança. 
 Fronteira diatérmica: permite a troca de calor entre sistema e 
vizinhança. 
 Fronteira Permeável: permite a troca de matéria e calor entre 
o sistema e a vizinhança. 
 
 Temperatura 
 Função de Estado: independem do caminho, somente 
dependem da diferença entre os estados (inicial e final). 
 Trabalho (w), Calor (q) e Energia Interna (U) 
 Energia Interna (U): para um sistema ISOLADO, é a energia total de um 
sistema (Etotal), menos sua energia cinética(Ec) e sua energia potencial (Ep). 
A energia interna de um sistema pode ser alterada pela realização de 
trabalho. 
 Trabalho (w): é resultante do movimento contra uma força oposta. É uma 
forma de transferir energia, tem magnitude mas não possui direção 
(grandeza escalar). 
 
 w = F(força) x d(distância) → J (Joule) = kg m2 s-2 
 
U = w (não se pode medir o valor absoluto de U). Nenhum outro tipo de 
transferência de energia pode ocorrer. Vale para um sistema adiabático 
fechado. 
 Trabalho de expansão e de não expansão (expansão 
livre) 
 Trabalho de expansão: w = - PextV 
 Trabalho de não expansão (expansão livre): w = 0 
 Calor (q): é o fluxo de energia movida 
por uma diferença de temperatura. 
 1780: Benjamim Thompson percebe 
relação entre calor e trabalho. 
 1840: James Prescott Joule (cervejeiro) 
percebe que calor e trabalho são 
manifestações da mesma coisa (energia). 
 1 cal = 4,184 J = quantidade de energia 
necessária para aumentar a temperatura de 
1 g de água de 15º C para 16º C. 
 U = q (sem que nenhum outro processo 
ocorra). 
 Medida do Calor 
 Calorimetria: conjunto de técnicas e métodos dedicados à 
medição da quantidade de calor absorvido ou liberado num 
processo físico ou químico. (Houaiss) 
 
 Capacidade calorífica (C) de um sistema é a razão entre o 
calor fornecido e o aumento de temperatura observado. 
 
 Capacidade calorífica específica (Cs): é a capacidade 
calorífica dividida pela massa da amostra. 
 
 Calorímetro: é o instrumento utilizado para efetuar medidas 
em calorimetria, ou seja, medir o fluxo de calor. 
 
 Medida do Calor 
Substância Capacidade calorífica 
específica (J oC-1 g-1) 
Capacidade calorífica 
molar (J K-1 mol-1) 
Etanol 2,42 111 
Água líquida 4,184 75 
Benzeno 1,05 136 
Água sólida 2,03 37 
Cobre 0,38 33 
 A capacidade calorífica específica de uma solução diluída é 
normalmente igualada à do solvente puro. 
 
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 Testando seus conhecimentos... 
Questão 01. Calcule o calor necessário para aumentar a 
temperatura de 10,0 g de KClO4 de 25,0 
oC até a temperatura 
de ignição (900 oC). A capacidade calorífica do KClO4 é de 
0,811 J K-1 g-1. 
 
Questão 02. Calcule o calor necessário para aumentar a 
temperatura de 3,00 mol de H3CCH2OH(l) em 15,0 
oC, a partir 
da temperatura normal. A capacidade calorífica do etanol é 111 
J K-1 mol-1. 
Lei Zero da Termodinâmica 
 Equilíbrio térmico entre corpos em contato: “Quando dois 
corpos estão em equilíbrio com um terceiro corpo, eles estarão 
também em equilíbrio entre si.” 
Primeira Lei da Termodinâmica 
 Relação entre calor e trabalho: “A energia interna de um 
sistema isolado é constante.” 
 
 U = q + w (U, função de estado) 
 U = q (em qual condição?) 
Variável Convenção 
w > 0 Ação da vizinhança sobre o sistema 
w < 0 Ação do sistema sobre a vizinhança 
q > 0 Calor absorvido pelo sistema 
q < 0 Calor absorvido pela vizinhança 
 Transferência de Calor à Pressão Constante (Entalpia) 
 Entalpia (H): é uma função de estado. 
 H = U + PV 
 A variação de entalpia de um sistema é igual ao calor 
liberado ou absorvido à pressão constante. 
 Processos endotérmicos e exotérmicos. 
 Calorimetria à Pressão Constante e à Volume Constante 
Calorímetro à Pconstante 
Calorímetro à Vconstante 
Entalpia de Reações Químicas 
 Qualquer reação química é acompanhada por uma mudança 
de energia. 
 Equações Termoquímicas 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) H = ‒ 802 kJ 
 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) H = ‒ 890 kJ 
 
 A relação entre H e U: H = U + ngásRT 
 
R = 8,3145 J K-1 mol-1 
Entalpia Padrão de Reação (Hor) e Lei de Hess 
 As entalpias padrão de reação indicam reações nas quais os 
reagentes e produtos estão em seus estados padrão. (P = 1 bar) 
 Lei de Hess: se uma reação é executada em uma série de 
etapas, a H para a reação será igual à soma das variações de 
entalpia para as etapas individuais. 
Entalpia Padrão de Reação (Hor) e Lei de Hess 
 Exemplo 1: Dois estágios sucessivos da preparação 
industrial do ácido sulfúrico são a combustão do enxofre e a 
oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre. A partir 
das entalpias padrão de reação abaixo, calcule a entalpia de 
reação da oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre. 
 
S(s) + O2(g) → SO2(g) H
0 =  296,83 kJ 
2 S(s) + 3 O2(g) → 2 SO3(g) H
0 =  791,44 kJ 
Entalpia Padrão de Reação (Hor) e Lei de Hess 
 Exemplo 2: Determine a entalpia padrão de reação da 
formação de 1 mol de metanol líquido a partir de metano e 
oxigênio, dadas as seguintes informações: 
 
CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2(g) H
0 = + 206,10 kJ 
2 H2(g) + CO(g) → H3COH(l) H
0 =  128,33 kJ 
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) H
0 =  483,64 kJ 
Entalpia Padrão de Formação (Ho) 
 A entalpia padrão de formação, H0f, de uma substância é 
a entalpia padrão da reação de formação de uma substância a 
partir de suas substâncias elementares na sua forma mais 
estável. 
2 C(gr) + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H5OH(l) H
0
f = 277,69 kJ 
 
 Como calcular entalpia padrão de reação a partir das 
entalpias padrão de formação? 
 
H0r = nH
0
f(produtos) - nH
0
f(reagentes) 
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS, Hof (kJ mol
-1) 
Substância Hof Substância H
o
f Substância H
o
f SubstânciaH
o
f 
Ag(s) 0 Ca(s) 0 HNO3(l) -173,2 NaHCO3(s) -947,7 
AgBr(s) -100,4 CaBr2(s) -682,8 H2SO4(l) -811,3 Na2CO3(s) -1131,0 
AgCl(s) -127,0 CaCO3(s) -1207,0 HC2H3O2(l) -487,0 NaCl(s) -411,0 
Al(s) 0 CaCl2(s) -795,0 Hg(l) 0 NaOH(s) -426,8 
Al2O3(s) -1669,8 CaO(s) -635,5 Hg(g) 60,8 Na2SO4(s) -1384,5 
C(graf) 0 Ca(OH)2(s) -986,6 I2(s) 0 O2(g) 0 
CO(g) -110,5 CaSO4.1/2H2O(s) -1432,7 K(s) 0 Pb(s) 0 
CO2(g) -393,5 CaSO4.2H2O(s) -2021,1 KCl(s) -435,9 PbO(s) -219,2 
CH4(g) -74,8 Cl2(g) 0 K2SO4(s) -1433,7 S(s) 0 
CH3Cl(g) -82,0 Fe(s) 0 N2(g) 0 SO2(g) -296,9 
CH3I(g) 14,2 Fe2O3(s) -822,2 NH3(g) -46,2 SO3(g) -395,2 
CH3OH(l) -238,6 H2O(g) -241,8 NH4Cl(s) -315,4 
CO(NH2)2(s) -333,2 H2O(l) -285,9 NO(g) 90,4 
CO(NH2)2(aq) -391,2 H2(g) 0 NO2(g) 33,8 
C2H2(g) 226,8 H2O2(l) -187,6 N2O(g) 81,6 
C2H4(g) 52,3 HBr(g) -36,0 N2O4(g) 9,7 
C2H6(g) -84,7 HCl(g) -92,3 N2O5(g) 11,0 
C2H5OH(l) -227,6 HI(g) 26,6 Na(s) 0 
 Exemplo 1: Use as entalpias padrão de formação listadas no 
quadro abaixo para calcular a entalpia padrão de reação do 
seguinte processo: reação entre dióxido de nitrogênio gasoso 
com água líquida para gerar uma solução aquosa de ácido 
nítrico e monóxido de nitrogênio gasoso. 
Substância H0f (kJ mol
-1) 
NO(g) + 90,25 
NO2(g) + 33,18 
HNO3(aq)  207,36 
H2O(l)  285,83 
Entalpia Padrão de Formação (Ho) 
Entalpia Padrão de Formação (Ho) 
 Exemplo 2: Calcule a entalpia padrão da reação de 
hidrogenação do 1-hexeno (C6H12) formando hexano (C6H14), 
ambos no estado líquido, sabendo que a entalpia padrão de 
combustão do 1-hexeno é de - 4003,0 kJ mol-1. 
Substância H0f (kJ mol
-1) 
C6H14(l)  198,70 
CO2(g)  393,51 
H2O(l)  285,83 
Entalpia de Ligação Média 
 A entalpia de ligação média é a média da variação de 
entalpia que acompanha a quebra (dissociação) de um 
determinado tipo de ligação. 
 
H0r = E(ligações rompidas) - E(ligações formadas) 
 Exemplo 1: Estime a variação de entalpia da reação entre iodo-metano e 
vapor d’água, representada pela equação abaixo. 
H3CCH2I(g) + H2O(g)  H3CCH2OH(g) + HI(g) 
Ligação H0 (kJ mol-1) 
C‒H 412 
C‒I 238 
C‒C 348 
C‒O 360 
O‒H 463 
H‒I 299 
 Exemplo 2: Sabendo que Hatomização(H2O2, g) = 1070 kJ mol
-1 e que a 
energia de ligação O‒H corresponde a 463 kJ mol-1, calcule a entalpia da 
ligação O‒O na molécula de peróxido de hidrogênio.