Termoquímica

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TERMODINÂMICA
IFRJ – Licenciatura em 
Química
Química Geral II
Professor: Fabio Ribeiro
❑ATKINS, P. & JONES, L.. Princípios de Química: Questionando 
a vida moderna e o meio ambiente;
❑BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. 
Química: A ciência central. 9 ed. São Paulo: Pearson 
Education, 2005;
❑BRADY, J. E.; SENESE, F. A.; JESPERSON, N. D. Química: A 
matéria e suas transformações. v.2, 5ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2012
❑KOTZ, J. C.& JUNIOR, P. M. TREICHEL Química Geral e 
Reações Químicas (volume 2);
❑RUSSEL, J. B.. Química Geral (volume 2).
Bibliografia
Introdução
❑ O estudo da energia e de suas transformações é conhecido 
como termodinâmica (do grego: thérme-, “calor”; 
dy’namis, “poder”). Esse campo de estudo surgiu durante a 
Revolução Industrial, quando foram desenvolvidas as 
relações entre calor, trabalho e combustíveis em motores a 
vapor.
❑ A parte da termodinâmica que estuda as relações existentes 
entre as reações químicas e as variações de energia que 
envolvem calor é chamada de termoquímica.
Notas
❑Energia
✓A capacidade de realizar trabalho.
❑Trabalho (w)
✓Movimento contra uma força: w = F x d (1 J = 1 kg m2/s2).
✓Transferência de energia resultante de um processo.
❑Tipos de energia
✓Radiante: associada à radiação eletromagnética.
✓Térmica : associada ao movimento aleatório dos átomos 
e moléculas.
✓Química: associada às ligações químicas.
✓Nuclear: associada ao núcleo atômico.
✓Potencial: associada à posição.
✓Cinética: associada ao movimento.
Notas
❑ A unidade SI para energia é o joule (J) em homenagem a 
James Joule (1818–1889), um cientista britânico que 
estudou o trabalho e o calor:
1 J = 1 kg-m2/s2. 
❑ Uma caloria (cal) foi originalmente definida como a 
quantidade de energia necessária para elevar a 
temperatura de 1 g de água de 14,5 a 15,5 °C.
1 cal = 4,184 J (exatamente)
❑ Trabalho e calor estão relacionados com processos de 
transferência de energia. Portanto, representam 
energia em trânsito.
Sistema e vizinhança
• Ao analisar variações de energia, devemos nos concentrar 
em uma parte limitada e bem definida do universo para 
acompanhar as variações de energia que ocorrem.
• A parte selecionada para o estudo é chamada de sistema; 
sendo que todo o restante ao seu redor representa a 
vizinhança.
TIPOS DE SISTEMA
• Sistema aberto – troca matéria e 
energia.
• Sistema fechado – troca energia;
• Sistema isolado – não há troca.
• Sistema adiabático – isolado 
termicamente.
• Estado: Indica as condições físicas e químicas do sistema.
Trabalho de expansão
❑ O trabalho efetuado pelo/sobre sistema pode aparecer sob 
diversas formas de energia.
❑ Macroscopicamente, a energia térmica é transferida de 
um corpo a outro sem a realização de trabalho.
❑ O trabalho engloba todas as outras formas de energia que 
podem ser trocadas entre o sistema e a vizinhança em uma 
transformação.
❑ O trabalho (w) pode ser dividido em trabalho de 
expansão e trabalho de não-expansão.
Trabalho de expansão
❑Trabalho de não-expansão
✓ Deslocar um objeto em uma certa distância;
✓ Deslocar uma carga elétrica sob a ação de uma 
campo elétrico
❑Trabalho de expansão
✓ Variação de volume do sistema contra uma 
pressão constante.
Trabalho de expansão
❑ A expansão ocorrerá se a força no interior do cilindro for 
maior que a força externa aplicada ao pistão. Do contrário, 
haverá uma contração.
𝑃 =
𝐹
𝐴
⟺ 𝐹 = 𝑃 ∙ 𝐴
𝑤 = −𝐹 ∙ ∆ℎ
⇒ 𝒘 = −𝑷 ∙ ∆𝑽
Se P = 0, então não há 
realização de trabalho
Exemplo: Calcule o trabalho realizado pelos 
cilindros de um motor de 1,6 L de um carro durante 
um ciclo de ignição, assumindo que o eixo da 
manivela exerce uma força equivalente a uma 
pressão de 9,5 atm.
1 atm·L = 101,325 J
Calor
❑ Quantidade de Energia que é transferida através dos 
limites de um sistema, através de um processo térmico de 
condução e radiação , sem a realização de trabalho.
❑ A quantidade de calor cedido ou absorvido por um corpo 
de massa m relaciona-se com a variação da sua 
temperatura:
❑ A variação de temperatura de uma dada substância 
causada pela absorção de calor depende não só da massa, 
mas também da natureza da substância.
𝐪 = 𝐦 ∙ 𝐜 ∙ 𝚫𝐓
Calorimetria
• A capacidade calorífica de um mol de uma substância é 
chamada de capacidade calorífica molar, Cm.
• A capacidade calorífica de um grama de uma substância é 
chamada de capacidade calorífica específica, ou apenas 
calor específico, Ce.
Exemplo: Uma reação em um calorímetro de 
volume constante que contém 0,100 mL de solução 
libera 1,78 kJ de calor e a temperatura aumenta 
3,65 °C.
Em seguida, 50 mL de HCl(aq) 0,20 mol/L e 50 mL de 
NaOH(aq) 0,20 mol/L foram misturados no mesmo 
calorímetro e a temperatura subiu 1,26 °C.
Qual é a variação da energia interna da reação de 
neutralização?
A primeira lei da termodinâmica
• Em uma transformação qualquer a energia não pode ser 
criada nem destruída. Qualquer energia que é perdida por um 
sistema será adquirida pela vizinhança, e vice-versa.
• A energia total do universo é constante.
• Lei de Conservação da Energia:
A primeira lei da termodinâmica
∆𝐄 = 𝐪 + 𝐰
Exemplo 1: Um motor realiza 640 kJ de trabalho 
e perde 280 kJ de calor. Qual é a variação de 
energia interna do motor?
Exemplo 2: Qual é a variação de energia 
interna se o motor realiza 540 kJ de trabalho e 
libera 380 kJ de calor?
Função de estado
• ΔE não depende do processo, mas somente dos estados 
inicial e final do sistema.
Função de estado: grandeza especificada pela condição do 
sistema (estado). 
• O valor de uma função de estado depende apenas do 
estados inicial e final do sistema, e independe do caminho 
pelo qual o sistema sofreu uma transformação.
• Nota: calor e trabalho não são funções de estado.
❑ A maioria das transformações de interesse para a química 
ocorrem a pressão constante.
❑ Neste caso, é conveniente introduzir uma função 
termodinâmica auxiliar, a entalpia:
Função de estado Entalpia
∆𝐸 = 𝑞 + 𝑤 = 𝑞 − 𝑃∆𝑉
⇒ 𝑞𝑃 = ∆𝐸 + 𝑃∆𝑉
Δ𝐇 ≡ Δ𝐄 + 𝐏Δ𝐕
❑ A variação de entalpia (ΔH) de um sistema sob pressão 
constante, quando somente trabalho de expansão pode 
ser realizado, é igual ao calor trocado entre o sistema e a 
vizinhança durante a transformação.
ΔH > 0: recebe calor (endotérmico)
ΔHQual é a entalpia de vaporização molar do 
benzeno em seu ponto de ebulição?
Exemplo: A entalpia de fusão do metal sódio é 
igual a 2,6 kJ mol-1 em 25 °C, e a entalpia de 
sublimação do sódio é igual a 101 kJ mol-1.
Qual é a entalpia de vaporização do sódio 
metálico a 25 °C?
Variação de entalpia em uma reação 
química
A variação de entalpia que acompanha uma reação é 
chamada de entalpia de reação ou de calor de reação. 
Considere a reação de combustão (equação termoquímica) em 
298 K e 1 bar.
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔH° = -890 kJ
𝛥𝑟𝐻° = 𝜈
𝛥𝐻°
𝑛
Entalpia de formação (ΔfH): calor liberado ou absorvido na 
reação de formação de uma substância, a partir dos seus 
elementos constituintes no seu estado alotrópico mais 
estável.
Estado padrão: Estado em que a substância pura se 
apresenta em uma dada temperatura na pressão de 1 bar.
❖ Se a temperatura não é especificada, toma-se o valor de 
25 °C (298 K)
Variação de entalpia em uma reação 
química
❑Para substâncias simples: ΔfH° = 0 (convenção).
❑Entalpia padrão de formação (ΔfH°): calor liberado ou 
absorvido na reação de formação de uma substância, a 
partir dos seus elementos constituintes nos seus estados 
físicos e alotrópicos mais estáveis.
Exemplo:
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔfH° = -393,51 kJ mol-1
Variação de entalpia em uma reação 
química
A variação de entalpia que acompanha uma reação é chamada 
de entalpia de reação ou de calor de reação:
aA + bB → cC + dD
ΔfH(reagentes) = a·ΔfH(A) + b·ΔfH(B)
ΔfH(produtos) = c·ΔfH(C) + d·ΔfH(D)
∆rH = σ ∆𝑓H (produtos) − σ ∆𝑓H (reagentes)
Variação de entalpia em uma reação 
química
Exemplo: Calcule a entalpia de formação do propano 
a partir da entalpia de combustão do gás propano 
dada abaixo.
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g)+ 4H2O(l) ΔcombH° = -2220,00 kJ/mol
Lei de Hess
❑A variação de entalpia de uma reação química 
depende apenas dos estados inicial e final, não 
importando o caminho da reação.
❑A soma das variações de entalpia envolvidas em 
cada processo (teórico) levam à entalpia da 
reação.
 ΔH° = i ΔH°
Exemplo: Calcule a variação de entalpia para a reação:
CO(g) + ½ O2 (g) → CO2(g) ΔH° = ?
Sabendo que:
C(s) + O2(g) → CO(g) + ½ O2(g) ΔH° = -110 kJ mol-1
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH° = -394 kJ mol-1
Exemplo: Calcule a variação de entalpia para a reação:
C(s) + ½O2(g) → CO(g) Δr3H° = ?
Sabendo que:
C(s) + O2(g) → CO2(g) Δr1H° = -393,5 kJ mol-1
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) Δr2H° = -282,9 kJ mol-1
Cálculo da energia de rede
Ciclo de Born-Haber
Entalpia de sublimação do Na: +108 kJ/mol
Energia de dissociação do Cl2: +242 kJ/mol
1ª Energia de ionização do Na: +496 kJ/mol
1ª Afinidade eletrônica do Cl: -349 kJ/mol
Entalpia de formação padrão do NaCl = -411 kJ/mol
Exemplo: NaCl e CaCl2
Processo de dissolução 
endotérmico
Processo de dissolução 
exotérmico
+787 kJ/mol
+3 kJ/mol
-784 kJ/mol
+2260 kJ/mol
-2337 kJ/mol
-77 kJ/mol
Entalpia de solução
Entalpia média de ligação
❑Energia necessária para romper uma ligação química.
❑Devido à diferenças estruturais, referimo-nos sempre a uma 
entalpia de ligação média (sempre endotérmicas).
❑Dissociação Homolítica: formação de dois radicais livres (A· e 
B·) pela quebra da ligação A – B. Cada átomo termina com 
um elétron da ligação.
 A – B → A· + B· 
❑ Dissociação Heterolítica (cisão): os dois elétrons ficam com 
um átomo da ligação AB.
 A – B → A+ + B:-
ou: A – B → A:- + B+
Exemplo: Qual a variação de entalpia da reação de 
halogenação do etano (C2H6) para formar cloroetano 
(C2H5Cl)?
C2H6(g) + Cl2(g) → C2H5Cl(g) + HCl(g) ΔrH
⁰ = ?
Dados:
Ligação ΔH ligação (kJmol-1)
C – H 412
Cl – Cl 242
C – Cl 338
H – Cl 431
Exercício: Qual é a variação de entalpia da reação 
abaixo?
CH4(g) + CCl4(g) → CH3Cl(g) + CHCl3 (g) ΔrH
⁰ = ?
Dados:
Ligação ΔH ligação (kJmol-1)
C – H 412
Cl – Cl 242
C – Cl 338
H – Cl 431
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	Slide 7: Tipos de sistema
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