7 Termoquimica

Prévia do material em texto

Termoquímica
Profª. Lílian Fernandes
Introdução
 O estudo da energia e suas transformações é conhecido
como TERMODINÂMICA.
 Em grego: thérme (calor), dy’namis (energia).
 A parte da termodinâmica que estuda as relações entre
as reações químicas e as variações de energia envolvendo
calor é a chamada TERMOQUÍMICA.
 Se queremos entender a QUÍMICA de forma adequada,
temos que entender as variações energéticas que
acompanham as mudanças químicas.
Sistemas e Vizinhanças
 Em termodinâmica, um sistema é definido como o objeto
ou conjunto de objetos que estão sendo estudados.
 A vizinhança inclui tudo o que esteja fora do sistema,
que possa trocar energia com ele.
sistema
vizinhança
contorno
 P.E.: Se estamos estudando o
calor liberado em uma reação
química, o sistema pode ser
definido como sendo o frasco
da reação e seu conteúdo.
 A vizinhança seria o ar na
sala e qualquer outra coisa em
contato com o frasco.
Sistema
Vizinhança
Sistemas e Vizinhanças
Energia
 O que é energia?
“Energia é resultado da 
realização de trabalho ou 
transferência de calor”
1ª Lei da Termodinâmica
 Uma das mais importantes observações da ciência
afirma: A ENERGIA NÃO PODE SER CRIADA NEM
DESTRUÍDA.
 Ou seja, a ENERGIA É CONSERVADA.
 Essas afirmações resumem a chamada 1ª LEI DA
TERMODINÂMICA.
 Qualquer energia perdida pelo sistema deve ser
aproveitada pela vizinhança e vice-versa.
Funções de estado
Funções de estado
1ª Lei da Termodinâmica
 ENERGIA INTERNA
 Para um dado sistema, a energia interna inclui os
deslocamentos dos átomos e moléculas no espaço, suas
rotações, deformações e vibrações internas.
 Inclui as energias do núcleo de cada átomo e dos
elétrons constituintes.
1ª Lei da Termodinâmica
Portanto, o que é importante é o E (delta E), ou seja, a
variação da energia interna que acompanha uma mudança no
sistema.
Suponhamos um sistema com uma energia inicial qualquer. O
sistema sofre uma mudança, que pode envolver trabalho
realizado ou calor sendo transferido.
 Após a mudança podemos definir a variação da energia
interna.
E = Efinal - Einicial
1ª Lei da Termodinâmica
 Importante ressaltar que não precisa-se
necessariamente sabermos os valores reais de Efinal ou
Einicial para o o sistema.
 Para aplicarmos a 1ª Lei da Termodinâmica,
precisamos apenas do valor de E.
 O E é uma grandeza termodinâmica que possui 3
partes: um número e uma unidade que juntas informam a
magnitude da mudança, e um sinal que o informa o
sentido.
1ª Lei da Termodinâmica
 Um valor positivo para E ocorre quando Efinal > Einicial ,
indicando que o sistema ganhou energia de sua vizinhança.
 Um valor negativo para E ocorre quando Efinal < Einicial,
indicando que o sistema perdeu energia para sua vizinhança.
E = Efinal - Einicial
sistema
vizinhança
1ª Lei da Termodinâmica
 Como vimos anteriormente, a energia interna de um
sistema pode variar quando calor é adicionado ou removido
do sistema ou quando trabalho é realizado sobre o sistema
ou realizado pelo sistema.
 Generalizando, quando um sistema sofre qualquer
mudança química ou física, a variação obtida em sua
energia, E, é dada pelo calor, q, adicionado ou
liberado do sistema, mais o trabalho realizado, w, pelo
ou no sistema.
E = q + w
1ª Lei da Termodinâmica
 Quando calor é adicionado ao
sistema ou trabalho é realizado
pela vizinhança no sistema, E
aumenta.
 Quando calor é transferido do
sistema para a vizinhança, q tem
valor negativo.
 Quando trabalho é realizado
pelo sistema na vizinhança, w tem
valor negativo.
1ª Lei da Termodinâmica
1ª Lei da Termodinâmica
 Processo endotérmico: ocorre com absorção de calor
pelo sistema. (Endo = para dentro)
 P.E.: fusão do gelo
Nesse processo o calor flui da
vizinhança para dentro do sistema.
 Se nós como partes da vizinhança,
tocarmos o recipiente no qual o gelo
está derretendo, ele nos passa a
sensação de frio porque o calor passou
de nossas mão para o recipiente.
1ª Lei da Termodinâmica
 Processo exotérmico: ocorre com emissão de calor pelo
sistema. (Exo = para fora).
 Durante um processo exotérmico o calor flui do
sistema em direção à sua vizinhança.
 P.E.: A reação da termita
 A reação do alumínio em pó com Fe2O3 é altamente exotérmica.
 A reação ocorre violentamente para formar o Al2O3 e ferro
fundido.
H2SO4
2 Al(s) + Fe2O3 (s) Al2O3 + 2 Fe(s)
Reação da Termita 
Trabalho PV
 Como vimos, mudanças químicas podem resultar não só na
liberação ou absorção de calor, como também podem
provocar a realização de trabalho, tanto no próprio sistema
como na vizinhança.
 Vejamos a importância na relação entre uma mudança
química e o trabalho.
 Normalmente, realiza-se reações em laboratório à
pressão constante. Sob essas condições o trabalho mecânico
ocorre quando um gás é produzido ou consumido na reação.
 Por exemplo: A reação em um
recipiente fechado, à pressão
constante, do zinco metálico
com uma solução de ácido
clorídrico.
Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g)
Trabalho PV
Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g)
 Nesse aparelho, o êmbolo sobe
ou desce para manter uma pressão
constante no recipiente da reação.
Se assumirmos, que o êmbolo não
tem peso, a pressão no aparelho é
a mesma que a do exterior, ou
seja, a pressão atmosférica.
Trabalho PV
Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g)
 Quando o zinco é adicionado à
solução ácida, forma-se gás H2 e o
êmbolo sobe, ou seja, o gás dentro
do balão está realizando trabalho
na vizinhança para levantar o
êmbolo contra a força exercida
pela pressão atmosférica que o
pressiona para baixo.
 Esse tipo de trabalho é chamado
trabalho de pressão x volume ou
trabalho PV.
Trabalho PV
Trabalho PV
 Portanto, quando a pressão é constante, o trabalho de
pressão x volume é dado por:
Onde V é a variação no volume.
 Quando uma variação no volume é positiva, o trabalho
realizado pelo sistema é negativo. Isto é, o trabalho é
realizado pelo sistema na vizinhança.
w = - PV
Entalpia
 A função termodinâmica chamada entalpia (do grego
enthalpien = aquecer) mede o fluxo de calor nas mudanças
químicas que ocorrem a pressão constante quando é
realizado trabalho PV.
 A entalpia H é igual a energia interna mais PV.
 A entalpia é uma função de estado pois a energia interna
e a pressão e o volume também são.
H = E + PV
Entalpia
 A variação de entalpia é dada pela variação da energia
interna mais o produto da pressão constante e a variação do
volume.
 Como vimos, o trabalho de expansão de um gás é dado por
w = - PV, logo podemos substituir –w por PV na eq. acima.
Além disso, podemos substituir E por q + w. Então teremos:
H = E + PV
H = E + PV = q + w – w = qp
H = qp
Entalpia
H = qp
 O qp significa calor a pressão constante.
 A variação de entalpia é, portanto, o calor obtido ou
dispendido à pressão constante.
 Como qp é algo que podemos medir ou calcular
rapidamente e uma vez que a maioria das reações químicas
de interesse ocorrem à pressão constante, a entalpia é uma
função termodinâmica mais útil do que a energia interna.
Entalpia
 Quando H é positivo, ou seja, qp é positivo, o sistema
ganhou calor da vizinhança, caracterizando um processo
endotérmico.
 Quando H é negativo, o sistema liberou calor para a
vizinhança, caracterizando um processo exotérmico.
Entalpias de Reação
 Como H = Hfinal - Hinicial , a variação de entalpia de
uma reação química é dada pela entalpia dos produtos menos
a entalpia dos reagentes.
 A variação de entalpia que acompanha uma reação é
também chamada de calor de reação podendo ser algumas
vezes escritas como Hr.
H = H (produtos)- H (reagentes)
Entalpias de Reação
 A combustão do hidrogênio se dá da seguinte forma:
2H2(g) + O2(g)  2 H2O H = - 483,6 kJ
 Quando a reação é controlada para que 2 mols de H2(g) se
queime para formar 2 mols de H2O, à pressão constante, os
sistema libera 483,6 kJ de calor.
O H é negativo, portanto essa reação é exotérmica.
 A reação do hidrogênio com oxigênio é altamente
exotérmica e ocorre rapidamente depois de iniciada.
 Outro exemplo da reação
violenta e explosiva do hidrogênio
com oxigênio foi a explosão do
dirigível alemão Hindenburg em
1937.
 Essa tragédia levou à
interrupção do uso de hidrogênio
como gás flutuante.
 Os dirigíveis passaram usar o
gás hélio, que não é inflamável.
Entalpias de Reação
Foto tirada apenas 32
segundos depois da
primeira explosão.
Calorimetria
O calor transferido em processo químico ou físico é medido
por meio da técnica experimental chamada calorimetria.
 O valor de H pode ser determinado experimentalmente pela
medida do fluxo de calor que acompanha uma reação à pressão
constante.
 Quando o calor flui para dentro ou para fora de uma
substância, a temperatura da substância varia.
 Experimentalmente, pode-se então determinar o fluxo de
calor associado a uma reação química medindo a variação de
temperatura produzida.
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
A variação de temperatura ocorrida em um objeto quando
ele absorve certa quantidade de energia é determinada por
sua capacidade calorífica.
 A capacidade calorífica de um objeto é a quantidade de
calor necessária para aumentar sua temperatura em 1K
(ou 1ºC).
 Quanto maior a capacidade calorífica , maior o calor
necessário para produzir determinado aumento de
temperatura.
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
A capacidade calorífica para 1 mol de substâncias é chamada
de capacidade calorífica molar.
 A capacidade calorífica de 1g de
substância é chamada capacidade
calorífica específica ou simplesmente
calor específico.
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
 O calor específico de uma substância pode ser determinado
experimentalmente medindo-se a variação de temperatura, T,
que uma massa, m, da substância sofre ao ganhar ou perder
uma certa quantidade específica de calor, q.
𝑪𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒆𝒔𝒑𝒆𝒄í𝒇𝒊𝒄𝒐 = 
(𝒒𝒖𝒂𝒏𝒕𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒅𝒆 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒕𝒓𝒂𝒏𝒔𝒇𝒆𝒓𝒊𝒅𝒐)
 𝒈𝒓𝒂𝒎𝒂𝒔 𝒅𝒂 𝒔𝒖𝒃𝒔𝒕â𝒏𝒄𝒊𝒂 𝐱 (𝒗𝒂𝒓𝒊𝒂çã𝒐 𝒅𝒂 𝒕𝒆𝒎𝒑𝒆𝒓𝒕𝒖𝒓𝒂)
 
𝑪𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒆𝒔𝒑𝒆𝒄í𝒇𝒊𝒄𝒐 = 
𝒒
𝒎 𝒙 𝑻 
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
 Exemplo: são necessários 209 J para aumentar a
temperatura de 50,0 g de água em 1,00 K. Logo, o calor
específico da água é:
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
 Os calores específicos de várias substâncias são mostrados
na tabela abaixo.
 Podemos observar que o calor específico da água é maior de
todos.
Calor Específico
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
 Podemos calcular a quantidade de calor que uma substância
ganhou ou perdeu utilizando seu calor específico junto com sua
massa medida e a variação de temperatura.
q = (calor específico) x (massa da substância) x T
Calorimetria a pressão 
constante
 Para muitas reações é fácil controlar
a pressão para que H seja medido
diretamente. (H = qp )
 Um calorímetro bem simples, feito
com isopor (adiabático) é muito
utilizado para ilustrar os princípios da
calorimetria.
 A reação ocorre sob pressão
constante da atmosfera.
Calorimetria a pressão 
constante
 Se considerarmos que o calorímetro
evita perfeitamente o ganho ou perda de
calor produzido da solução para sua
vizinhança (calorímetro adiabático)
então o calor obtido pela solução tem que
ser produzido pela reação química dentro
do calorímetro.
 Em outras palavras, o calor produzido
pela reação, qr, é inteiramente absorvido
pela solução; ele não escapa do
calorímetro.
qsolução = - qr
Calorimetria a pressão 
constante
 Para uma reação exotérmica o calor é liberado pela reação e
obtido pela solução.
QUAL A CONSEQUÊNCIA DISSO NA SOLUÇÃO?
A temperatura da solução aumenta!!! 
Calorimetria a pressão 
constante
 Portanto, o calor absorvido pela solução, qsolução, é igual em
valor absoluto e de sinal contrário ao calor da reação.
 O valor de qsolução é facilmente calculado a partir da massa da
solução, de seu calor específico e da variação de temperatura.
qsolução = - qr
qsolução = (calor específico) x (massa da substância) x T = -qr
qsolução = (calor específico) x (massa da substância) x T = -qr
Calorimetria a pressão 
constante
 Para soluções aquosas diluídas, o calor específico da solução
será aproximadamente o mesmo da água, 4,18 J/g K.
A equação acima possibilita o cálculo de qr a partir da
variação de temperatura da solução na qual a reação ocorre.
 Por exemplo: Um aumento de temperatura (T > 0)
significa que a reação é exotérmica (qr < 0).
Exercícios Aplicados
1) Considere a seguinte reação:
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) H = - 1204 KJ
(a)A reação é endotérmica ou exotérmica?
(b) Calcule a quantidade de calor transferida quando 2,4g de Mg(s)
reagem a pressão constante.
(c)Quantos gramas de MgO são produzidos durante uma variação de
entalpia de -96,0 kJ?
2) O isooctano (C8H18) queima ao ar formado água e gás carbônico.
Nesse processo, são liberados 5,45 KJ/mol de calor. Se ocorrer a
queima de 1,0L de isooctano, que quantidade de calor deverá ser liberada
na reação à pressão constante?
Dado: densidade C8H18 = 0,69 g/mL
Exercícios de Aplicação
3- Suponha que se misturem 100,0 mL de CsOH com 50,0mL de HCl em um
calorímetro adiabático. Ocorre a seguinte reação:
CsOH(aq) + HCl(aq)  CsCl(aq) + H2O(l)
A temperatura de ambas as soluções antes da mistura era de 22,5oC, mas sobe para
24,28oC depois que a reação ácido-base ocorre. Calcule a entalpia da reação.
4- A adição de 5,44g de NH4NO3(s) a 150,0g de água em um calorímetro de copo
de café (com agitação para dissolver o sal) resultou em uma diminuição na
temperatura de 18,6oC para 16,2oC. Calcule a variação de entalpia por mol de
NH4NO3(s) na água.
NH4NO3(s)  NH4
+ (aq) + NO3
- (aq)
Obs: Suponha, para ambos exercícios, que as densidades das soluções sejam todas
1,00g/mL e que as capacidades caloríficas das soluções sejam 4,184 J/g.K.
 As equações químicas balanceadas que mostram a variação
de entalpia associada a quantidade de matéria de reagentes
e produtos são chamadas equações termoquímicas.
Entalpias de Reação
 A variação de entalpia que acompanha
uma reação pode também ser
representada em um diagrama de
entalpia.
 Como a combustão do H2(g) é
exotérmica, a entalpia dos produtos da
reação é mais baixa que entalpia dos
reagentes pois após a energia foi liberada
na forma de calor para a vizinhança.
Entalpias de Reação
 Propriedades importantes da entalpia de reação.
1) A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de
grandeza do H é diretamente proporcional à quantidade):
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = - 890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) H = 1780 kJ
Entalpias de Reação
2) A variação de entalpia de uma reação é igual em valores
absolutos, mas oposta em sinais para o H da reação inversa.
Quando invertemos uma reação, invertemos os papéis dos
produtos e dos reagentes.
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = - 890 kJ
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) H = + 890 kJ
3) A variação de entalpia de uma reação depende do estado dos
reagentes e dos produtos.
Se o produto da combustão do metano fosse H2O (g) em vez
de H2O (l), o H seria - 802 kJ.
Para verificar basta imaginarmos que a água líquida deve ser
convertida em vapor de água, e a conversão de 2 mols de H2O
(l) para 2 mols de H2O (g) é umprocesso endotérmico:
CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l) H = - 890 kJ
CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (g) H = - 802 kJ
2 H2O (l)  2 H2O (g) H = + 88 kJ
Entalpias de Reação
Lei de Hess

Lei de Hess
 Em virtude da entalpia ser uma função de estado, o H
associado a qualquer processo químico depende:
(1) da quantidade de substância que sofre variação;
(2) da natureza do estado inicial dos reagentes e do
estado final dos produtos.
 Isso significa que se uma reação específica pode ser
executada em uma etapa ou em uma série de etapas, a soma
das variações de entalpia individuais deve ser a mesma da
variação de entalpia associada a um processo de etapa única.
Lei de Hess
 Por exemplo: A combustão do gás metano, CH4 (g), para formar
CO2 (g) e água líquida pode ser considerada em duas etapas:
(1) a combustão do metano CH4 (g), para formar CO2 (g) e
água gasosa, H2O (g).
(2) a condensação da água gasosa para formar a água líquida,
H2O (l).
Lei de Hess
 A variação de entalpia para o processo total é simplesmente
a soma das variações de entalpia para essas duas etapas.
 A equação simplificada é:
Lei de Hess
 Portanto, a Lei de Hess estabelece que se uma reação for
executada em uma série de etapas, o H para a reação
será igual à soma das variações de entalpia para as etapas
individuais.
 A variação de entalpia total para o processo é independente
do número de etapas ou da natureza particular da maneira pela
qual a reação é executada.
 Podemos então calcular o H para qualquer processo, desde
que encontremos uma rota pela qual H seja conhecido para
cada etapa.
Lei de Hess
 A Lei de Hess fornece um meio útil de se calcular as
variações de energia que são difíceis de medir diretamente,
por exemplo através de um calorímetro.
 Em muitos casos, acontecerá de uma dada reação poder ser
alcançada por mais de um conjunto gradual de equações.
 A entalpia é uma função de estado, portanto sempre
teremos o mesmo valor de H para um reação total, não
importando quantas etapas aplicamos para chegar aos
produtos finais.
Diagrama de Níveis de 
Energia 
 Ao usar a Lei de Hess, é freqüentemente útil representar
de maneira esquemática os dados de entalpia em um diagrama
de níveis de energia.
 Nesses diagramas, varias substâncias (reagentes e
produtos) são colocados em uma escala de energia.
 A energia relativa de cada uma das substâncias, é dada
pela sua posição no eixo vertical, e as diferenças numéricas
de energia entre elas são mostradas por setas verticais.
 Exemplo: Consideremos a reação do metano (CH4) e o
oxigênio (O2) para formar CO2 e H2O.
Lei de Hess
 Podemos visualizar a reação
formando CO2 diretamente ou
com a formação inicial de CO,
que sofre combustão para CO2.
 Como H é uma função de
estado, ambos os caminhos
produzem o mesmo valor de H.
No diagrama de entalpia, isso
significa H1 = H2 + H3.
Exercício: Lei de Hess
1 - A partir das variações de entalpia para as seguintes reações:
H2(g) + F2(g)  2 HF(g) H = -537,0 kJ
C(s) + 2 F2(g)  CF4(g) H = -680,0 kJ
2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g) H = +52,3 kJ
Calcule o H para a reação do etileno com F2:
C2H4(g) + 6 F2(g)  2 CF4(g) + 4 HF(g) Hr = ?
2 - A partir das variações de entalpia para as seguintes reações:
C(s) + O2(g)  CO2(g) H = -393,5 kJ
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H = -285,8 kJ
CH4 (g) + 2 O2(g)  CO2 (g) + 2 H2O (l) H = -890,3 kJ
Calcule o H para a seguinte reação global: 
C (s) + 2 H2(g)  CH4(g) Hr = ?
 A calorimetria e a aplicação da Lei de Hess tornaram
disponível um grande número de valores para reações químicas.
 Freqüentemente, esses valores são agrupados em tabelas
para facilitar a consulta e utilização dos dados.
 Uma tabela muito útil contém as entalpias de formação ou
calor de formação, Hf, onde o subscrito f indica que a
substância foi formada a partir de seus elementos.
Entalpias de Formação
 A ordem de grandeza de qualquer variação de entalpia
depende das condições de temperatura, pressão e estado (gás,
líquido ou sólido) dos reagentes e produtos.
 Para se comparar entalpias de diferentes reações, temos
que definir um conjunto de condições, chamado estado padrão,
no qual a maioria das entalpias são tabeladas.
 O estado padrão de uma substância é sua forma pura à
pressão atmosférica (1 atm) e à temperatura de interesse,
a qual normalmente é 298 K (25ºC).
Entalpias de Formação
 A entalpia padrão de uma reação é definida como a
variação de entalpia quando todos os reagentes e produtos
estão em seus estados padrão.
 Indica-se uma entalpia padrão como Ho , onde o índice
superior o indica condições de estado padrão.
 A entalpia padrão de formação, Hof, é a variação da
entalpia para a reação que forma 1 mol de composto a
partir de seus elementos, com todas as substâncias em
seus estados padrão. Normalmente informamos valor de
Hof a 298 K.
Entalpias de Formação
Entalpias de Formação
 Se um elemento existir em mais de uma forma sob condições
padrão, a forma mais estável do elemento é utilizada para a
reação de formação.
 Por exemplo, a entalpia padrão de formação para o etanol é a
variação de entalpia para a seguinte reação:
A fonte elementar de oxigênio é O2, e não O ou O3, pois a
forma mais estável do oxigênio a 298 K e a 1 atm é O2.
Da mesma forma, a fonte elementar de carbono é o carbono
grafite C, e não o carbono diamante.
Entalpias de Formação
 A estequiometria de reações de formação sempre indica que
1 mol da substância desejada é produzida.
 Como resultado, as entalpias de formação são informadas em
kJ/mol da substância.
 Por definição, a entalpia padrão de formação da forma
estável de qualquer elemento é zero, pois não existe reação
de formação apropriada quando o elemento já está em seu
estado padrão.
 Por exemplo, os valores de Hof para C (grafite), H2 (g), O2
(g) são zero por definição.
Entalpias de Formação
 Os valores de Hof tabeladas tem muitas utilizações
importantes.
 Podemos usar a Lei de Hess para a calcular a variação de
entalpia padrão para qualquer reação da qual conhecemos os
valores de Hof para todos os reagentes e produtos.
 Por exemplo: A combustão do propano.
Entalpias de Formação
Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
 Podemos escrever essa equação como a soma de três
reações:
3 C(s) + 4 H2(g)  C3H8(g) H1 = H
o
f [C3H8] 
Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
 Pela Lei de Hess, podemos escrever a variação de entalpia
padrão da reação total, como a soma das variações de entalpia
para os processos.
 Podemos, portanto, utilizar os valores tabelados para
calcular um valor numérico para Hor.
Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
 Vários aspectos desses cálculos dependem de algumas
diretrizes. Vejamos:
Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
(1) A primeira equação química é o inverso de formação de C3H8 (g),
portanto a variação de entalpia para essa reação é -Hof .
(1) A segunda equação é a reação para formação de 3 mols de CO2
(g). Como a entalpia é uma propriedade extensiva, a variação de
entalpia é 3 Hof (CO2 (g)). Assim como a equação 3 apresenta
4 Hof (H2O (l)).
Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
(3) O valor de Hor representa a variação de entalpia para a
a reação de 1 mol de C3H8 e 5 mols de O2 para forma 3 mols
de CO2 e 4 mols de H2O.
 Podemos reescrever qualquer reação na forma de várias
reações de formação.
 Isto pode ser feito, pois o calor padrão da reação é a soma
dos calores padrão de formação dos produtosmenos os calores
padrão de formação dos reagentes.
 n e m são os coeficientes estequiométricos da equação
química.
Entalpias de Formação
 O primeiro termo da equação representa as reações de
formação dos produtos, que são escritos no sentido da direita
para esquerda, isto é, os elementos reagindo para formar
produtos.
 O segundo termo representa o inverso das reações de
formação dos reagentes.
Entalpias de Formação
1. As refeições prontas das Forças Armadas podem ser
aquecidas em um aquecedor sem chama. A fonte de calor
no aquecedor é:
Mg(s) + 2H2O(l) -> Mg(OH)2(s) + H2(g)
(a) Calcule a variação de entalpia sob condições padrão em
Joule, para esta reação;
(b) Que quantidade de calor é necessária para aquecer 25 mL
de água (d=1,0 g/mL) de 25°C até 85°C?
Exercícios de Aplicação
2()
2()
[ ]285,83 /
[()]924,54 /
f l
f s
HHO kJmol
HMgOH kJmol


 
 
Exercícios de Aplicação
2- Muitos isqueiros contêm butano líquido, C4H10(l). Usando as 
entalpias de formação, calcule a quantidade de calor produzida 
quando 1,0 g de butano sofre combustão completa ao ar. 
 
3- A combustão completa ao ar do naftaleno (C10H8) libera 5.154 
KJ/mol de naftaleno. 
 
(a) Escreva a equação termoquímica balanceada para essa reação. 
(b) Calcule a entalpia padrão de formação do naftaleno. 
 
Dados: Hof [C4H10(l)] = -147,6 kJ/mol 
 Hof [CO2(g)] = -393,5 kJ/mol 
 Hof [H2O(l)] = -285,83 kJ/mol