AULA 6 TERMOQUÍMICA

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TERMOQUÍMICA
Disciplina de Química Geral – Licenciatura em Física (1o semestre 2015) Pires, AM. 
Profa. Dra. ANA MARIA PIRES
Energia cinética e Energia potencial
• Energia cinética é a energia do movimento.
• Energia potencial é a energia que um objeto
possui em virtude de sua posição.
A energia potencial pode ser convertida em energia cinética. 
Por exemplo: Um mergulhador no topo de uma plataforma
A natureza da energiaA natureza da energia
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Por exemplo: Um mergulhador no topo de uma plataforma
http://201
2books.lar
dbucket.or
g/books/pr
inciples-
of-
general-
chemistry-
v1.0/secti
on_09/a0d
22f5e75d4
5b6d3a8e
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78b.jpg
http://www.bsharp.org/physics/swings
Energia cinética e Energia potencial
• A energia potencial eletrostática, Ed, é a atração entre
duas partícula com cargas contrárias, Q1 e Q2, a uma
distância d entre si.
• A constante κ = 8,99 × 109 J m/C2.
• Se as duas partículas têm cargas opostas, Ed será a
repulsão eletrostática entre elas.
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d
QQEd 21κ=
http://www.mundoeducacao.com/upload/conteudo/lei%20de
%20coulomb.jpg
Unidades de energia
• A unidade SI para energia é o joule, J.
• Algumas vezes utilizamos a caloria em vez do joule:
1 cal = 4,184 J (exatos)
A natureza da energiaA natureza da energia
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• Uma caloria nutricional:
1 cal = 1.000 cal = 1 kcal
Sistema e vizinhanças
• Sistema: é a parte do universo na qual estamos
interessados.
• Vizinhança: é o resto do universo.
A natureza da energiaA natureza da energia
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http://www.if.ufrgs.br/~leila/sistema.jpg
A transferência de energia: trabalho e calor
• Força (F) é uma tração ou uma compressão exercida em
um objeto.
• Trabalho (w) é o produto da força aplicada em um objeto
em uma distância (d).
A natureza da energiaA natureza da energia
Fdw =
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• Energia (E) é o trabalho realizado para mover um objeto
contra uma força.
• Calor (q) é a transferência de energia entre dois objetos.
• Energia é a capacidade de realizar trabalho ou de
transferir calor.
Fdw =
Energia interna
• Energia interna (E): é a soma de toda a energia
cinética e potencial de um sistema.
• Não se pode medir a energia interna absoluta.
• Em Química estamos interessados geralmente na
A primeira lei da termodinâmicaA primeira lei da termodinâmica
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• Em Química estamos interessados geralmente na
variação de energia, ∆∆∆∆E.
if EEE −=∆
A relação de ∆∆∆∆E a calor e a trabalho
• A energia não pode ser criada ou destruída.
• A energia (sistema + vizinhança) é constante.
• Toda energia transferida de um sistema deve ser transferida para
A A primeiraprimeira lei lei dada termodinâmicatermodinâmica
0=∆+∆ vizsis EE vizsis EE ∆−=∆
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• Toda energia transferida de um sistema deve ser transferida para
as vizinhanças (e vice-versa).
• A partir da primeira lei da termodinâmica:
quando um sistema sofre qualquer mudança física ou
química, a variação obtida em sua energia interna, ∆∆∆∆E, é dada 
pelo calor adicionado ou liberado pelo sistema, q, mais o 
trabalho realizado pelo ou no sistema:
wqE +=∆
A primeira lei da termodinâmicaA primeira lei da termodinâmica
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Exemplo Trabalho Mecânico
Expansão ou Compressão de um Gás (Variação de Volume ∆V) contra 
uma pressão externa constante (ex: pressão atmosférica). O gás
está num cilindro equipado com um êmbolo móvel, sem peso e sem
atrito, para um dado volume, a certa P e T. O gás expandindo
empurra o êmbolo para cima contra pressão atmosférica P. 
wFdd
d
FVP ==×=× 32
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∆V
P P
VPw ∆−=
∆V>0Expansão
Compressão ∆V<0
d
pressão volume
Se P for igual a zero (expansão contra o 
vácuo), trabalho també é zero. Se P for 
positiva, o trabalho é –P∆∆∆∆V
1 L . atm = 101,3 J 
Exemplo: O volume de um gás aumenta de 2,0 L para 6,0 L, a 
temperatura constante. Calcule o trabalho realizado pelo gás se 
ocorrer sua
(a) Expansão contra o vácuo
(a) Contra uma pressão constante de 1,2 atm
0
)0,20,6)(0(
=
−−=
∆−=
w
Lw
VPw
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J
atmL
J
atmLw
joulesparaConversão
atmLw
Lw
VPw
2109,4
1
3,101
8,4
:
8,4
)0,20,6)(2,1(
×−=
⋅
×⋅−=
⋅−=
−−=
∆−=
Processos endotérmicos e exotérmicos
• Endotérmico: absorve calor da vizinhança.
• Exotérmico: transfere calor para a vizinhança.
• Uma reação endotérmica mostra-se fria.
• Uma reação exotérmica mostra-se quente.
A primeira lei da termodinâmicaA primeira lei da termodinâmica
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http://www.brasilescola.com/
upload/conteudo/images/pro
cessos-exotermicos.jpg e 
processos-endotermicos.jpg
Funções de estado
• Função de estado: depende somente dos estados inicial e
final do sistema, e não de como a energia interna é
utilizada.
A primeira lei da termodinâmicaA primeira lei da termodinâmica
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Funções de estado
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• As reações químicas podem absorver ou liberar calor.
• No entanto, elas também podem provocar a realização de
trabalho.
• Por exemplo, quando um gás é produzido, ele pode ser
utilizado para empurrar um pistão, realizando, assim,
EntalpiaEntalpia
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utilizado para empurrar um pistão, realizando, assim,
trabalho.
Zn(s) + 2H+(aq) →→→→ Zn2+(aq) + H2(g)
• O trabalho realizado pela reação acima é denominado
trabalho de pressão-volume.
EntalpiaEntalpia
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• Entalpia, H: é o calor transferido entre o sistema
e a vizinhança realizado sob pressão constante.
• Entalpia é uma função de estado.
• Quando ∆∆∆∆H é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança.
• Quando ∆∆∆∆H é negativo, o sistema libera calor para a 
vizinhança.
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EntalpiaEntalpia
vqE
VPqE
=∆
∴
∆−=∆
• Se uma reação química ocorre a volume constante, então ∆∆∆∆V = 0:
• Onde qv é para lembrar que ocorre a volume constante
• Se um processo ocorre a Pressão constante: 
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• Se um processo ocorre a Pressão constante: 
VPEq
VPqE
wqE
p
p
∆+∆=
∆−=∆
+=∆
• Onde qp é para lembrar que ocorre a pressão constante
VPEH
constpressãoa
PVEH
PVEH
∆+∆=∆
∆+∆=∆
+=
:.
)(
• Entalpia, H:
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• Se um processo ocorre a Pressão constante, 
qp = ∆∆∆∆H.
• Se um processo ocorre a Volume constante, 
qv = ∆∆∆∆E
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
EntalpiasEntalpias de de reaçãoreação
• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do ∆H:
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• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do ∆H:
CO2(g) + 2H2O(l) →→→→ CH4(g) + 2O2(g) ∆∆∆∆H = +890 kJ
• A variação na entalpia depende do estado:
H2O(g) →→→→ H2O(l) ∆∆∆∆H = -88 kJ
)()()( reagentesprodutosreação HHH
produtosreagentes
−=∆
→
Capacidade calorífica e calor específico
• Calorimetria = a medição do fluxo de calor.
• Calorímetro = o instrumento que mede o fluxo de calor.
• Capacidade calorífica (C) = a quantidade de energia
necessária para aumentar a temperatura de um objeto
(em um grau).
• Capacidade calorífica molar = a capacidade calorífica de 1 
CalorimetriaCalorimetria
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• Capacidade calorífica molar = a capacidade calorífica de 1 
mol de uma substância.
• Calor específico (s) = a capacidade calorífica específica = a 
capacidade de calor de 1 g de uma substância.
msC = • Onde m = massa em gramas
tCq
tmsq
∆=
∆=
Calorimetria a pressão constante
CalorimetriaCalorimetria
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“Isopor,” marca registrada de 
espuma de poliestireno
estrudido fabricado pela The 
Dow Chemical Company
• A reação é realizada a 
uma pressão constante
da atmosfera.
Bomba calorimétrica
(calorimetria de volume constante)
CalorimetriaCalorimetria
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da atmosfera.
• Utiliza uma bomba
calorimétrica.
• Normalmente estuda a 
combustão.
Calorímetro de bomba de Oxigênio
Fogo
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http://resource.rockyview.ab.ca/t4t/chem30/mm/m1/bomb_calorimeter/page_3.html
Copyright Rob Schurko, 2002-2007
Calorímetro de bomba de Oxigênio
Bomba
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Copyright Rob Schurko, 2002-2007
Aparato
Calorímetro de bomba de Oxigênio
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Copyright Rob Schurko, 2002-2007
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Queima
Calorímetro de bomba de Oxigênio
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Copyright Rob Schurko, 2002-2007
http://resource.rockyview.ab.ca/t4t/chem30/mm/m1/bomb_calorimeter/page_3.html
Exemplo: Dada a equação termoquímica:
Calcule o calor liberado quando 74,6 g de SO2 (massa molar = 64,07 g/mol) 
se convertem em SO3.
Resposta: -115 kJ
Exemplo:Calcule o calor liberado na combustão de 266 g de fósforo
SO2(g) + 1/2O2(g) →→→→ SO3(g) ∆∆∆∆H = -99,1 kJ/mol
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Exemplo:Calcule o calor liberado na combustão de 266 g de fósforo
branco (P4) em ar, de acordo com a equação:.
Resposta: -6468 kJ
P4(s) + 5O2(g) →→→→ P4O10(s) ∆∆∆∆H = -3013 kJ/mol
Exemplo: Uma amostra de 466 g de água é aquecida de
8,50oC a 74,60oC. Calcule a quantidade de calor (em kJ)
absorvida pela água.
kJ
CCCgJgq
tmsq
ooo
1
)50,860,74)(/184,4(466 −⋅=
∆=
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kJ
J
kJJq 129
1000
11029,1 5 =××=
Exemplo: A massa de 1,435 g de naftaleno (C10H8) – uma
substância de odor pungente usada como repelente de
traças – foi queimada em uma bomba calorimétrica a
volume constante. Em consequência, a temperatura da água
elevou-se de 20,28oC para 25,95oC. Considerando que a
capacidade calorífica da bomba mais a da água é 10,17
kJ/oC, calcule o calor de combustão do naftaleno em termos
de mol, isto é, determine o calor molar de combustão.
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de mol, isto é, determine o calor molar de combustão.
kJq
CCCkJq
tCq
cal
ooo
cal
cal
66,57
)28,2095,25)(/17,10(
=
−=
∆=
Resposta:
Supondo que nenhum calor é perdido para a vizinhança, o calor que a 
boma e a água absorvem é dado por:
Como kJqqqqq reaçãocalreaçãocalsist 66,57,0 −=−==+=
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reaçãocalreaçãocalsist
Esse calor liberado é equivalente a 1,435 g de naftaleno
Sabendo que a massa molar do naftaleno = 128,2 g/mol, 
molkJcombustãodemolarcalor
HmolC
HgC
HgC
kJ
combustãodemolarcalor
/10151,5
1
2,128
435,1
66,57
3
810
10
810
×−=
=×
−
=
• A lei de Hess: se uma reação é executada em uma série
de etapas, o ∆H para a reação será igual à soma das
variações de entalpia para as etapas individuais.
• Por exemplo:
CH4(g) + 2O2(g) →→→→ CO2(g) + 2H2O(g) ∆∆∆∆H = -802 kJ
Lei de HessLei de Hess
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CH4(g) + 2O2(g) →→→→ CO2(g) + 2H2O(g) ∆∆∆∆H = -802 kJ
2H2O(g) →→→→ 2H2O(l) ∆∆∆∆H = -88 kJ
CH4(g) + 2O2(g) →→→→ CO2(g) + 2H2O(l)∆∆∆∆H = -890 kJ
Observe que:
∆∆∆∆H1 = ∆∆∆∆H2 + ∆∆∆∆H3
Lei de HessLei de Hess
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• Se 1 mol de composto é formado a partir de seus
elementos constituintes, a variação de entalpia para a
reação é denominada entalpia de formação, ∆∆∆∆Hof .
• Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 oC (298 K).
• A entalpia padrão, ∆∆∆∆Ho, é a entalpia medida quando tudo
está em seu estado padrão.
EntalpiasEntalpias de de formaçãoformação
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• Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é 
formado a partir de substâncias em seus estados padrão.
• Se existe mais de um estado para uma substância sob 
condições padrão, o estado mais estável é utilizado.
• A entalpia padrão de formação da forma mais estável de 
um elemento é zero.
Entalpias de formaçãoEntalpias de formação
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Utilização de entalpias de formação para
o cálculo de entalpias de reação
• Utilizamos a lei de Hess para calcular as entalpias de
uma reação a partir das entalpias de formação.
EntalpiasEntalpias de de formaçãoformação
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kJkJkJkJ
OHHCHOHHCOHH of
o
f
o
f
o
f
o
r
)0(
2
15)0,49[()]8,285(3)5,393(6[
)](
2
15)(6[)](3)(6[ 26622
+−−+−=
∆+∆−∆+∆=∆
Exemplo: (a) Calcule a variação de entalpia para a
combustão de 1 mol de benzeno, C6H6(l), em CO2(g) e H2O(l).
C6H6(l) + 15/2O2(g) →→→→ 6CO2(g) + 3H2O(g)
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kJ
kJ
267.3
)0,494,857361.2[(
2
=
−−−=
b) Compare a quantidade de calor produzido pela
combustão de 1,00 g de propano com a produzida por
1,00 g de benzeno, sabendo que = -2.220 kJ para a
combustão de 1 mol de propano.
o
rH∆
gkJgmolmolkJlHC
gkJgmolmolkJgHC
/8,41)1,78/1)(/267.3(:)(
/3,50)1,44/1)(/220.2(:)(
66
82
−=−
−=−
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Tanto o propano como o benzeno são hidrocarbonetos, e 
em geral, a energia obtida a partir da combustãode um 
grama de hidrocarboneto está entre 40 e 50 kJ. 
Alimentos
• Valor de combustão = a energia liberada quando 1 g de 
substância é queimada.
• 1 caloria nutricional, 1 cal = 1000 cal = 1 kcal.
• A energia em nossos corpos vem de carboidratos e 
gorduras (principalmente).
• Intestinos: carboidratos convertidos em glicose:
Alimentos e combustíveisAlimentos e combustíveis
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• Intestinos: carboidratos convertidos em glicose:
C6H12O6(s) + 6O2(g) →→→→ 6CO2(g)+ 6H2O(l), ∆∆∆∆H = -2803 kJ
• As gorduras se quebram como se segue:
2C57H110O6 (s) + 163O2 (s) →→→→ 114CO2 (s) + 110H2O(l), ∆∆∆∆H = -75,520 kJ
Alimentos
• Gorduras: contêm mais energia; não são solúveis em
água; portanto são boas para armazenagem de energia.
Alimentos e combustíveisAlimentos e combustíveis
Combustíveis
• Em 2000 os Estados Unidos consumiram 1,03 × 1017 kJ de
combustível.
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combustível.
• A maior parte a partir do petróleo e do gás natural.
• O restante a partir de carvão, usinas nucleares e
hidroelétricas.
• Os combustíveis fósseis NÃO SÃO RENOVÁVEIS.
AlimentosAlimentos e e combustíveiscombustíveis
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Fontes de energia cosumidas nos Estados Unidos. 
Combustíveis
• O valor de combustão = a energia liberada quando 1 g de subsância
é queimado.
• O hidrogênio tem grande potencial como combustível com um valor
de combustão de 142 kJ/g.
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http://biophysics.sbg.ac.at/f
uelcell/scans/efficiency.jpg
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O Toyota Mirai (Japanese for "future") 2015 é primeiro veículo movido a célula a 
combustível de hidrogênio a ser vendido comercialmente. O Mirai é baseado no 
conceito de carro Toyota FCV (Fuel Cell Vehicle) .
Sem ainda incentivo do governo, nos EUA está cotado em US$57.500,00
Célula combustível para geração de energia elétrica (baterias)
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