Aula 03 Termoquímica

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Termoquímica 
Energia 
Radiante 
Térmica 
Química 
Potencial 
3 
Calor é a transferência de energia térmica entre dois corpos 
que estão a temperaturas diferentes. 
Variação de energia em reações químicas 
Temperatura é a medida da enegia térmica. 
Temperatura = Energia térmica 
4 
Termoquímica é a área de estudo das variações de calor 
que ocorrem nas reações químicas. 
O sistema é a parte específica do universo que nos 
interessa. 
Aberto 
massa & energia Transferência: 
Fechado 
energia 
Isolado 
Nada 
5 
Processo Exotérmico é qualquer processo que libera energia 
– Transfere energia térmica para o meio exterior. 
Processo Endotérmico é qualquer processo que absorve 
energia – calor tem de ser fornecido ao sistema pela sua 
vizinhança. 
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energia 
H2O (g) H2O (l) + energia 
energia + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g) 
energia + H2O (s) H2O (l) 
6 
Esquema de Processos Exotérmico e Endotérmico 
7 
Termodinâmica é o estudo científico da interconversão de 
calor em outras formas de energia. 
Funções de estado são propriedades que são determinadas 
apenas pelo estado do sistema. 
Energia Potencial de 1 e 2 é a mesma. 
Energia, Pressão, Volume, Temperatura 
ΔU = Ufinal - Uinicial 
ΔP = Pfinal - Pinicial 
ΔV = Vfinal - Vinicial 
ΔT = Tfinal - Tinicial 
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Primeira lei da termodinâmica – Energia pode ser 
convertida de uma forma em outra, mas não pode 
ser criada ou destruída. 
ΔUsistema + ΔUvizinhança = 0 
ou 
ΔUsistema = -ΔUvizinhança 
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O 
Reação Química Exotérmica! 
Energia química perdida pela combustão = Energia fornecida à vizinhança 
sistema vizinhança 
ΔU = Ufinal - Uinicial 
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Outra forma da primeira lei para ΔUsistema 
ΔU = q + w 
ΔU é a variação de energia interna de um sistema, onde 
q é o calor trocado entre o sistema e a vizinhança 
w é o trabalho realizado sob (ou pelo) o sistema 
w = -PΔV quando um gás expande contra uma pressão externa 
constante 
Trabalho: Energia transferida por uma força 
 
Sistema = Gás 
m
“Qualquer quantidade que escoa através da 
fronteira durante uma mudança de estado e é 
completamente conversível na elevação de uma 
massa nas vizinhanças” 
Trabalho é feito pelo sistema se a massa é elevada nas vizinhanças 
m
Motor
Trabalho: Uma maneira de interagir com o 
sistema 
 
Trabalho é feito sobre o sistema se a massa é abaixada nas vizinhanças 
ü  Aparece sempre nas fronteiras 
ü  Aparece apenas durante uma mudança de estado 
ü  Se manifesta através de um efeito nas vizinhanças 
Trabalho: Ponto de vista do sistema 
 
m
W será POSITIVO (W > 0), se trabalho é realizado sobre o sistema 
m
W será NEGATIVO (W < 0), se trabalho é realizado pelo o sistema 
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Trabalho realizado pelo sistema nas vizinhanças 
w = F x d 
w = -P ΔV 
P x V = x d3 = F x d = w F d2 
ΔV > 0 
-PΔV < 0 
w < 0 
W não é uma 
função de 
estado. 
Δw = wfinal - winicial 
inicial final 
Example 1 
Um certo gás expande em volume de 2.0 L para 6.0 L 
temperatura constante. 
 
Calcule o trabalho (em Joules) realizado pelo gás se ocorrer 
sua expansão 
 
(a)  Contra o vácuo 
(b)  Contra uma pressão constante de 1.2 atm 
1 atm.L = 101.3 J 
Example 2 
 
Calcule o trabalho efetuado quando 50 g de ferro reagem com 
ácido clorídrico produzindo hidrogênio gasoso 
 
 
 
 
(a)  Num vaso fechado de volume fixo 
(b)  Num béquer aberto, a 25 ºC 
MM (Fe) = 55,85 g/mol 
Fe (s) + 2HCl (aq) FeCl2 (aq) + H2 (g) 
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Entalpia e a primeira lei da termodinâmica 
ΔU = q + w 
ΔU = ΔH - PΔV 
ΔH = ΔU + PΔV 
q = ΔH e w = -PΔV Pressão constante: 
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Entalpia (H) é usada para quantificar o fluxo de calor num 
sistema em um processo que ocorre a pressão constante. 
ΔH = H (produto) – H (reagente) 
ΔH = calor perdido ou ganho durante uma reação à pressão constante 
Hproduto < Hreagente 
ΔH < 0 
Hproduto > Hreagente 
ΔH > 0 
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Equações Termoquímicas 
H2O (s) H2O (l) ΔH = 6.01 kJ/mol 
ΔH é negativo ou positivo? 
Sistema absorve calor 
Endotérmico 
ΔH > 0 
6.01 kJ são absorvidos para cada um 1 mol de gelo 
que funde à 00C e 1 atm. 
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CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH = -890.4 kJ/mol 
Exotérmico 
ΔH < 0 
890.4 kJ são liberados para cada 1 mol de metano 
que é queimado à 250C e 1 atm. 
ΔH é negativo ou positivo? 
Sistema libera calor 
Equações Termoquímicas 
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H2O (s) H2O (l) ΔH = 6.01 kJ/mol 
•  Os coeficientes estequiométricos sempre se referem ao 
número de mols de uma substância 
•  Se você inverte a direção da reação, o sinal de ΔH muda 
H2O (l) H2O (s) ΔH = -6.01 kJ/mol 
•  Se você multiplica ambos os lados da equação por um 
fator n, então ΔH deve mudar pelo mesmo fator n. 
2H2O (s) 2H2O (l) ΔH = 2 x 6.01 = 12.0 kJ 
Equações Termoquímicas 
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H2O (s) H2O (l) ΔH = 6.01 kJ/mol 
•  Os estados físicos de todos os reagentes e produtos 
devem ser especificados nas equações. 
H2O (l) H2O (g) ΔH = 44.0 kJ/mol 
Equações Termoquímicas 
Example 3.1 
Dada a equação termoquímica 
 
 
 
Calcule o calor liberado quando 74,6 g de SO2 se convertem 
em SO3. 
 
 
 
MM (SO2) = 64,07 g/mol 
 
SO2(g) + O2 (g) SO3 (g) ΔH = - 99,1 kJ/mol 
Example 3.2 
Calcule a quantidade de calor liberada durante a combustão de 
266 g de fósforo branco (P4) em ar, de acordo com a equação. 
 
 
 
 
 
MM (P4) = 124 g/mol 
MM (P4O10) = 284 g/mol 
 
P4(s) + O2 (g) P4O10 (s) ΔH = - 3013 kJ/mol 
24 
Comparação entre ΔH e ΔU 
2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) ΔH = -367.5 kJ/mol 
ΔU = ΔH - PΔV 1 mol H2 = 24.5 L à 25 oC a 1 atm 
PΔV = 1 atm x 24.5 L = 2.5 kJ 
ΔU = -367.5 kJ/mol – 2.5 kJ/mol = -370.0 kJ/mol 
Example 4 
 
Calcule a energia interna quando 2 mols de 
CO(g) são convertidos a 2 mols of CO2(g) à 25°C 
e 1 atm : 
Example 4.2 
 
Qual é o valor da energia interna para a formação de 1 mol de 
CO, a 1 atm e 25 ºC? 
C (grafite) + 1/2 O2 (g) CO (g) ΔH = - 110,5 kJ/mol 
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O Calor específico (s) de uma substância é a quantidade de 
calor (q) necessária para aumentar a temperatura de um 
grama da substância pelo aumento de um grau Celsius. 
A capacidade calorífica (C) de uma substância é a 
quantidade de calor (q) necessária para aumentar a 
temperatura de uma dada quantidade (m) da substância pelo 
aumento de um grau Celsius. 
 C = m x s 
Calor (q) absorvido ou liberado: 
q = m x s x Δt 
q = C x Δt 
Δt = tfinal - tinicial 
Example 5 
Uma amostra de 466 g de água é aquecida de 8.50 ºC para 
74.60 ºC. 
 
Calcule a quantidade de calor (em quilojoules) absorvida pela 
água. 
29 
Calorimetria a Volume constante 
Nenhum calor entra ou sai! 
qsis = qcal + qrea 
qsis = 0 
qrea = - (qcal) 
qcal = m x s x Δt 
qcal = Ccal x Δt 
Reação à V Constante 
ΔH ~ qrea 
ΔH = qrea 
Example 6 
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 V constante. 
 
Consequentemente, a temperatura da 
água aumentou de 20.28°C para 
25.95°C. 
 
Se a capacidade da bomba mais a da 
água é 10.17 kJ/°C, calcule o calor 
de combustão do naftaleno em 
termos de mol, isto é, determine a 
calor molar de combustão. 
31 
qsis = qcal + qrea 
qsis = 0 
qrea = - (qcal) 
qcal = m x s x Δt 
qcal = Ccal x Δt 
Reação à P constante 
ΔH = qrea 
Calorimetria a Pressão ConstanteNenhum calor entra ou sai! 
Example 7 
Um esfera de chumbo, com 26.47 g 
de massa à 89.98 °C foi colocada 
em um calorímetro a pressão 
constante, cuja capacidade 
calorífica é despresível, contendo 
100.0 mL de água. 
 
 A temperatura da água aumentou 
de 22.50°C para 23.17°C. 
 
Qual é o calor específico da esfera 
de chumbo? 
Example 8 
Uma quantidade de 1.00 × 102 mL de 0.500 M HCl foi 
misturada com 1.00 × 102 mL de 0.500 M NaOH em um 
calorímetro a pressão constante com capacidade calorífica 
despresível. A temperatura inicial das soluções de HCl e NaOH 
era a mesma, 22.50 °C, e a temperatura final da mistura foi de 
25.86°C. Calcule o calor transferido na reação de 
neutralização em termos de mol: 
 
 
 
Suponha que as soluções apresentem densidades e calores 
específicos iguais aos da água (1.00 g/mL e 4.184 J/g · °C, 
respectivamente). 
34 
Entalpia padrão de formação (ΔH0) é a variação de calor 
que resulta quando um mol de um composto é formado a 
partir de seus elementos à 1 atm. 
f 
A Entalpia padrão de formação de qualquer elemento na 
sua forma mais estável é zero zero. 
ΔH0 (O2) = 0 f 
ΔH0 (O3) = 142 kJ/mol f 
ΔH0 (C, graphite) = 0 f 
ΔH0 (C, diamond) = 1.90 kJ/mol f 
35 
A entalpia padrão de reação (ΔH0 ) é a entalpia de uma 
reação realizada a 1 atm. 
rea 
aA + bB cC + dD 
ΔH0 rea dΔH0 (D) f cΔH0 (C) f = [ + ] - bΔH0 (B) f aΔH0 (A) f [ + ] 
ΔH0 rea nΔH0 (produtos) f = Σ	
 mΔH0 (reagentes) f Σ	
- 
Lei de Hess: Quando reagentes são convertidos a 
produtos, a variação na entalpia é a mesma se a reação 
ocorre em outra etapa ou em uma série de etapas. 
(Entalpia é uma função de estado. Não importa como se 
chega lá, somente onde começou e terminou.) 
36 
C (grafite) + 1/2O2 (g) CO (g) 
CO (g) + 1/2O2 (g) CO2 (g) 
C (grafite) + O2 (g) CO2 (g) 
Example 9 
Calcule a entalpia padrão de formação do acetileno (C2H2) a 
partir de seus elementos: 
 
 
 
As equações para cada etapa e as correspondentes variações 
de entalpia são: 
Example 9