Introdução à Termoquímica

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Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
TERMOQUÍMICA
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
DEFINIÇÃO
A termoquímica é o ramo da química que estuda o calor
(energia) envolvido nas reações químicas e quaisquer
transformações físicas, baseando-se em princípios da
termodinâmica.
TERMOQUÍMICA
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Transferência de energia
Química Geral e Reações Químicas – volume 1, Capítulo 6
Mudança física
Mudança química FOTOSSÍNTESE
6 CO2 (g) + 6 H2O (g) + energia  C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)
energia do Sol  energia químicaarmazenada
Furacão libera energia
equivalente a produção anual
de eletricidade nos EUA
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Transferência de energia Processos Químcos
Forma mais comum energia  calor
Mudança de conteúdo de calor
Transferência entre objetos
Principais temas da termodinâmica
Calor e luz
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia é habilidade para
realização de certo trabalho.
Iluminação
Crescimento
Aquecimento
Movimento
Comunicação
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Termoquímica
ENERGIA – Conceitos básicos
Classificaçao  Cinética  Potencial
Capacidade de realizar trabalho
Energia térmica
Energia mecânica
Energia elétrica
Som
Energia potencial química
Energia gravitacional
Energia eletrostática
Carvão (energia)

Calor  trabalho
Separação de duas cargas
elétricas opostas
Luz, calor e somEnergia liberada
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Termoquímica
A Energia pode se tornar presente sob diversas formas
Energia RadianteouLuminosa
Energia Química
Energia Mecânica
Energia Elétrica
Energia Nuclear Energia Eólica
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Termoquímica
ENERGIA – Conceitos básicos
Potencial (armazenada)  Cinética
Conservação da energia
Ecinética  Emecânica
Água espirra à medida que o corpo se
desloca, realizando trabalho sobre ela.
Gravidade acelera o movimento
Ecinética  e Epotencial 
Energia não pode ser criada ou destruída
A ENERGIA TOTAL DO UNIVERSO É CONSTANTE
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA
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Termoquímica
A energia se transforma de uma forma em outra.Conversores  mecanismos, naturais ou inventados
transformam energia de uma forma para outra
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Termoquímica
2.500 a. C - Barco a vela
100 a. C – Moinho hidráulico
950 D.C – Moinho de vento
1769 – Máquina vapor
1800 – Pilha elétrica
1814 – Locomotiva a vapor
1827 – Turbina hidráulica
1831 – Indução eletromagnética
1878 – Lâmpada incandescente
1882 – Central hidroelétrica
1884 – Turbina a vapor
1893 – Motor diesel
1933 – Fissão nuclear
1953 – Célula fotovoltaica
Conversores de Energia
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Termoquímica
EXERCÍCIO
Uma bateria armazena energia potencial química. Em quais tipos de
energia essa energia potencial pode ser convertida?
A energia potencial química de uma bateria pode ser
convertida em trabalho (para acionar um motor), calor
(em aquecedor elétrico de ambientes) e luz (para acender
uma lâmpada).
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Termoquímica
Temperatura e Calor
Medida do seu conteúdo de energia térmica
Capacidade de transferir calor
Medida da temperaturaMedida da temperatura  termômetrotermômetro
Todas as substâncias sejam sólidas, líquidas
ou gasosas sofrem expansão do seu volume
quando aquecidas
Aspectos importantes:Aspectos importantes:
 Calor  temperatura
 Qto  Etérmica substância movimento átomos e
moléculas
 Etérmica total objeto =  Eindividualátomos, moléculas ou íons do
objeto
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Termoquímica
-- TemperaturaTemperatura
-- Quantidade de substânciaQuantidade de substância
Temperatura e Calor
Medida do seu conteúdo de energia térmica
Água morna
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Termoquímica
TERMODINÂMICA – Conceitos básicos
Sistema
Vizinhança
Objeto ou conjunto de objetos que estão sendo
estudados
Tudo que esteja fora do sistema, que possa trocar
energia com ele.
Estudo: calor liberado em uma reacalor liberado em uma reaçção quão quíímicamica
Sistema = frasco de reação e seu conteúdo
Vizinhança = ar da sala, o que tiver contato com o frasco
Estudo: nníível atômicovel atômico
Sistema = único átomo ou molécula
Vizinhança = átomos ou moléculas a sua volta
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Termoquímica
Direcionalidade da transferência de calor: equilíbrio térmico
 Direcionalidade: transferência de calor SEMPRESEMPRE mais quente  mais frio
Tarefa: porque o calor da sala não leva sua xícara de café a fervura???
 Equilíbrio térmico: transferência de calor continua até que temperatura =
água EQUILÍBRIO TÉRMICO
metal aquecido
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Termoquímica
Direcionalidade da transferência de calor: equilíbrio térmico
 Direcionalidade da transferência de calor
ENDOTÉRMICO: calor transferido vizinhancalor transferido vizinhanççaa  sistemasistema
EXOTÉRMICO: calor transferido sistemacalor transferido sistema  vizinhanvizinhanççaa
sis = sistemasis = sistemaq = calor transferidoq = calor transferido
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Termoquímica
Unidades de energia
Unidade SI - joule (J)  Energia térmica
1 J = 1 Kg . m2/s2 Energia mecânica
quilojoule 1 kJ = 1000 J
Fabricante (Austrália) conteúdo energético de 1 J
Energia cinética - KE = ½ mv2
Exemplo:Exemplo: massa de 2,0 kg movendo-se a uma velocidade de 1,0 m2/s
KE = ½ (2,0 kg)x(1,0 m/s)2 = 1,0 Kg . m2/s2 = 1 J
James JouleJames Joule
18181818--18891889
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Termoquímica
Unidades de energia
 Medida de calor - caloria (cal)
Quantidade de calor para  temperatura
1,00 g H2O (l) pura de 14,5 C  15,5 C
quilocaloria 1 kcal = 1000 cal
Fator de conversão  1 cal = 4,184 joules (J)
Caloria nutricional  conteúdo energético alimentos
1 Cal = 1000 cal = 1 kcal = 4,184 kJ
Lei de Educação e Rotulação Nutricional (1990)
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Termoquímica
EXERCÍCIOS
Em um livro antigo você lê que a oxidação de 1,00 g de hidrogênio para
formar água líquida produz 3.800 cal. Qual é essa energia em unidades
de joules?
O rótulo em uma caixa de cereal indica que uma porção (com leite
desnatado) fornece 250 Cal. Qual é essa emergia em quilojoules (kJ)?
(3800 calorias)(4,184 J/calorias) = 1,6 × 104 J
(250 Calorias)(1000 calorias/Caloria) = 250.000 cal
(250.000 cal)(4,184 J/caloria) = 1.046.000 J
(1.046.000 J)(1 kJ/1000 J) = 1046 kJ = 1,0 × 103 kJ
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Termoquímica
Capacidade calorífica específica e transferência de calor
 Quantidade de calor transferida depende:
Quantidade de material
Magnitude da variação de temperatura
Identidade do material que ganha ou perde calor
Capacidade calorífica específica (C) Calor específico
Quantidade de calor necessária p/  1K em 1g de substância
 J/g  K
q = C  m  ΔT
Calor transferido (J) Massa de substância (g)
Capacidade calorífica específica (J/g  K)
Variação de temperatura (K)
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Capacidade calorífica específica e transferência de calor
ΔT = Tfinal - Tinicial
ENDOTÉRMICO
calor transferido vizinhança  sistema
EXOTÉRMICO
calor transferido sistema  vizinhança
Ler um exame mais detalhado  Convenções de sinais
Capacidade calorífica molar
 Quantidade de calor necessária p/  1K a T de 1mol de substância
 J/mol  K
Metais a Tambiente ≈ 25 kJ/mol  K
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Termoquímica
Qual o calor envolvido em uma amostra de 10,0 g de cobre (0,385 J/g  K)
quando a sua temperatura for aumentada de 25 C para 325 C?
q = C  m  ΔT
EXEMPLO
Capacidade calorífica específica e transferência de calor
ENDOTÉRMICO
calor transferido vizinhança  cobre (sistema)
Janaína HeberleBortoluzzi
Termoquímica
Capacidade calorífica específica e transferência de calor
Substância Capacidade calorífica específica (J/g*K)
Al, alumínio 0,897
C, grafite 0,685
Fe, ferro 0,449
Cu, cobre 0,385
Au, ouro 0,129
NH3(l), amônia 4,70
H2O (l), água 4,184
C2H5OH, etanol 2,44
H2O (s), gelo 2,06
Madeira 1,8
Cimento 0,9
Vidro 0,8
granito 0,8
Para elevar 1 K água (l) 9x mais
calor que para o FeQto  C e m  Qtidade de energia térmica
que a substância pode armazenar
Papel C
pequeno
Dedos = C e m maiores
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Termoquímica
EXERCÍCIOS
Determine a quantidade de calor que deve ser adicionada para elevar a
temperatura de um copo de café (250 mL) de 20,5 C a 95,6 C.
Suponha que a água e o café tenham a mesma densidade (1,00 g/mL) e
a mesma capacidade calorífica específica (4,184 J/g . K).
Massa de café = (250 mL).(1,00 g/mL) = 250 g
ΔT = 368,8 K – 293,7K = 75,1 K
q = C  m  ΔT
q = (4,184 J/g . K)(250 g)(75,1 K)
q = + 79.000 J ou + 79 kJ
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Termoquímica
EXERCÍCIOS
Em uma experiência, determinou-se que foram necessários 59,8 J para
mudar a temperatura de 25,0 g de etilenoglicol (um composto usado
como anticongelante em motores de automóvel) em 1,00 K. Calcule a
capacidade calorífica específica do etilenoglicol com base nestes dados.
q = C  m  ΔT
59,8 J = C (25 g)(1,00 K)
C = 2,392 J/g . K
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Termoquímica
Aspectos quantitativos da transferência de calor
Capacidade calorífica específica
 específica substância pura
 calculada experimentalmente (ΔT  H2O)
 sistema (metal + H2O)
 calor metal  H2O
qmetal = - qágua = +
- qmetal = qágua
qmetal + qágua = 0
A soma das variações de energia térmica
neste sistema é zero
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Termoquímica
Aspectos quantitativos da transferência de calor
qmetal + qágua = 0
(Cágua  mágua  ΔTágua) + (Cmetal  mmetal  ΔTmetal) = 0
[(4,184 J/g.K) (225 g) (296,3 K – 294,2K)]
+ [(Cmetal) (55,0 g) (296,3 K – 373,0 K)] = 0
Cmetal = 0,469 J/g.K
q1 + q2 + q3 + … = 0
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Termoquímica
EXEMPLO
Um pedaço de ferro de 88,5 g, cuja temperatura é 78,8 C é colocado
em um béquer que contém 244 g de água a 18,8 C. Quando o
equilíbrio térmico é alcançado, qual é a temperatura final?
q = C  m  ΔT qferro + qágua = 0
(Cferro  mferro  ΔTferro) + (Cágua  mágua  ΔTágua) = 0
[(0,449 J/g.K) (88,5 g) (Tfinal – 352,0 K)]+ [(4,184 J/g.K) (244,0 g) (Tfinal – 292,0 K)] = 0
Tfinal = 295,0 K = 22 C
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Termoquímica
EXERCÍCIOS
Um pedaço de cromo de 15,5 g, aquecido a 100 C, é colocado
em 55,5 g de água a 16,5 C. A temperatura final do metal e da
água é de 18,9 C. Qual é a capacidade calorífica específica do
cromo?
Uma peça de ferro (400 g) é aquecida em uma chama e então
colocada em um béquer que contém 1.000 g de água. A
temperatura original da água era de 20,0 C, e a temperatura final
da água e do ferro é 32,8 C depois de atingido o equilíbrio
térmico. Qual era a temperatura original da barra de ferro quente?
Resp.  Cmetal = 0,44 J/g . K
Resp.  T = 331 C
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Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Sólido  Líquido (fusão)
Líquido  Gás (ebulição)
 Energia fornecida deve superar as forças atrativas entre as moléculas
Calor de fusão Calor de vaporizaCalor de fusão Calor de vaporizaççãoão
0 C calor de fusão  333 J/g
100 C calor de vaporização  2.256 J/gH2O
Exemplo:
O calor necessário para fundir 500,0 g de água a 0 C é:
(500,0 g)(333 J/g) = 1,67  105 J = 167 kJ
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Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Calor de fusão Calor de vaporizaCalor de fusão Calor de vaporizaççãoão
m = 500,0 g
167 kJ
Fusão
1.130 kJ
Ebulição
Temperatura cte durante mudança de estado – energia usada para superar as
forças que prendem as moléculas
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Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Qual a quantidade total de calor necessário para converter 500,0 g
de gelo a -50 C em vapor a 200 C?
Etapa 1
q (para aquecer o gelo de -50 C para 0 C)
= (2,06 J/g  K)(500 g)(273,2 – 223,2 K)
= 5,15  104 J
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Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Qual a quantidade total de calor necessário para converter 500,0 g
de gelo a -50 C em vapor a 200 C?
Etapa 2
q (para derreter o gelo a 0 C) = (500 g)(333 J/g)
= 1,67  105 J
5,15  104 J
Calor de fusão
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Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Qual a quantidade total de calor necessário para converter 500,0 g
de gelo a -50 C em vapor a 200 C?
Etapa 3
q (para elevar a temperatura da água de 0 C para 100 C)
= (4,184 J/g  K)(500 g)(373,2 – 273,2 K)
= 2,09  105 J
5,15  104 J
1,67  105 J
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Qual a quantidade total de calor necessário para converter 500,0 g
de gelo a -50 C em vapor a 200 C?
5,15  104 J
1,67  105 J
2,09  105 J
Etapa 4
q (para evaporar a água a 100 C) = (500 g)(2.256 J/g)
= 1,13  106 J
Calor de vaporização
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Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Qual a quantidade total de calor necessário para converter 500,0 g
de gelo a -50 C em vapor a 200 C?
5,15  104 J
1,67  105 J
2,09  105 J
1,13  106 J
Etapa 5
q (para elevar a temperatura do vapor de 100 C para 200 C)
= (1,92 J/g  K)(500 g)(473,2 – 373,2 K)
= 9,60  104 J
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Qual a quantidade total de calor necessário para converter 500,0 g
de gelo a -50 C em vapor a 200 C?
5,15  104 J
1,67  105 J
2,09  105 J
1,13  106 J
9,60  104 J
qtotal = q1 + q2 + q3 + q4 + q5
qtotal = 5,15  104 J + 1,67  105 J + 2,09  105 J + 1,13  106 J + 9,60  104 J
qtotal = 1,60  106 J
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Temperatura de fusão do ferro = 1.535 C
Temperatura de fusão do gelo
Calor de fusão da água 333 J/g
m = 2000 g  Calor necessário
= 666000 J = 666 kJ
Calor de fusão do ferro 267 J/g
m = 2000 g  Calor necessário
= 534000 J = 534 kJ
1,5 kg 0,5 kg
C = 2,06 J/g . K C = 0,449 J/g . K
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia e Mudanças de Estado
Qual é a quantia mínima de gelo a 0 C que deve ser adicionada ao
conteúdo de uma lata de refrigerante (340 mL) para refrigerá-la de
20,5 C a 0 C? Suponha que a capacidade calorífica específica e a
densidade do refrigerante sejam as mesmas da água, e que
nenhum calor seja perdido ou ganho para a vizinhança.
qrefrigerante + qgelo = 0
(Crefrigerante  mrefrigerante  ΔT) + qgelo = 0
(Crefrigerante  mrefrigerante  ΔT) + (calor de fusãoágua  mgelo) = 0
mgelo = 87,6 g
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
EXERCÍCIOS
Quanto calor deve ser absorvido para aquecer 25,0 g de metanol
líquido, CH3OH, de 25 C a seu ponto de ebuliçao (64,6 C) e paraevaporar completamente o metanol nesta temperatura? O calor
específico do metanol líquido é 2,53 J/g.K e o calor de
vaporização do metanol é 2,00  103 J/g.
q (aumentar a tempertura 25 C  64,6 C) = 2,5 kJ
q (evaporar o metanol) = 50 kJ
Energia térmica total = 52,5 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
EXERCÍCIOS
Para preparar um copo de chá gelado, despejam-se 250 mL de
chá, cuja temperatura é de 18,2 C, em um copo que contém cinco
cubos de gelo. Cada cubo tem uma massa aproximada de 15 g.
Que quantidade de gelo derreterá, e quanto gelo permanecerá
flutuando na superfície da bebida? O chá gelado tem densidade de
1,0 g/cm3 e um calor específico de 4,2 J/g.K . O calor de fusão do
gelo é de 333 J/g.
m gelo (que derrete) = 57,39g
m gelo (sem derreter) = 17,61 g
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
A Primeira Lei da Termodinâmica
Energia CalorAté o momento
 Termodinâmida – estudo do calor e do trabalho
CO2 (s, -78 C)  CO2 (g, -78 C)calorGelo seco
sistema
w
vizinhança
Transfere calor (q) para o sistema naTransfere calor (q) para o sistema na sublimasublimaççãoão
ΔE
Realiza trabalho (w) sobre a vizinhanRealiza trabalho (w) sobre a vizinhanççaa
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
A Primeira Lei da Termodinâmica
 Termodinâmida – estudo do calor e do trabalho
ΔE = q + w
AfirmaAfirmaçção matemão matemáática datica da Primeira Lei da TermodinâmicaPrimeira Lei da Termodinâmica
Conservação da energia
A ENERGIA TOTAL DO UNIVERSO É CONSTANTE
Energia Interna = Epotencial + Ecinética
Atração e repulsão entre núcleos e e-
Movimento dos átomos, e- e moléculas
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
A Primeira Lei da Termodinâmica
Trabalho P-V (pressão-volume)
ΔE = q + w
w = - P x ΔV
w = F  d
P = F/A  F = P  A
w = - (P  A)  d
A e d = variação de volume = ΔV
w = - P  ΔV
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
A Primeira Lei da Termodinâmica
Conveção de sinais para q e w de um Sistema
Mudança Convenção de sinais Efeito sobre Esistema
Calor transferido vizinhança  sistema q > 0 (+) E aumenta
Calor transferido sistema  vizinhança q < 0 (-) E diminui
Trabalho realizado vizinhança  sistema w > 0 (+) E aumenta
Trabalho realizado sistema  vizinhança w < 0 (-) E diminui
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Entalpia
 experimentos  atmosfera  Pconstante
EntalpiaEntalpia –– medida de calor a Pcte  H - ΔH
Convenções de sinais
ΔE e ΔH (-)  energia sistema  vizinhança
ΔE e ΔH (+)  energia vizinhança  sistema
qP = ΔH
qV = ΔE
ΔE = ΔH + w
w = - P ΔV
Fusão do gelo  ΔV   w  logo ΔE ≈ ΔH
Sublimação CO2  ΔV  logo ΔE  ΔH
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variações de Entalpia para Reações Químicas
 Variações de entalpia  acompanham toda reação química
H2O (g)  H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 241,8 kJ ENDOTÉRMICO
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (g) ΔH = - 241,8 kJ EXOTÉRMICO
2H2 (g) + O2 (g)  2H2O (g) ΔH = - 483,6 kJ (2x241,8 kJ)
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variações de Entalpia para Reações Químicas
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l) ΔH = - 285,8 kJ) Condensação H2O
Variações de entalpia
 Identidade (reagentes e produtos) e estado físico (s, l,g)
 ΔH (-) exotérmico ΔH (+) endotérmico
 ΔH = porém sinais opostos (reação direta e inversa)
 número de mols
2H2 (g) + O2 (g)  2H2O (g) ΔH = - 483,6 kJ (2x241,8 kJ)
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variações de Entalpia para Reações Químicas
 Entalpia  E por mol de reagente  E por mol de produto
EXEMPLO:
Qual o valor de entalpia se 454 g de propano, C3H8, forem queimados?
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3CO2 (g) + 4 H2O (l) ΔH = - 2.220 kJ
1 mol C3H8 – 44,10 g
x - 454 g
x = 10,3 mol C3H8
1 mol C3H8 – - 2.220 kJ
10,3 mol - x
x = - 22.900 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 - Que quantidade de energia de calor é necessária para decompor
12,6 g de água líquida às substâncias simples? ΔH = 285,8 kJ
2 - A combustão do etano, C2H6, tem uma variação de entalpia de-2.857,3 kJ para a reação escrita abaixo. Calcule o valor de ΔH
quando 15,0 g de C2H6 são queimados.
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g)  4 CO2 (g) + 6 H2O (g)
q = 200,06 kJ
EXERCÍCIOS
ΔH = -714,33 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
CALORIMETRIA
 Medida do calor transferido processo químico ou físico
TTéécnica experimentalcnica experimental
CALORIMETRIA DE PRESSÃO CONSTANTECALORIMETRIA DE PRESSÃO CONSTANTE –– medindomedindo ΔΔH qH qPP
CALORIMETRIA DE VOLUME CONSTANTECALORIMETRIA DE VOLUME CONSTANTE –– medindomedindo ΔΔE qE qVV
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
CALORIMETRIA
CALORIMETRIA DE PRESSÃO CONSTANTECALORIMETRIA DE PRESSÃO CONSTANTE –– medindomedindo ΔΔH qH qPP
Calorímetro de copo de café
 Liberação de calor Tfinal 
 Absorção de calor Tfinal 
q = C  m  ΔT
conhecido
mede-se
qreação = energia química (potencial) reagentes liberada como calor
qsolução = calor ganho ou perdido pela solução
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
CALORIMETRIA
CALORIMETRIA DE PRESSÃO CONSTANTECALORIMETRIA DE PRESSÃO CONSTANTE –– medindomedindo ΔΔH qH qPP
qreação + qsolução = 0
Calculado com a m e C
Incógnita da equação
 Resultados não são exatos
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
CALORIMETRIA
CALORIMETRIA DE PRESSÃO CONSTANTECALORIMETRIA DE PRESSÃO CONSTANTE –– medindomedindo ΔΔH qH qPP
EXEMPLO:
Suponha que você coloque 0,500g de raspas de magnésio em um calorímetro
de copo de café e adicione então 100,0 mL de HCl 1,00 M. A reação que
ocorre é: Mg (s) + 2 HCl (aq)  H2 (g) + MgCl2 (aq)
A temperatura da solução aumenta de 22,2 C para 44,8 C. Qual é a
variação de entalpia para a reação por mol de magnésio?
Csolução = 4,20 J/gK e dHCl = 1,00 g/mL
qsolução = 4,20 J/gK  100,500 g  (318,0 K – 295,4 K)
qsolução = 9,54 kJ
qreação + qsolução = 0
qreação = -9540 J
1 mol Mg – 24,31 g
x - 0,500 g
x = 0,020 mol Mg
1 mol Mg – - 9540 J
0,020 mol - x
x = - 196,21 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – Suponha que você misture 200,0 mL de HCl 0,400M com 200,0
mL de NaOH 0,400 M em um calorímetro de copo de café. A
temperatura das soluções antes da mistura era 25,10 C. Após
misturar e permitir que a reação ocorra, a temperatura é de 27,78 C.
Qual é a entalpia molar de neutralização do ácido? d = 1,00 g/mL
C = 4,20 J/gK
EXERCÍCIOS
ΔH = -56,3 kJ/mol
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
CALORIMETRIA
CALORIMETRIA DE VOLUME CONSTANTECALORIMETRIA DE VOLUME CONSTANTE –– medindomedindo ΔΔE qE qVV
Bomba calorimétrica
 Calor de combustão
 Valor calórico alimentos
qreação = reação de combustão
Sistema  bomba + H2O + amostra
qreação + qbomba + qágua = 0
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
EXEMPLO:
Octano, C8H18, um constituinte principal da gasolina:
C8H18 (l) + 25/2 O2 (g)  8 CO2 (g) + 9 H2O (l)
Uma amostra de 1,00 g de octano é queimada em um calorímetro de volume
constante. O calorímetro está em um recipiente isolado contendo 1,2 kg de
água. A temperatura de água e da bomba aumenta de 25 C para 33,20 C.
Cbomba = 837 J/K.
a- qual o calor de combustão por grama do octano?
qágua = 4,184 J/gK  1200 g  (306,35 K – 298,15 K)
qágua = +41.200 J
qbomba = 837 J/K  (306,35 K – 298,15 K)
qbomba = +6.860 J qreação + qbomba + qágua = 0
qreação = - 41.200 J – 6.860 J
qreação = -48,1 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
EXEMPLO:
Octano, C8H18, um constituinte principal da gasolina:
C8H18 (l) + 25/2 O2 (g)  8 CO2 (g) + 9 H2O (l)
Uma amostra de 1,00 g de octano é queimada em um calorímetro de volume
constante. O calorímetro está em um recipiente isolado contendo 1,2 kg de
água. A temperatura de água e da bomba aumenta de 25 C para 33,20 C.
Cbomba = 837 J/K.
b – Qual é o calor de combustão por mol de octano?
Calor de combustão por mol  (- 48,1 kJ)(114,2 g)
 - 5.490 kJ/g
qreação = -48,1 kJ  por grama
1 mol C8H18 114,2 g
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – Uma amostra de 1,00 g de açúcar, sacarose (C12H22O11), équeimada em um calorímetro de bomba. A temperatura de 1,50  103
g de água no calorímetro sobe de 25,0 C para 27,32 C. Cbomba = 837J/K e Cágua = 4,20 J/gK. Calcule: a) o calor liberado por grama desacarose; b) o calor liberado por mol de sacarose.
EXERCÍCIOS
a  - 16,5 kJ/g
b  - 5646,3 kJ/mol
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
A lei de Hess
 Calor de reação com calorímetro não se aplica a todo tipo de reação
C(s) + ½ O2(g)  CO (g)
Se uma reação for a soma de outras duas ou mais reações,o ΔH para
o processo global é a soma dos valores de ΔH daquelas reações.
Equação 1: C (s) + ½ O2 (g)  CO (g) ΔH1 = ???
Equação 2: CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) ΔH2 = - 283,0 kJ
Equação 3: C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH3 = - 393,5 kJ
ΔH3 = ΔH1 + ΔH2
-393,5 kJ = ΔH1 + (- 283,0 kJ)
ΔH1 = - 110,5 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Diagramas de Níveis de Energia
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
EXEMPLO:
Qual a variação de entalpia para a formação do metano, CH4, a partir decarbono sólido (como o grafite) e do gás hidrogênio:
C (s) + 2 H2 (g)  CH4 (g) ΔH = ??? (reação muito lenta, não pode serdeterminada no laboratório)
Equação 1: C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH1 = - 393,5 kJ
Equação 2: H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l) ΔH2 = - 285,8 kJ
Equação 3: CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH3 = - 890,3 kJ
Inverter Eq.3: CO2 (g) + 2 H2O (l)  CH4 (g) + 2 O2 (g) ΔH3 = + 890,3 kJ
Eq.2 x2: 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l) ΔH2 = (- 285,8 kJ)x2= -571,6 kJ
Equação 1: C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH1 = - 393,5 kJ
Eq. global: C (s) + 2 H2 (g)  CH4 (g) ΔH = -74,8 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
EXEMPLO:
Eq. global: C (s) + 2 H2 (g)  CH4 (g) ΔH = -74,8 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – o grafite e o diamante são dois alotrópicos de carbono. A variação
de entalpia para o processo Cgrafite  Cdiamante não pode ser medidadiretamente, mas pode ser determinada usando a Lei de Hess.
A- Detemine esta variação de entalpia usando os valores
determinados experimentalmente do calor de combustão do grafite
(-393,5 kJ/mol) e do diamante (-395,4 kJ/mol).
B- Desenhe o diagrama de níveis de energia para este sistema.
EXERCÍCIOS
A – ΔH = + 1,9 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
2 – Use a Lei de Hess para calcular a entalpia de formação de CS2 (l)a partir de C (s) e S (s), usando os seguintes valores de entalpia:
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH = - 393,5 kJ
S (s) + O2 (g)  SO2 (g) ΔH = - 296,8 kJ
CS2 (l) + 3 O2 (g)  CO2 (g) + 2 SO2 (g) ΔH = - 1103,9 kJ
C (s) + 2 S (s)  CS2 (l) ΔH = ???
EXERCÍCIOS
ΔH = 116,8 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Entalpias Padrão de Formação
Forma mais estável da substância, na forma física que ela existe, à
pressão de 1 bar (1 atm = 1,013 bar) a uma determinada temperatura.
substância simples no seu estado padrão é zero
ΔHf
valores todos negativos, produto-favorecida
Quando for em solução deve ser 1M
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – Escreva as equações para as reações que definem a entalpia
padrão de formação de FeCl3 (s) e sacarose (açúcar, C12H22O11).
Fe (s), Cl2 (g), C (s), H2 (g), O2 (g)
EXERCÍCIOS
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variação de Entalpia para uma Reação
ΔHreação = Σ [ΔHf (produtos)] - Σ [ΔHf (reagentes)]
2 C3H5(NO3)3 (l)  3 N2 (g) + ½ O2 (g) + 6 CO2 (g) + 5 H2O (g)
Calcule o valor de entapia quando 10,0 g de nitroglicerina (poderoso
explosivo) são detonados.
Tabela de ΔHf
ΔHf nitroglicerina = - 364 kJ/mol; ΔHf CO2 (g) = - 393,5 kJ/mol
ΔHf H2O (g) = - 241,8 kJ/mol; ΔHf N2 e O2 (g) = 0
ΔHreação = Σ [(3x ΔHf N2)+(½ ΔHf O2)+(6x ΔHf CO2)+(5x ΔHf H2O)]- Σ [ΔHf (2x ΔHf nitroglicerina)]
ΔHreação = - 2.842 kJ/ 2 mol de nitroglicerina
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variação de Entalpia para uma Reação
ΔHreação = Σ [ΔHf (produtos)] - Σ [ΔHf (reagentes)]
2 C3H5(NO3)3 (l)  3 N2 (g) + ½ O2 (g) + 6 CO2 (g) + 5 H2O (g)
Calcule o valor de entapida quando 10,0 g de nitroglicerina (poderoso
explosivo) são detonados.
ΔHreação = - 2.842 kJ/ 2 mol de nitroglicerina
1 mol nitroglicerina – 227, 1 g
x - 10,0 g
x = 0,044 mol 2 mol nitroglicerina – - 2.842 kJ
0,044 mol - x
x = -62,6 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – calcule a entalpia padrão de combustão do benzeno, C6H6.
C6H6 (l) + 7,5 O2 (g)  6 CO2 (g) + 3 H2O (l)
EXERCÍCIOS
Tabela de ΔHf
ΔHf benzeno = + 48,95 kJ/mol; ΔHf CO2 (g) = - 393,5 kJ/mol
ΔHf H2O (l) = - 285,83 kJ/mol; ΔHf O2 (g) = 0
ΔH = - 3267,44 kJ/mol
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Reação com formação favorecida
Reações produto-favorecidas:
4 Fe (s) + 3 O2 (g)  2Fe2O3 (s)
ΔHreação = 2 x ΔHf Fe2O3 (s) = 2 x (-825,5 kJ) = - 1651,0 kJ
Reações reagente-favorecidas:
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
ΔHreação = + 179,0 kJ ENDOTÉRMICO
EXOTÉRMICO
NA MAIORIA DOS CASOSNA MAIORIA DOS CASOS
Reações produto-favorecidas:
4 Fe (s) + 3 O2 (g)  2Fe2O3 (s)
ΔHreação = 2 x ΔHf Fe2O3 (s) = 2 x (-825,5 kJ) = - 1651,0 kJ
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Mudança Espontânea e Equilíbrio
Sem intervenSem intervençção externaão externa
Não equilNão equilííbriobrio  equilequilííbriobrio
Transferência de calor
metal quente  água fria
Reações produto-favorecidas
Reações reagente-favorecidas:
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
sal insolúvel
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Calor e Espontaneidade
EXOTÉRMICO
Reações produto-favorecidas:
4 Fe (s) + 3 O2 (g)  2Fe2O3 (s) ΔHreação = - 1651,0 kJ
CONCLUSÃO
NEM SEMPRENEM SEMPRE
 DissoluDissoluçção de NHão de NH44NONO33::
NH4NO3 (s) + H2O (l)  NH4+ (aq) + NO3- (aq) ΔH = + 25,7 kJ/mol
 Expansão de um gExpansão de um gáás no vs no váácuo:cuo:
Válvula aberta
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Calor e Espontaneidade
 MudanMudançça de fase:a de fase:
Fusão do geloFusão do gelo (endot(endotéérmico) Hrmico) H22O (s)O (s)  HH22O (l)O (l) ΔΔH =H = ++ 6 kJ/mol6 kJ/mol
TT  00 CC  espontâneoespontâneo
TT  00 CC  gelo não fundegelo não funde
TT = 0= 0 CC  HH22O (l) e gelo (coexistem)O (l) e gelo (coexistem)
EXOTÉRMICOCONCLUSÃO NEM SEMPRENEM SEMPRE
 MudanMudançça de Transferência de calor:a de Transferência de calor:
Suco gelado deixado em um ambiente quenteSuco gelado deixado em um ambiente quente
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Calor e Espontaneidade
 MudanMudançça de fase:a de fase:
EXOTÉRMICOCONCLUSÃO NEM SEMPRENEM SEMPRE
 MudanMudançça de Transferência de calor:a de Transferência de calor:
 DissoluDissoluçção de NHão de NH44NONO33::
 Expansão de um gExpansão de um gáás no vs no váácuo:cuo:
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Dispersão de Energia e Matéria
Prever se o processoPrever se o processo éé espontâneoespontâneo  ENTROPIA (S)ENTROPIA (S)
(função termodinâmica)
ENTROPIAENTROPIA
 Desordem do sistema;Desordem do sistema;
 Segunda Lei da Termodinâmica.Segunda Lei da Termodinâmica.
Em processos espontâneos, a entropia do universo aumenta
Processos espontâneos resultam na
dispersão da matéria e energia
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Dispersão de Energia
Principal contribuição para a entropia
Átomo de gás frioÁtomo de gás
quente
Movimento
dos átomos
colidindo com
a parede
EQUILÍBRIO
Mesma distribuição
de energia
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Dispersão de Energia
 ExplicaExplicaçção estatão estatíística da dispersão de energia em um sistemastica da dispersão de energia em um sistema
Pacotes de energia = quantum
 Colisões entre átomos permitem que a energia seja transferida
4 possibilidade de 10  mesmo átomo
PROBABILIDADE  energia distribuída em várias partículas
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Dispersão de Energia
PROBABILIDADE  energia distribuída em várias partículas
À medida que o número de partículas e o
número de níveis de energia aumenta, um
arranjo passa a ser muito mais provável do
que todos os outros.
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Dispersão de Matéria Contribui para a dispersão de energiaContribui para a dispersão de energia
Dispersão de Energia
DifDifíícil saber como calcularcil saber como calcular  nnííveis e como estveis e como estáá distribudistribuíídada
3 moléculas- 1:8 – 3 no mesmo A
10 moléculas
- 1:1.024 – 10 no A
PROBABILIDADE n
Sistema 2 frascos
n = no moléculas
(½)n
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Dispersão da Matéria
Mesma energia
Dobro do
volume
+ estados de
energia disponíveis
estados + próximos
A medida que aumenta o tamanho do recipiente para a mudanA medida que aumenta o tamanho do recipiente para a mudançça fa fíísica ousica ou
ququíímica, aumenta o nmica, aumenta o núúmero de estados de energia acessmero de estados de energia acessíível as molvel as molééculasculas
do sistema.do sistema.
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Aplicações da Dispersão da Matéria
No caso de gases a temperatura ambiente, aNo caso de gases a temperatura ambiente, a
dispersão da matdispersão da matééria direcionada pela entropiaria direcionada pela entropia éé
equivalente a um aumento na desordem do sistema.equivalente a um aumento na desordem do sistema.
TambTambéémm éé verdadeira para algumas soluverdadeira para algumas soluççõesões 
KMnOKMnO44
MisturaMistura
KK++ MnOMnO44--
Mistura – sistema onde moléculas do soluto e do
solvente estão amplamente dispersas
TendênciaTendência de se mover de onde existe ordemde se mover de onde existe ordem
para onde hpara onde háá desordemdesordem
EXCEÇÕES: algumas soluções aquosas
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Aplicações da Dispersão da Matéria
FormaFormaçção de uma misturaão de uma mistura -- tendência de se mover de onde existetendência de se mover de onde existe
ordem para onde hordem para onde háá desordemdesordem
EXCEÇÕES: algumas soluções aquosas
EXEMPLO: Íons Li+ e OH-
- altamente ordenados no retículo sólido
- desordenados em solução solvatação
Dissolução LiOH
 Maior desordem íons Li+ e OH-
 Maior ordem H2O
RESULTADO  maior grau da ordem global do sistema
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Aplicações da Dispersão da Matéria
Revertendo o processo de dispersão da matéria
Gás NO2 (marrom) disperso no frasco
N2 (l)- 196 C
Ecinéticamoléculas
NO2 
formando
NO2 (s)
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
A Equação de Boltzmann para a Entropia
Ludwig Boltzmann - 1844-1906
Lápide de seu túmulo em Viena, Áustria
S = k log W
Observou a distribuiObservou a distribuiçção de energia em diferentes estados deão de energia em diferentes estados de
energia, para calcular a entropia do sistemaenergia, para calcular a entropia do sistema
S = k log W
Constante de Boltzmann
1,3807  10-23 J/K
No de  maneiras pelas
quais a energia pode ser
distribuída pelos níveis de
energia disponíveis
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Resumo
Colocar no quadro
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Entropia
 Assim como E e H, SAssim como E e H, S éé uma funuma funçção de estadoão de estado
ΔΔS depende apenas estado inicial e final do sistemaS depende apenas estado inicial e final do sistema
caminhocaminho
Qto  desordem do sistema  S
Terceira Lei da Termodinâmica
Não há desordem em um cristal perfeito a 0 K, isto é, S = 0
 Definida por Ludwig BoltzmannDefinida por Ludwig Boltzmann
ΔS = qrev / T
Calor absorvido
Somente em processo
reversível
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Terceira Lei da Termodinâmica
Não há desordem em um cristal perfeito a 0 K, isto é, S = 0
ΔS = qrev / T
 Em cada etapa ao longo de um caminho reversreversíívelvel entre
dois estados o sistema permanece em equilequilííbriobrio Fusão do gelo
 Processos espontâneos seguem caminhos irreversirreversííveisveis e
envolvem condições de nãonão--equilequilííbriobrio
Expansão do gás
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Terceira Lei da Termodinâmica
Não há desordem em um cristal perfeito a 0 K, isto é, S = 0
ΔS = qrev / T
Como tem que adicionar calor para aumentar a temperatura acima de 0 K,
todas as substâncias tem valor de S +  0 K
Não podem existir valores de S negativos
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Entropia padrão, So É a entropia ganha convertendo:Cristal perfeito a 0 K  substância padrão (1 bar)
unidade
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Entropia padrão, So
 S gasesS gases > S l> S lííquidos > S squidos > S sóólidoslidos
ssóólidolido  partpartíículas tem posiculas tem posiçção fixa no retão fixa no retíículo sculo sóólidolido
llííquidoquido  partpartíículas tem maior liberdade de assuimir posiculas tem maior liberdade de assuimir posiçção diferentesão diferentes
(aumento da desordem)(aumento da desordem)
ggááss  forforçça entre as parta entre as partíículas praticamente desaparece, grandeculas praticamente desaparece, grande  SS
Br2 (l) 152,2 J/K.mol
Br2 (g) 245,5 J/K.mol
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Entropia padrão, So
 S molS molééculas maioresculas maiores > S mol> S molééculas menoresculas menores
 S molS molééculas estruturas complexas > S molculas estruturas complexas > S molééculas estruturas simplesculas estruturas simples
Mais maneiras da molécula girar,
se torcer e vibrar no espaço (maior
número de estados de energia que
a E pode se distribuir)
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Entropia padrão, So
 SS  TT   grandegrande ΔΔS mudanS mudançça de estadoa de estado
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – Qual substância apresenta maior entropia sob condições padrão?
a) NO2 (g) ou N2O4 (g)
b) I2 (g) ou I2 (s)
EXEMPLO
1 – Qual substância apresenta maior entropia sob condições padrão?
a) O2 (g) ou O3 (g)
b) SnCl4 (l) ou SnCl4 (g)
EXERCÍCIO
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variações de Entropia em Processos Físicos e Químicos
Variação de Entalpia para uma Reação
ΔHreação = Σ [ΔHf (produtos)] - Σ [ΔHf (reagentes)]
ΔSsistema = Σ [ΔS (produtos)] - Σ [ΔS (reagentes)]
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variações de Entropia em Processos Físicos e Químicos
ΔSsistema = Σ [ΔS (produtos)] - Σ [ΔS (reagentes)]
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g)
ΔSsistema = Σ [ΔS produtos] - Σ [ΔS reagentes]
ΔSsistema = (2 mol NO2)(240,0 J/K.mol) – [(2 molNO)(210,8 J/K.mol) + (1 mol O2)(205,1 J/K.mol)]
ΔSsistema = - 146,7 J/K.mol
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – Calcule a variação de entropia padrão para os processos a seguir:
a) Dissolução de 1,0 mol de NH4Cl (s) em água:
NH4Cl (s)  NH4Cl (aq)
b) A formação de 2,0 mols de NH3 (g) a partir de N2 (g) e H2 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
EXERCÍCIO
1 + 3  2 mols
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variações de Entropia e Espontaneidade
Quais processos são espontâneos??? Como prever isso???
ΔSsistema  formação NH3 (g)
ΔSsistema  dissolução NH4Cl (s)
 Segunda Lei da Termodinâmica
Um processo espontâneo é sempre acompanhado do aumento
da entropia do Universo
ΔSo universo = ΔSo sistema + ΔSo vizinhança
ΔSouniv > 0  Processo espontâneo
ΔSouniv = 0  Sistema em equilíbrio
ΔSouniv < 0  Processo não-espontâneo
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variações de Entropia e Espontaneidade
ΔSo universo = ΔSo sistema + ΔSo vizinhança
Exemplo: reação usada atualmente na fabricação de metanol
CO (g) + 2 H2 (g)  CH3OH (l)
1o ΔSsistema
ΔSsistema = Σ [ΔS produtos] - Σ [ΔS reagentes]
ΔSsistema = (1 mol CH3OH)(127,2 J/K.mol) – [(1 mol CO)(197,7 J/K.mol) +(2 mol H2)(130,7 J/K.mol)]
ΔSsistema = - 331,9 J/K.mol

ΔSo universo = ΔSo sistema + ΔSo vizinhança
ΔSouniv > 0  Processo espontâneo
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variações de Entropia e Espontaneidade
ΔSo universo = ΔSo sistema + ΔSo vizinhança
Exemplo: reação usada atualmente na fabricação de metanol
CO (g) + 2 H2 (g)  CH3OH (l)
2o ΔSvizinhança
Reação exotérmica, logo calor da reação é transferido para a vizinhança
qvizinhança = - ΔHsistema ΔSoviz = qrev / T ΔSo = - ΔHosistema/ T
ΔHsistema = Σ [ΔH produtos] - Σ [ΔH reagentes]
ΔHsistema = (1 mol CH3OH)(-238,4 kJ/mol) – [(1 mol CO)(-110,5 kJ/mol) +(2 mol H2)(0)]
ΔHsistema = - 127,9 kJ/mol
ΔSoviz = - ΔHosistema / T = 127.900 J/298 K
ΔSoviz = + 429,2 J/K
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Variações de Entropia e Espontaneidade
ΔSo universo = ΔSo sistema + ΔSo vizinhança
Exemplo: reação usada atualmente na fabricação de metanol
CO (g) + 2 H2 (g)  CH3OH (l)
3o ΔSuniverso
ΔSo universo = ΔSo sistema + ΔSo vizinhança
ΔSuniverso = - 331,9 J/K + 429,2 J/K
ΔSuniverso = + 97,3 J/K
 S universo, pela Segunda Lei da Termodinâmica processoS universo, pela Segunda Lei da Termodinâmica processo éé espontâneoespontâneo
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Tarefa para casa
LerLer  Resumo: Espontâneo ou Não?Resumo: Espontâneo ou Não?
ppáágina 809gina 809
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Espontânea ou não???
ΔSo universo = ΔSo sistema + ΔSo vizinhança
N2 + 3 H2  2 NH3  reação exotérmica (ΔHosis < 0)
 4 mols  2 mols (ΔSosis < 0)
Para maximizar o rendimento de amônia devem ser
usadas baixas temperaturas
Degradação témica
NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g)  reação endotérmica (ΔHosis > 0)
 1 mol (s)  2 mols (g) (ΔSosis > 0)
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Espontânea ou não???
Degradação témica
NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g)
 reação endotérmica (ΔHosis > 0)
 1 mol (s)  2 mols (g) (ΔSosis > 0)
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – A reação abaixo é espontânea? Responda calculando ΔSosis ΔSoviz eΔSouniverso
H2 (g) + Cl2 (s)  2 HCl (g)
EXERCÍCIO
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – ferro é produzido em um alto forno por meio da redução de óxido
de ferro pelo carbono através da reação abaixo:
2 Fe2O3 (s) + 3 Cgrafite  4 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Os parâmetros foram calculados: ΔSoreação = + 560,7 J/K eΔHoreação = + 467,9 kJ. Mostre que esta reação deve ser realizada aaltas temperaturas.
EXERCÍCIO
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
A Energia Livre de Gibbs
Processo espontâneo  ΔSosis e ΔSoviz
A Energia Livre de Gibbs  homenagem J. Willard Gibbs (1839-1903)
 depende apenas do sistema
G = H - TS
H e S  funções de estado  G
Energia Livre (G)  toda substância tem (raramente conhecida)
 medimos ΔG
Decidir se uma reaDecidir se uma reaççãoão éé produtoproduto -- favorecidafavorecida
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
ΔGo e Espontaneidade
ΔS universo = ΔS sistema + ΔS vizinhança
ΔS universo = ΔS sistema + (- ΔH sistema/T)
Multiplicando os dois lados da equação por (- T) temos que:
-TΔS universo = - TΔS sistema + ΔH sistema
Substituindo G = H – TS temos que:
-TΔS universo = ΔG sistema logo:
ΔG sistema = - TΔS sistema + ΔH sistema
ΔGreação < 0, ou seja, ΔGreação é negativo  Processo espontâneo
ΔGreação = 0  reação está em equilíbrio
ΔGreação > 0, ou seja, ΔGreação é positivo  Processo não-espontâneo
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
ΔGo e Espontaneidade
ΔGo sistema = - TΔSo sistema + ΔHo sistemaCondições padrão 
 Critério de espontaneidade da reação
 Diretamente relacionada K
favorecimento da formação de produtos
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
O que é Energia “LIVRE”???
 MMááxima energia disponxima energia disponíível para realizar trabalhovel para realizar trabalho
 ΔΔG = wG = wmmááximoximo
 livre = disponlivre = disponíívelvel
Exemplo:Exemplo:
ReaReaçção que hão que háá liberaliberaçção de calorão de calor ΔΔHHooreareaççãoão < 0 e< 0 e ΔΔSSooreareaççãoão < 0< 0
C (grafite) + 2 HC (grafite) + 2 H22 (g)(g)  CHCH44 (g)(g)
ΔΔHHooreareaççãoão == -- 74,9 kJ e74,9 kJ e ΔΔSSooreareaççãoão == --80,7 J/K80,7 J/K
ΔΔGGooreareaççãoão == -- 50,9 kJ50,9 kJ
Energia disponEnergia disponíível para realizar trabalho = energia livre = 50,8 kJvel para realizar trabalho = energia livre = 50,8 kJ
ComoComo ΔΔSSooreareaççãoão < 0 parte da energia foi usada para tornar o sistema mais< 0 parte da energia foi usada para tornar o sistema maisordenadoordenado
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Cálculo de ΔGoreação, variação de energia livre para reação
Exemplo:Exemplo:
CalculeCalcule ΔΔGGooreareaççãoão para formapara formaçção de metano a 298 K:ão de metano a 298 K:
C (grafite) + 2 HC (grafite) + 2 H22 (g)(g)  CHCH44 (g)(g)
ΔΔHHooreareaççãoão == ΔΔHHoo CH4 (g)CH4 (g) –– [[ΔΔHHoo C (grafite) + 2 xC (grafite) + 2 x ΔΔHHoo HH22 (g)](g)]
ΔΔHHooreareaççãoão = (= (-- 74,9 kJ/mol)74,9 kJ/mol) –– (0 + 0)(0 + 0)
ΔΔHHooreareaççãoão == -- 74,9 kJ74,9 kJ
ΔΔSSooreareaççãoão == ΔΔSSoo CH4 (g)CH4 (g) –– [[ΔΔSSoo C (grafite) + 2 xC (grafite) + 2 x ΔΔSSoo HH22 (g)](g)]
ΔΔSSooreareaççãoão = (186,3 J/K.mol)= (186,3 J/K.mol) –– [5,6 J/K mol[5,6 J/K mol + 2 x 130,7 J/K.mol]+ 2 x 130,7 J/K.mol]
ΔΔSSooreareaççãoão == -- 80,7 J/K80,7 J/K
ΔG sistema = - TΔS sistema + ΔH sistema
ΔΔGGooreareaççãoão = (= (-- 80,7 J/K)(298 K)(1 kJ/1.000J) + (80,7 J/K)(298 K)(1 kJ/1.000J) + (-- 74,9 kJ)74,9 kJ)
ΔΔGGooreareaççãoão == -- 50,8 kJ50,8 kJ = energia livre= energia livre
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – Calcule a variação de energia livre de Gibbs, ΔGo, para a formação
de 2 mols de NH3 (g) a partir de suas substâncias elementares sobcondições padrão (25C).
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
EXERCÍCIO
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia Livre de formação padrão
ΔGreação = Σ [ΔG (produtos)] - Σ [ΔG (reagentes)]
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia Livre e Temperatura
ΔGo sistema = - TΔSo sistema + ΔHo sistema
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia Livre e Temperatura
ΔGo sistema = - TΔSo sistema + ΔHo sistema
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia Livre e Temperatura
ΔGo sistema = - TΔSo sistema + ΔHo sistema
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia Livre e Temperatura
ΔGo sistema = - TΔSo sistema + ΔHo sistemac
ΔHo > 0 e ΔSo > 0  Favorecida em T alta
ΔHo < 0 e ΔSo < 0  Favorecida em T baixa
favorecidofavorecido
favorecidofavorecido
desfavorecidodesfavorecido
desfavorecidodesfavorecido
Exemplo:
O aquecimento de CaCO3 produz cal, CaO, junto com CO2 gasoso.
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
ΔGo reação = 131,38 kJ ΔHo reação = 179,0 kJ ΔSo reação = 160,2 J/K
favorecidofavorecidodesfavorecidodesfavorecido
ΔGo sistema = - TΔSo sistema + ΔHo sistemac
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Energia Livre e Temperatura
Exemplo:
O aquecimento de CaCO3 produz cal, CaO, junto com CO2 gasoso.
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
ΔGo reação = 131,38 kJ ΔHo reação = 179,0 kJ ΔSo reação = 160,2 J/K
ΔGo sistema = - TΔSo sistema + ΔHo sistema
FormaFormaçção de CaO e COão de CaO e CO22 DESFAVORDESFAVORÁÁVEL A 298 KVEL A 298 K
Qual a temperatura que esta reação torna-se favorável????
ΔGo sistema = - TΔSo sistema + ΔHo sistema
0 = 179,0 kJ (1000J/kJ) – T(160,2 J/K)
T = 1.117 K ou 844 CESTIMADOESTIMADO 900900 CC
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – O oxigênio foi preparado pela primeira vez por Joseph Priestley
(1733-1804) pelo aquecimento de HgO. Utilize os dados
termodinâmicos para estimar a temperatura necessária para
decompor HgO (s) em Hg (l) e O2 (g)
2 HgO (s)  2 Hg (l) + O2 (g)
EXERCÍCIO
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
ΔGo, K e Favorabilidade de Produtos
 K altoK alto  Produto favorecidosProduto favorecidos
 K baixoK baixo  Reagente favorecidosReagente favorecidos
aA + bBaA + bB  cC + dDcC + dDK
ΔG = ΔG o + RT ln Q
ΔGoreação = Goprodutos – Goreagentes
Q = [A]a[B]b
[C]c[D]d
ΔG = 0 e Q = K
0 = ΔGo + RT ln K
ΔGo = - RT ln K
equilíbrio
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
ΔGo, K e Favorabilidade de Produtos
Espontânea porém não produto-favorecida
 iodeto de chumbo (amarelo) colocado em H2O
 Processo de dissoluçãoespontâneo (ΔG < 0)
 PbI2 é insolúvel Ks = 9,8 x 10-9
 reagente-favorecido ΔGo +
ΔGreação < 0, Q < K Processo espontâneo (reagente  produto) até oequilíbrio
ΔGreação = 0, Q = K  reação está em equilíbrio
ΔGreação > 0, Q > K Processo espontâneo (produto  reagente) até oequilíbrio
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – O valor de Kps para o AgCl (s) a 25C é 1,8 x 10-10. Use este valorpara calcular ΔGo da reação.
Ag+ (aq) + Cl- (aq)  AgCl (s)
EXEMPLO
ΔGo = - RT ln K
ΔGo = - (8,134 J/K mol)(298 K) ln 1/1,8 x 10-10
ΔGo = - 56 kJ/mol
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
1 – Determine o valor de ΔGoreação para a reação:
C (s) + CO2 (g)  2 CO (g)
Use este resultado para calcular a constante de equilíbrio.
2 – A constante de formação para [Ag(NH3)2]+ é 1,6 x 107. Use estevalor para calcular ΔGo para a reação:
Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq)  [Ag(NH3)2]+ (aq)
EXERCÍCIO
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
Termodinâmica
Primeira Lei:Primeira Lei:
A energia total do UniversoA energia total do Universo éé uma constante.uma constante.
Segunda Lei:Segunda Lei:
A entropia total do Universo estA entropia total do Universo estáá sempre aumentando.sempre aumentando.
Terceira Lei:Terceira Lei:
A entropia de uma substância pura e cristalina, perfeitamentA entropia de uma substância pura e cristalina, perfeitamentee
formada,formada, éé zero a 0 K.zero a 0 K.
Janaína Heberle Bortoluzzi
Termoquímica
TAREFA PARA CASA:
Ler Termodinâmica, o Tempo e a Vida
Página 819 - KOTZ, J.C; et al - Química Geral e Reações Químicas – volume 2