termodinamica termoquimica

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TERMOQUÍMICA
Profa. Kátia Aquino
Termoquímica e os 
princípios da termodinâmica 
 A termoquímica é uma parte da termodinâmica 
que estuda as trocas de calor desenvolvidas 
durante uma reação química entre o sistema e o 
meio ambiente, além do possível 
aproveitamento desse calor na realização de 
trabalho
Não esqueça!
Calor
É a troca de energia sob influência de diferenças de temperatura
Trabalho
É a troca de energia sem influência de diferenças de temperatura
Princípios da Termodinâmica 
Q = m.c.ΔT
http://www.scielo.br/scielo.php?pid=S0100-40422008000700048&script=sci_arttext
Princípio Zero da Termodinâmica
 A energia na forma de calor só flui de um corpo 
de maior temperatura (mais quente) para outro 
corpo de menor temperatura (mais frio)
mais frioquente calor
Energia externa e energia interna
 Energia externaEnergia externa está relacionada com o 
movimento do sistema através do espaço e sua 
posição no campo gravitacional
 Energia interna está relacionada com as 
atrações intermoleculares, movimentos de 
rotação, translação e vibração de moléculas, íons 
e de núcleons que compôem os átomos.
A energia interna e uma técnica 
experimental
rotação translação Vibração axilal
Para obtenção de espectros
 na região do infravermelho são 
 utilizadas as vibraç os dasẽ
 Moléculas como princípio básico
Primeiro princípio da 
Termodinâmica 
 A variação de energia interna (ΔU) de um 
sistema é igual à diferença entre o calor (Q) 
trocado com o meio ambiente e o trabalho (W) 
realizado pelo (ou sobre) o sistema.
ΔU = Q - W
Segundo Princípio da 
Termodinâmica
 O consumo de determinada quantidade de trabalho 
(W) , de qualquer origem, produz sempre a mesma 
quantidade de calor (Q) e vice-versa. Contudo é 
impossível extrair calor de um reservatório quente 
e convertê-lo em trabalho sem que, durante a 
operação, uma parte desse calor seja transferida a 
outro reservatório frio.
Importante!
Para uma partícula ou um conjunto pequeno de 
partículas, os conceitos de calor e trabalho não se 
aplicam. A diferença entre calor e trabalho só é 
estabelecida para sistemas macroscópicos. Por 
tanto, a termodinâmica só estuda esse tipo de 
sistema.
Energia interna e entalpia de uma 
reação
 Entalpia de uma reação (H): Calor trocado entre o 
sistema que ocorre a reação e o meio que o rodeia 
e à pressão constante.
 Em reações químicas é importante saber a variação 
de entalpia (∆H).
 
 Toda reação química é acompanhada de uma 
variação de energia interna (∆U) e de uma variação 
de entalpia (∆H) na transformação de reagentes em 
produtos.
Não esqueça!
 Para reações com substâncias apenas nas fases 
sólida e/ou líquidas:
 
∆U=∆H (P=cte)
 Para reações que envolvem substâncias na fase 
gasosa, onde a variação de volume é considerada 
com a variação de temperatura:
∆U=∆H-∆n. R. T (P=cte)
Reações exotérmicas e 
endotérmicas
Reações exotérmicas
 A entalpia dos reagentes é maior do que a entalpia 
dos produtos, logo ∆H<0 
Reações endotérmicas
 A entalpia dos reagentes é menor do que a entalpia 
dos produtos, logo ∆H>0
graficamente...
Ea=Energia de ativação
http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/condicoes.html
Fatores que influenciam o ΔH de 
uma reação
1-Fase de agregação
Formação de água: 
H
2 (g) 
+ ½ O
2
 
(g) 
→H2O(g) ΔH= -57,8 kcal/mol
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O(l) ΔH= -68,3 kcal/mol
Fatores que influenciam o ΔH de 
uma reação
2-Forma alotrópica de reagentes e e produtos (se 
houver)
Formação de gás carbônico:
 C
 (grafite) 
+ O
2
 
(g) 
→CO
2(g) 
ΔH= - 94,0 kcal/mol
C 
(diamante) 
+ O
2
 
(g) 
→ CO
2(g) 
ΔH= - 94,45 kcal/mol
Fatores que influenciam o ΔH de 
uma reação
3- Temperatura em que ocorre a reação
Obtenção de Ferro pela redução do óxido de ferro 
III:
Fe
2
O
3 (s) 
+ 3H
2 (g) 
→ 2Fe 
(s) 
+ 3H2O
(g) 
ΔH= - 35,1 kJ (250C)
Fe
2
O
3 (s) 
+ 3H
2 (g) 
→ 2Fe 
(s) 
+ 3H2O
(g) 
ΔH= - 29,7 kJ (850C)
Fatores que influenciam o ΔH de 
uma reação
4-Pressão
 A variação de pressão não influencia o valor de ΔH 
de uma reação a menos que a reação possua algum 
componente no estado gasoso e sob pressão na 
ordem de 1000 atm. 
Fatores que influenciam o ΔH de 
uma reação
5-Quantidade de matéria
Formação de hidreto de cloro
H
2
 
(g) 
+ Cl
2
 
(g) 
→ 2HCl
(g) 
ΔH = - 44,2 kcal
2H
2
 
(g) 
+ 2Cl
2
 
(g) 
→ 4HCl
(g) 
ΔH = - 88,4 kcal
Fatores que influenciam o ΔH de 
uma reação
6-Meio reacional
H
2
 
(g) 
+ Cl
2
 
(g) 
→ 2HCl
(g) 
ΔH = - 44,2 kcal
H
2
 
(g) 
+ Cl
2
 
(g) 
→ 2HCl
(g) 
ΔH = - 80,2 kcalH2O
Equações termoquímicas
Devem conter:
a)Reação balanceada
b)Temperatura e pressão de ocorrência
c)Fase de agregação
d)Variedade alotrópica (se houver)
e)Indicação de uma grandeza termoquímica, como o 
ΔH por exemplo (mais adiante iremos trabalhar 
outras grandezas como ΔS e o ΔG)
Tipos de variação de entalpia (ΔH)
1-Entalpia padrão de combustão
CH
4(s) 
+ 2O
2 (g) 
→ CO
2(s) 
+ H2O
(g) 
ΔH0= - 212,8 kcal/mol
2-Entalpia padrão de formação
1/2H2 (g) + 1/2Cl2 (g) → HCl(g) ΔH0 = - 22,1 kcal/mol
Como consequência a formação de qualquer substância simples 
(na forma alotrópica mais estável) em condição padrão é zero:
Ex: H2 (g) → H2(g) ΔH0 = 0,0 kcal/mol
Tipos de variação de entalpia (ΔH)
3-Entalpia padrão de dissolução
KNO
3(s) 
→ KNO
3(aq.) 
ΔH0 = +8,5 kcal/mol
dissolução endotérmica
HCl
(g) 
→ HCl
(aq.) 
ΔH0 = -18,0 kcal/mol
dissolução exotérmica
Tipos de variação de entalpia (ΔH)
4- Entalpia de neutralização
 HCl
 (aq) 
+ NaOH
 (aq) 
→ NaCl 
(aq) 
+ H2O
(l) 
ΔH0= - 13,8 kcal/mol
HNO
3(aq) 
+ KOH
 (aq) 
→ KNO
3(aq) 
+ H2O
(l) 
ΔH0= - 13,8 kcal/mol 
Como calcular o ΔH?
1-Usando entalpias de formação
 
ΔH=∑ΔH0
f (produtos)
- ∑ΔH0
f (reagentes)
Exemplo
 Calcular o ΔH da Reação de redução da hematita (óxido férrico) com monóxido 
de carbono para obtenção de ferro metálico. 
 
Dadas entapias padrão de formação:
Hematita=-196,5 kcal/mol
Monóxido de carbono=-26,4 kcal/mol
Dióxido de carbono= -94,1 kcal/mol
Como calcular o ΔH?
2-Energia de ligação
Formação de ligação química = processo exotérmico
Rompimento de ligação química = processo 
endotérmico
É a medida de energia média necessária para romper 1 mol 
de ligações covalentes entre 2 átomos, para obter esses 
átomos isolados e na fase gasosa.
Logo....
Exemplo: calcular o ΔH da reação de obtenção do 
1,2 dicloro etano a partir do eteno. Dadas as 
energias de ligação:
H-C 98,8 kcal/mol
C=C 146,8 kcal/mol
Cl-Cl 58,0 kcal/mol
C-C 82,9 kcal/mol
C-Cl 78,2 kcal/mol
ΔH= ∑ΔH 
energia ligação reagente
+∑ΔH 
energia ligação produto
Como calcular o ΔH?
3-Lei de Hess
 Obtém-se o ΔH desconhecido de uma reação pelo 
somatório das entalpias conhecidas de outras 
reações.
 
Quem foi Germain Henri Hess? 
Germain Henri Hess (1802-1850), um químico suíço e pioneiro no 
campo da termoquímica. Sua lei afirma que, se uma reação 
química é levada a cabo numa série de etapas, a mudança na 
entalpia para a reação será igual à soma das mudanças de entalpia 
para as etapas individuais. Os experimentos que levaram à Lei de 
Hess foram importantes porque eles se casaram termodinâmica e 
química, mostrando a lei da conservação de energia aplicada às 
mudanças químicas, bem como a mudanças físicas. Além disso, as 
experiências de Hess sugeriram que as reaçõesquímicas, como 
processos físicos, tinha uma direção inerente espontânea quando a 
entropia foi aumentada.
Fonte: www.eoearth.org
Exemplo de cálculo pela lei de 
Hess
 Obter o ΔH da reação de formação do carbeto de 
tungstênio (WC), que é utilizado em ponteiras de 
ferramentas. Dadas as informações:
Oxidação do tungstênio para formar o trióxido de 
tungstênio que libera 840 kJ/mol
Oxidação do carbono grafite que libera 394 kJ/mol
Oxidação do carbeto de tungstênio para formar o 
trióxido de tungstênio e gás carbônico que libera 
1196 kJ/mol
Variação de Entropia (ΔS)
 Medida de desordem de um sistema, ou seja, uma 
distribuição mais homogênea da matéria e/ou 
energia pelo sistema.
S gás>S líquido> S sólido
Estado de maior entropia
http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/dilatacao/entropia.php
Terceiro princípio da 
termodinâmica
 A entropia de uma substância na forma de um 
cristal perfeito, que as partículas que o constituem 
estão as mais organizadas possível, na temperatura 
de zero kelvin (zero absoluto) é igual a zero.
 Assim mede-se a quantidade de calor necessária 
para aquecer as substâncias desde as temperaturas 
mais próximas do zero absoluto até 298 K. O valor 
encontrado corresponde à entropia padrão
Analisando...
 Na formação de 1 mol de água líquida ou gasosa 
há uma diminuição da entropia. (verdadeiro) 
 Na decomposição de 1 mol do gás carbônico há o 
aumento de entropia. (falso, pois forma-se o 
carbono grafite que é sólido)
 Na formação de 1 mol de cloreto de hidrogênio 
gasoso não há alteração na entropia. (verdadeiro, 
pois os volumes dos reagentes e dos produtos são 
iguais pela lei de Dalton)
Energia Livre de Gibbs (ΔG)
 Energia útil para produzir trabalho durante uma 
reação química a temperatura e pressão 
constantes.
Matematicamente:
ΔG = ΔH -TΔSΔG = ΔH -TΔS
Se ΔG < 0 reação espontâneaSe ΔG < 0 reação espontânea
Se ΔG > 0 reação não espontâneaSe ΔG > 0 reação não espontânea
Se ΔG = 0 sistema em equilíbrioSe ΔG = 0 sistema em equilíbrio
 
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/energia-livre-gibbs.htm
Quem foi J. Willard Gibbs?
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/energia-livre-gibbs.htm
O cientista americano J. Willard Gibbs nasceu em 1839, quando adulto assumiu a cadeira 
de física matemática em Yale e começou a fazer uma descoberta atrás da outra. Entre 
1876 e 1878, escreveu uma série de trabalhos geniais sobre termodinâmica, reunidos 
num volume de nome Sobre o Equilíbrio de Substâncias Heterogêneas. Mostrou que a 
entropia (a tendência de todas as coisas ao caos) podia ser descrita estatisticamente e 
aplicada a todas as coisas, de átomos a galáxias. E que, quando levada a um valor 
máximo, fazia o sistema voltar ao equilíbrio (como se um quarto, de tão bagunçado, 
voltasse a ficar em ordem). A descoberta era genial, mas o tímido Gibbs decidiu publicá-
la numa revista editada pelo seu cunhado, um bibliotecário de Yale, desconhecida até 
mesmo em Connecticut. Ninguém leu, ninguém ficou sabendo. Quinze anos depois, 
essas mesmas descobertas seriam feitas por Max Planck, que mais tarde viria a se tornar 
o fundador da física quântica. Planck ficou estarrecido ao saber que algumas de suas 
primeiras descobertas haviam sido feitas originalmente pelo americano. Gibbs poderia ter 
ganho o Nobel, mas morreu em 1903 quase desconhecido.
http://super.abril.com.br/ciencia/josiah-willard-gibbs-mais-brilhante-joao-ninguem-446472.shtml
Curiosidade
Efeito Mpemba
 O efeito Mpemba ou paradoxo de Mpemba é um 
fenômeno especial que consiste no fato de a água 
morna congelar mais rapidamente do que a água 
fria. A descoberta deste efeito foi feita por um 
estudante do ensino secundário chamado Erasto 
Barthlomeo Mpemba na Tanzânia, África em 
1969. 
Bons estudos!
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