Aula de Termoquímica

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TERMODINÂMICATERMODINÂMICA
É a parte da físico-química que ocupa-se 
do estudo das transformações de energia 
envolvidas nos fenômenos físicos e envolvidas nos fenômenos físicos e 
químicos, principalmente aqueles 
relacionados a mudanças de temperatura. 
ENERGIA: é a capacidade de realizar trabalho. É uma propriedade da
matéria.
Cinética (Ec): movimento dos corpos
Energia
Potencial (Ep): posição de um corpo 
em um campo de força
Energia cinética (Ec): movimento dos corpos
* Energia térmica:movimento de elétrons, átomos, íons, moléculas
* Energia mecânica: movimento de objetos macroscópicos, tais como uma
bola ou um automóvel
* Som: compressão e descompressão de espaços vazios entre as moléculas
Energia potencial (Ep): posição de um corpo em um campo de força
* Energia química: atração entre os elétrons e o núcleo em átomos e
moléculas
* Energia eletrostática: atração entre íons positivos e negativos afastados
por uma certa distância
* Energia gravitacional: atração de um corpo por outro pelo efeito da
gravidade
A energia potencial é a energia armazenada e pode ser convertida em 
energia cinética.
Lei da conservação de energia:
Estabelece que a energia não pode
ser criada ou destruída. A energia
total do universo é constante.
Ep máx = m × g × h
Ec mín = zero
h ≠≠≠≠ zero
Ec máx = m × v
2
2
Ep mín = zero
h = zero
∆∆∆∆h
E = Ep + Ec
h = altura ; g = gravidade ; m = massa ; v = velocidade
Coversão de energia:
* Objeto em queda:
Energia potencial em energia cinética
* Queda d’água:
Energia potencial em energia mecânica em energia elétrica
* Sol:
Energia nuclear em energia térmica e em energia luminosaEnergia nuclear em energia térmica e em energia luminosa
* Lâmpada:
Energia elétrica em energia luminosa
* Automóvel:
Energia química em energia mecânica
* Corpo humano:
Energia química em energia mecânica
Unidades de Energia:
No Sistema Internacional (SI) de medidas, a energia é dada em Joule (J).
1 J = 1 kg m2/s2
1 kJ = 103 J
Outra unidade de energia: caloria (cal)Outra unidade de energia: caloria (cal)
1 cal = 4,184 J
1 kcal = 4,184 kJ
A energia pode ser transferida como calor ou trabalho.
CALOR (q): é a transferência de energia entre dois corpos com diferentes
temperaturas. Ex.:
calor ≠≠≠≠ temperatura
Energia sob a forma 
de calor
Pode-se detectar a transferência de energia para as vizinhanças na forma
de calor, imergindo do tubo em um banho de gelo e verificando quanto do
gelo é derretido.
A temperatura no tubo diminui e a temperatura no banho aumenta. A
variação de temperatura é medida por um termômetro.
Banho
Funcionamento de um termômetro:
Medida da temperatura da água quente:
- O termômetro à temperatura ambiente é mergulhado em água quente;- O termômetro à temperatura ambiente é mergulhado em água quente;
- O calor é transferido da água quente para o termômetro à temperatura
ambiente;
- O aumento da temperatura no termômetro leva a um aumento da
energia cinética dos átomos de Hg;
- O aumento da energia cinética leva a um aumento na velocidade dos
átomos de Hg;
- O aumento da velocidade resulta no aumento do espaço entre os átomos
de Hg (expansão do Hg);
- A coluna de Hg se eleva dentro do termômetro.
TRABALHO (w): é a transferência de energia que pode causar um
movimento contra uma força (F) que se opõe a esse movimento. Ex.:
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(l) + H2(g)
w = - Fext × (r2 – r1)
w = - Pext. A × (r2 – r1)
Fext= força externa
r2 – r1 = ∆∆∆∆r = variação da distância
Pext = pressão externa
A = área do êmbolo
V2 – V1 = ∆∆∆∆V = variação de volume
A
∆∆∆∆r
H2
A reação ocorre em um cilindro provido de um pistão móvel e o
gás produzido empurra o pistão, elevando um peso nas vizinhanças.
Neste caso a energia migra para as vizinhanças na forma de trabalho,
uma vez que o peso foi elevado nessas vizinhanças.
ext 2 1
w = - Pext × (V2 – V1)
w = - Pext × ∆∆∆∆V
V2 – V1 = ∆∆∆∆V = variação de volume
Pext = Fext ; Fext = Pext× A
A
∆∆∆∆V = A × ∆∆∆∆r
Trabalho e expansão livre (vácuo):
O trabalho é zero (w = 0) se a expansão ocorre no vácuo.
� Sistema e vizinhança:
Sistema: conteúdo de um volume macroscópico escolhido como objeto de
investigação e considerado separadamente do resto do universo (meio
externo ou vizinhança).
Vizinhança: corresponde ao restante do universo, principalmente os
arredores do sistema.
Sistema e vizinhança
interagem através dos limites
do sistema (fronteira) e esta
interação ocorre mediante
uma troca de energia e/ou
matéria.
Matéria Sistema Energia (w ou q)
Sistema Aberto: Troca tanto matéria quanto energia com a vizinhança.
m e E = variáveis
Sistema Isolado: Não troca matéria nem energia com o 
meio externo. m e E = constantes
Sistema Fechado: Não troca matéria, mas pode trocar energia. 
m = constante e E = variável
Nenhum sistema se transforma sem que
se transformem as vizinhanças, a não ser
que o sistema seja completamente
isolado do meio externo.
Por convenção:
q > 0, (positivo): quando o sistema recebe calor
q < 0, (negativo): quando calor é cedido pelo sistema
w > 0, (positivo): quando trabalho é realizado sobre o sistema
w < 0, (negativo): quando o sistema realiza trabalho
q > 0 q < 0
w < 0w > 0
SISTEMA FECHADO
ZEROÉSIMA LEI DA TERMODINÂMICA: 
EQUILÍBRIO TÉRMICO
Se dois sistemas fechados com diferentes temperaturas forem postos em
contato vai haver transferência de energia até que as temperaturas se
igualem.
LEIS DA TERMODINÂMICA:
T1 T2 
(T1 > T2) 
frioquente
Tequilíbrio
(T1 > Tequilíbrio > T2)
q = m × c × ∆∆∆∆T
q = calor (J)
m = massa do objeto (g)
c = calor específico (J.g-1.K-1)
T = temperatura (K)
q1 = m1 × c1 × (Tequilíbrio – T1)
q2 = m2 × c2 × (Tequilíbrio – T2)
Calor transferido pelo objeto 1 = - calor recebido pelo objeto 2
q1 = - q2
Calor específico (c):
É a quantidade de calor
necessária para elevar
em 1oC a temperatura
de 1 g da substância a
pressão constante.
Substância Calor Específico a 25oC 
(J/g.°C) 
Água 4,18
Etanol 2,43
Alumínio 0,901
pressão constante.
Depende da natureza
da substância.
Ferro 0,449
Cobre 0,384
O calor ministrado a um sistema manifesta-se por um aumento da
energia interna e/ou por realização de trabalho.
∆∆∆∆U = q + w
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA: 
CALOR E TRABALHO
Expressão analítica do 1° Princípio da 
Termodinâmica∆∆∆∆U = q + w
Energia interna (∆∆∆∆U): são as “reservas” de energia do sistema.
O calor e o trabalho são formas equivalentes de transferência de
energia para dentro ou para fora do sistema.
* Calor: energia transferida como consequência de uma variação de temperatura.
* Trabalho: energia gasta para realizar um movimento contra uma força.
Termodinâmica
Por convenção:
* Se o sistema aborve calor (endotérmico): q > 0 e ∆U
* Se o sistema libera calor (exotérmico): q < 0 e ∆U
* Se ocorre uma expansão, o sistema realiza trabalho e parte da energia * Se ocorre uma expansão, o sistema realiza trabalho e parte da energia 
interna é gasta para realizar este trabalho:
w < 0 e ∆U
* Se ocorre uma compressão, trabalho é realizado sobre o sistema e a 
energia transferida é armazenada como energia interna: 
w > 0 e ∆U
gás, U i
25°C
q
(a) estado inicial
gás, Uf
30°C
w (expansão)
(b) estado final
Sistema 
q →→→→ ∆∆∆∆U →→→→ w 
∆∆∆∆U > 0⇒⇒⇒⇒ Uf > Ui
∆∆∆∆U = Uf – Ui
∆∆∆∆U < 0⇒⇒⇒⇒ Uf < Ui
* A energia interna é a energia total do sistema, ou seja, é a soma de todas
as contribuições de energia cinética e de energia potencial, de todos os
átomos, íons e moléculas que formam o sistema.
* Quando energia é transferida para um sistemana forma de calor ou
trabalho, o acréscimo de energia é armazenado sob a forma de um
incremento das energias cinética e potencial das moléculas do sistema.
* Na prática, não é possível medir a energia interna, pois ela inclui as energias
cinéticas e potencial de todos os elétrons e de todos os componentes dos
núcleos atômicos.
* Portanto, determina-se as variações da energia interna (∆∆∆∆U), através do
conhecimento da energia fornecida ou perdida como calor ou trabalho.
Em sistemas fechados, não há troca de massa mas há troca de energia na 
forma de calor.
∆∆∆∆U = q + w
Sendo que w = - Pext × ∆∆∆∆VSendo que w = - Pext × ∆∆∆∆V
Se V = cte Vi = Vf ∆∆∆∆V = 0 w = 0
Dessa forma, ∆∆∆∆U = q + 0 ∆∆∆∆U = q ∆∆∆∆U = Uf – Ui = q
A volume constante: ∆∆∆∆U = qv ���� Se q > 0 ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆U > 0 →→→→ endotérmica
���� Se q < 0 ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆U < 0 →→→→ exotérmica
Sabendo-se ∆∆∆∆U = q + w e que w = - Pext × ∆∆∆∆V
∆∆∆∆H = ∆∆∆∆U + P∆∆∆∆V
Entalpia (∆∆∆∆H): é o calor absorvido ou desprendido por uma reação que se
processa a pressão constante.
∆∆∆∆H = ∆∆∆∆U + P∆∆∆∆V
∆∆∆∆H = q + w + P∆∆∆∆V
∆∆∆∆H = q – P∆∆∆∆V + P∆∆∆∆V
∆∆∆∆H = q – 0 ∆∆∆∆H = q ∆∆∆∆H = Hf – Hi = q
A pressão constante: ∆∆∆∆H = qp
���� Se q > 0 ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆H > 0 →→→→ endotérmica
���� Se q < 0 ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆H < 0 →→→→ exotérmica
SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA: 
ENTROPIA
Em uma reação espontânea, oEm uma reação espontânea, o
universo tende ao estado de maior
desordem.
Espontaneidade:
Qual é o significado de um processo ser espontâneo?
Conforme o Primeiro Princípio da Termodinâmica, a espontaneidade está
atrelada ao conceito de variação de energia.
Na(s) + ½Cl2(g)→ NaCl(s) ∆Hºf = - 410,9 kJ/mol EXOTÉRMICO
CH3OH(g) → CH3●(g) + ●OH(g) ∆H°(CH3-OH) = + 380 kJ/mol ENDOTÉRMICO
Por que o gelo funde espontaneamente se o processo é ENDOTÉRMICO? 
H2O(s) → H2O(l) ∆H°fus = + 6,01 kJ/mol
Entropia: é a medida da desordem de um sistema ∆S = Sf – Si
∆∆∆∆S = q (J/K ou cal/K)
TT
∆∆∆∆S > 0 aumento da desordem
∆∆∆∆S < 0 diminuição da desordem 
Expressão analítica do 2° Princípio da Termodinâmica
Conforme o Segundo Princípio da
Termodinâmica, a espontaneidade
está atrelada ao conceito de
variação de entropia.
TERCEIRA LEI DA TERMODINÂMICA: 
ENERGIA LIVRE 
A energia livre de Gibbs relaciona entalpia com entropia.
Energia livre de Gibbs: é a medida da
espontaneidade de uma reação química ou de
uma troca física de calor.
∆G = Gf – Gi
∆∆∆∆G = ∆∆∆∆H – T∆∆∆∆S (J ou cal) ∆∆∆∆G > 0 não é espontâneo
∆∆∆∆G = 0 equilíbrio
∆∆∆∆G < 0 espontâneo P e T ctes
Expressão analítica do 3° Princípio da Termodinâmica
∆∆∆∆G = ∆∆∆∆H – T∆∆∆∆S
∆∆∆∆H ∆∆∆∆S ∆∆∆∆G Resultado
Energia Livre: 
∆∆∆∆H ∆∆∆∆S ∆∆∆∆G Resultado
(-) (+) (-) Espontânea
(+) (-) (+) Não espontânea 
(+) (+) Depende de T Espontânea a altas T 
(-) (-) Depende de T Espontânea a baixas T
T = temperatura
TERMOQUÍMICA OU TERMODINÂMICA QUÍMICA:
É o estudo das transformações de energia envolvidas em reações químicas.
O principal objetivo da termoquímica é a determinação da entalpia de
reação que é igual ao calor de reação à pressão constante. Em outras
O principal objetivo da termoquímica é a determinação da entalpia de
reação que é igual ao calor de reação à pressão constante. Em outras
palavras, é o estudo do calor absorvido ou produzido pelas reações
químicas.
Variação de energia em reações químicas:
As reações químicas envolvem a quebra ou a formação de ligações químicas.
* Toda reação que resulta na produção de calor é denominada de
exotérmica.exotérmica.
C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) + calor
* Toda reação que depende da absorção de calor para ocorrer é determinada
endotérmica.
6CO2(g) + 6H2O(l) + energia solar C6H12O2(s) + 6O2(g)
Fotossíntese
Leis da Termoquímica:
1) Lei de Lavoisier e Laplace:
Afirma que o calor de decomposição de um composto em seus
elementos é igual ao calor de formação do mesmo composto a partir dos
seus elementos, porém com o sinal contrário.
S(s) + O2(g)→ SO2(g) ∆H°f = -70,94 kcal
SO2(g)→ S(s) + O2(g) ∆H°f = + 70,94 kcal
H2O(g) + C(s)→ CO(g) + H2(g) ∆H°f = + 31,38 kcal
H2(g) + CO(g)→ C(s) + H2O (g) ∆H°f = - 31,38 kcal
2) Lei de Hess:
Estabelece que o efeito térmico de uma reação é o mesmo se ela
for realizada em apenas uma etapa ou em diversas etapas.
Regras para soma de equações termoquímicas:
a) Quando uma equação termoquímica for multiplicada por um fator, o valor 
de ∆H também deve ser multiplicado pelo mesmo fator.
b) Se uma equação química for invertida, o valor de ∆H deve ser trocado.
c) As fórmulas que aparecem em ambos os lados das equações só podem
ser canceladas se as substâncias estiverem no mesmo estado físico.
Exercício 1:
Calcule ∆H para a reação abaixo a partir das reações (1) e (2):
2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g) ∆H = ?
(1) S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H = - 297 kJ
(2) 2SO3(g)→ 2SO2(g) + O2(g) ∆H = + 198 kJ
Exercício 2:Exercício 2:
Calcule ∆H para a reação abaixo a partir das reações (1) e (2):
C2H4(g) + H2O(L) → C2H5OH (L) ∆H = ?
(1) C2H5OH(L) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(L) ∆H = - 1367 kJ
(2) C2H4(g) + 3O2(g)→ 2CO2(g) + 2H2O(L) ∆H = - 1411 kJ
R: 1) - 792 kJ ; 2) -44 kJ
Entalpia Padrão de Formação (∆∆∆∆H°°°°f):
Substância ∆∆∆∆H°°°°f (kcal/mol)
H2(g) 0
H(g) + 52,095
H2O(g) - 57,796
H2O(L) - 68,315
C(s, grafita) 0
C(s, diamante) + 0,4533
I2(s) 0
Condições-padrão: forma mais estável, 
T = 25oC e P = 1 atm
I2(g) + 14,923
S(rômbico) 0
S(monoclínico) + 0,071
CO2 (g) - 94,051
∆∆∆∆H°°°°f = 0 para elementos químicos 
e substâncias em seu estado 
mais estável.
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H°f = - 94,05 kcal
C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ∆H°f = - 17,889 kcal
H2(g) + S(s) + 2O2(g) → H2SO4(L) ∆H°f = - 194,548 kcal
Experimental
A entalpia de reação pode ser calculada também em função das 
entalpias de formação de produtos e reagentes:
∆∆∆∆H°reação = Σni ∆∆∆∆Hi°f (produtos) - Σni ∆∆∆∆Hi°f (reagentes)
Exercício 3: Calcule o ∆H°reação para: C(s) + 2H2O(g) → CO2(g) + 2H2(g)
∆H°reação = [(∆Hof CO2(g)) + (2 ∆Hof H2(g))] - [(∆Hof C(s)) + (2 ∆Hof H2O(g))]
∆H°reação = [(- 94,051) + 0)] – [0 + 2(-57,796)] = + 21,55 kcal
Exercício 4: Considere a reação: C2H4(g) + H2O(L) → C2H5OH(L). 
Determine ∆Hof do gás eteno.
Dados: ∆H°reação = - 10,54 kcal
∆Hof H2O(L) = - 68,32 kcal/mol
∆Hof C2H5OH(L) = - 66,37 kcal/mol.
(R = + 12,49 kcal/mol)
Entalpia Padrão de Combustão (∆∆∆∆H°°°°C):
É a entalpia padrão de reação para a oxidação de uma substância orgânica a
CO2 e H2O, no caso de compostos contendo C, H e O.
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(L) ∆H°C = -2808 kJ/mol
Combustão: processo exotérmico
Entalpia Padrão de Ligação ou de Dissociação (∆∆∆∆H°°°°A-B):
É a entalpia padrão de reação para o processo em que a ligação A-B é
quebrada ou formada.
A-B(g) → A(g) + B(g) ∆H°(A-B)
A(g) + B(g)→ A-B(g) ∆H°(A+B)A(g) + B(g)→ A-B(g) ∆H°(A+B)
A e B podem ser átomos ou grupos de átomos.
CH3OH(g) → CH3● (g) + ●OH(g) ∆H°(CH3-OH) = + 380 kJ/mol
Quebra de ligação: processo endotérmico
Formação de ligação: processo exotérmico
Entalpias de Mudança de Estado ou Entalpia Padrão de Transição de Fase:
A conversão entre duas fases de uma substância é denominada de transição
de fase.
- Sem mudança de estado físico:
Fases sólidas: enxofre rômbico→ enxofre monoclínicoFases sólidas: enxofre rômbico→ enxofre monoclínico
carbono (grafite)→ carbono (diamante)
A maioria das transições de
fase sem mudança do estado
físico é acompanhada de uma
variação de entalpia, pois o
rearranjo dos átomos ou
moléculas geralmente requer
energia.grafite diamantesólido
líquido
* Com mudança de estado físico: 
gás
H OH2O
Entalpia de fusão
A(s)→ A(L) ∆H°fus (T= cte)
Entalpia de vaporização
A(L)→ A(g) ∆H°vap (T= cte)
Entalpia de sublimação
A(s)→ A(g) ∆H°sub (T= cte)
Processos
endotérmicos
Fusão
Vaporização
Sublimação
� A entalpia de sublimação em certa
temperatura é a soma das entalpias de fusão e
de vaporização naquela temperatura.
∆H°sub = ∆H°fus + ∆H°vap (T= cte)
���� A entalpia de um processo direto e de seu inverso tem a mesma
magnitude, porém sinal oposto.
Entalpia de condensação
A(g)→ A(L) ∆H°cond (T= cte)
∆H°cond = - ∆H°vap (T= cte)
∆H°vap(H2O) = 44 kJ/mol
∆H° (H O) = - 44 kJ/mol
Processos
exotérmicos
Condensação
Solidificação∆H°cond(H2O) = - 44 kJ/mol
Entalpia de solidificação
A(L)→ A(s) ∆H°solid (T= cte)
∆H°solid = - ∆H°fus (T= cte)
∆H°fus(H2O) = 6,01 kJ/mol
∆H°solid(H2O) = - 6,01 kJ/mol
exotérmicosSolidificação
Entalpias padrão de Hidrogenação (∆∆∆∆H°°°°H):
H2C CH2 + H2 H3C CH3 ∆HoH = - 137 kJ/mol
É a entalpia padrão da reação de hidrogenação de compostos
orgânicos não-saturados.
H3C CH3 
+
 H2 3
∆H H = - 137 kJ/mol
∆HoH = - 205 kJ/mol
Hidrogenação: processo exotérmico
∆∆∆∆S°reação = Σni ∆∆∆∆Si°f (produtos) - Σni ∆∆∆∆Si°f (reagentes)
Entropia padrão de reação:
∆∆∆∆G°reação = Σni ∆∆∆∆Gi°f (produtos) - Σni ∆∆∆∆Gi°f (reagentes)
Energia Livre de Gibbs:
∆G < 0