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AULA TERMODINAMICA

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IEQ 601 – Química Geral I 
 
TERMODINÂMICA DAS 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
Profa. Karen Segala 
 
Introdução 
As reações químicas são acompanhadas de 
ganho ou perda de energia. 
 
Termoquímica - estuda a energia associada a 
uma reação química (trocas de energia na 
forma de calor envolvidas nas reações 
químicas e mudanças de estado físico) 
 
 
Calor de Reação - calor 'liberado' ou 
'absorvido' por uma reação e pode ser 
medido em joules ou calorias; 
 
A unidade aceita pelo SI é o Joule (J). 
 
Em outras palavras é o estudo das 
quantidades de calor liberadas ou absorvidas 
durantes as reações químicas. 
A Natureza da Energia 
Energia é a capacidade de realizar trabalho e de 
transferir calor. 
Energia Cinética: a energia do movimento, sua 
magnitude depende da massa e da velocidade do 
objeto. 
Energia Potencial: é a forma de energia que se 
encontra armazenada em 
um sistema e que pode ser 
utilizada a qualquer 
momento para realizar 
trabalho. 
Energia térmica: Energia cinética das moléculas 
das substâncias. 
 
Energia química: Energia potencial acumulada 
nos arranjos dos átomos das substâncias. 
 
 
CALORIA - quantidade de energia necessária para 
aumentar de 1 ºC a temperatura de 1 g de água. 
JOULE - quantidade de energia necessária para 
deslocar uma massa de 1 kg, inicialmente em 
repouso, fazendo percurso de 1 m / s. 
1 cal = 4,18 J 
1 kcal = 1000 cal 
1 kJ = 1000 J 
Unidades de medida 
 EFEITOS ENERGETICOS NAS REACÕES QUÍMICAS 
6CO 2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2 
LUZ 
CLOROFILA GLICOSE 
Na fotossíntese ocorre absorção de calor 
Na combustão do etanol ocorre liberação de 
calor 
ETANOL 
C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O 
• REAÇÃO EXOTÉRMICA - envolve liberação de 
calor. 
Exemplo: processos de combustão, respiração, etc. 
 
 
• REAÇÃO ENDOTÉRMICA - envolve absorção de 
calor 
Exemplo: fotossíntese, cozimento dos alimentos. 
Classificação das reações termoquímicas 
As transformações termoquímicas podem ser: 
(aumento da temperatura) (diminuição da temperatura ) 
As transformações termoquímicas envolvendo 
mudanças de estado físico: 
Reações exotérmicas Reações endotérmicas 
 combustão em motores de 
automóveis 
queima de carvão 
formação de nuvens 
derretimento de gelo 
Entalpia 
É o total de energia liberada ou absorvida em 
uma transformação de um dado sistema, à 
pressão constante. 
 
 
 
ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e 
simbolizado por H (heat) - O conteúdo de 
energia armazenado, principalmente na forma 
de ligações. 
A origem da energia envolvida numa reação 
química decorre, basicamente, de um novo 
arranjo para as ligações químicas. 
 
Tipos de Entalpias ou Calores de Reação 
 
1. Entalpia de Mudança de Fase 
 
2. Entalpia ou Calor de Formação 
 
3. Entalpia ou Calor de Decomposição 
 
4. Entalpia de Combustão 
 
5. Entalpia de Dissolução 
 
6. Entalpia de Neutralização 
 
7. Entalpia ou Energia de Ligação 
Indica a quantidade de calor envolvida em uma transformação. 
I. Variação de entalpia (∆H) 
(∆H) = Variação de 
entalpia 
Hreagentes = Entalpia 
dos reagentes 
(∆H) = Hprodutos - Hreagentes 
Hprodutos = Entalpia 
dos produtos 
 H2(g) + 1/2O2 (g) H2O(l) LIBERA 68.300 cal/mol de H2O 
 
 
Essa energia envolvida na reação química está “armazenada” 
sob a forma de ligações. 
 
A ENERGIA ARMAZENADA É CHAMADA 
TAMBÉM DE ENTALPIA (H) 
 
 H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) 
 
 
H Reagentes H Produtos 
Atenção: 
HP  ENTALPIA PRODUTO 
 
HR  ENTALPIA REAGENTE 
 
H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA 
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 
Representação de uma reação química em que está 
especificado: 
 
1. Equação química ajustada; 
 
2. O estado físico de todas as substâncias; 
 
3. Variedade alotrópica (quando existir); 
 
4. Indicação da entalpia molar , isto é, por mol de 
produto formado ou reagente consumido; 
 
5. Indicação das condições de pressão e temperatura 
em que foi medido o ∆H. 
Exemplo: ∆H° = - 342,8 kJ/mol 
 
Condição padrão: 25°C e 1 atm 
 
 
 ∆H° Entalpia padrão: medida à 25°C e 1 atm. 
Toda substância simples, no estado padrão e na sua forma 
alotrópica mais estável (mais comum), tem entalpia (H) igual a 
zero. 
 
Ex: H2(g); O2(g); Fe(s); Hg(l); Cl2(g); Cgraf, no estado padrão 
apresentam H0 = 0. 
Entalpia de reação 
Nas reações exotérmicas e endotérmicas há 
uma troca de calor entre o sistema reativo e o 
meio ambiente. 
A quantidade de fluxo de calor está relacionada 
com o conteúdo térmico dos reagente e 
produtos. 
Quando o sistema sofre uma transformação há 
uma variação de entalpia correspondente à 
diferença de conteúdo energético entre os 
reagentes e produtos. 
Entalpia de reação 
ΔH = H produtos – H reagentes 
 
 
ΔH > 0 Reações Endotérmicas 
ΔH < 0 Reações Exotérmicas 
 
 
HP 
HR 
 A + B +  C + D 
Hp Hr > 
REAÇÃO ENDOTÉRMICA 
CAMINHO DA REAÇÃO 
∆H 
CALOR ABSORVIDO 
E
N
TA
LP
IA
 (
H
) 
II. Diagrama de entalpia 
Processo endotérmico 
HR 
HP 
A + B  C + D + 
 
HR HP > 
REAÇÃO EXOTÉRMICA 
CAMINHO DA REAÇÃO 
∆H 
CALOR LIBERADO 
E
N
TA
LP
IA
 (
H
) 
II. Diagrama de 
entalpia 
Processo exotérmico 
Reação endotérmica 
I. Variação de entalpia (∆H) 
Reação exotérmica 
 CALOR DE REAÇÃO (∆H) 
 
 ∆H = H Produtos – H Reagentes 
 
 
Reação Exotérmica Reação Endotérmica 
 
O calor liberado é igual a: O calor absorvido é igual a: 
 
 
∆H = H Produtos – H Reagentes 
 
 H Produtos < H Reagentes 
 
 ∆H < 0 
(NEGATIVO) 
T 
 
∆H = H Produtos – H Reagentes 
 
 H Produtos >H Reagentes 
 
 ∆H > 0 
(POSITIVO) 
T 
 
REAÇÃO EXOTÉRMICA 
 2 C (s) + 3 H 2(g)  C 2 H 6(g) H= – 20,2 kcal 
2 C (s) + 3 H 2(g)  C 2 H 6(g) + 20,2 kcal 
(libera) 
REAÇÃO ENDOTÉRMICA 
 Fe 3 O 4(s)  3Fe (s) + 2 O 2(g)  H= + 267,0 kcal 
 Fe 3 O 4(s)  3Fe (s) + 2 O 2(g) 
 - 267,0 kcal 
(absorve) 
- Quantidade de reagentes 
III. Principais fatores que afetam o ∆H de 
uma reação 
- Estado físico das substâncias 
Fatores que influenciam o valor de ΔH: 
 
- Quantidade de reagente e produtos, 
quanto maior a quantidade, maior a 
energia liberada ou absorvida; 
- Estados físicos, Hsólido < Hlíquido < Hgás; 
- Temperatura e pressão; 
- Forma alotrópica. 
As moléculas de água que se encontram no estado sólido apresentam um menor 
conteúdo energético que as moléculas que estão nos estados líquido e gasoso. 
III. Principais fatores que afetam o H de 
uma reação 
Estado físico das substâncias 
Estado alotrópico 
 
Quanto menor o conteúdo energético, 
maior é a estabilidade do composto. 
 O carbono grafite é mais estável que o 
carbono diamante. 
 O fósforo vermelho é mais estável que o 
fósforo branco. 
 O enxofre rômbico é mais estável que o 
enxofre monoclínico 
 
III. Principais fatores que afetam o H de 
uma reação 
Formas alotrópicas estáveis Formas alotrópicas menos estáveis 
O2 (oxigênio) O3 (ozônio) 
C (grafite) C (diamante) 
P4 (Fósforo vermelho) Ps (Fósforo branco) 
S8 (Rômbico) S8 (Monoclínico) 
Exemplo: 
 
C (grafite) + O2 CO2 ∆H = - 94,05 kcal / mol 
C (diamante)+ O2 CO2 ∆H = - 94,55 kcal / mol 
ALOTROPIA: só ocorre com substâncias simples. 
 
CARBONO GRAFITE CARBONO DIAMANTE 
ENXEFRE RÔMBICO ENXOFRE MONOCLÍNICO 
 FÓSFORO BRANCO FÓSFORO VERMELHO 
 O2 O3(OZÔNIO) 
Temperatura 
 
Ao variar a temperatura, variam a agitação das 
moléculas e a entalpia dos envolvidos na reação. 
III. Principais fatores que afetam o H de 
uma reação 
60 ºC 
IV. Entalpias de Formação 
É a variação da entalpia da reação de formação de um 
mol de um composto a partir de seus constituintes 
elementares na sua forma mais abundante, ou seja, é 
a energia liberada ou absorvida pela reação de 
formação de compostos. 
ΔH = Σ ΔHf (produtos) – Σ ΔHf (reagentes) 
 Substâncias simples em suas formas alotrópicas mais estáveis 
possuem entalpia de formação igual a zero. 
IV. Entalpias de Formação 
IV. Entalpia ou calor de formação (∆Hf) 
Substância 
H° 
(kJ/mol) 
Substância H° (kJ/mol) 
C (grafite) 0,0 N2O (g) +81,6 
C (diamante) +1,9 N2O3 (g) +86,6 
C4H10 (g) (butano) –125,7 S (monoclínico) +0,3 
C6H6 (l) (benzeno) +49,1 SO3 (g) –395,7 
C2H6O (l) (etanol) –277,6 Fe3O4 (s) –1.118,4 
C3H6O (l) (acetona) –248,4 
É a variação de entalpia associada à combustão (queima) de 1 
mol de substância a 25 oC e 1 atm com excesso de oxigênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 ∆H de combustão: 1 mol da substância que sofre combustão; 
 negativo, pois as reações de combustão são exotérmicas. 
V. Entalpia ou calor de combustão 
 Como medir o ∆H ?? 
 
 
1. Experimentalmente : Calorímetros 
 Bombas Calorimétricas 
 
2. Algebricamente (Cálculo de ∆H) – LEI DE HESS 
 
 
 
 
Calorimetria 
- É a medição do fluxo de calor. 
 
- O aparelho utilizado para medir o fluxo 
chama-se calorímetro. 
 
- Capacidade calorífica (ou térmica): 
quantidade de calor necessária para 
aumentar a temperatura de uma substância 
em 1 K (1 °C). A unidade usada no SI é J/K. 
 
Calorimetria 
• Calor específico: corresponde à quantidade de 
calor recebida ou cedida por 1 g da substância 
que leva a uma variação de 1 K (1 °C) 
•(Q = m.c.∆θ) 
 
• 
Lei de Hess 
 
Enunciada em 
1840, a lei de Hess 
permite o cálculo 
da variação da 
entalpia de uma 
reação, mesmo 
que seja difícil a 
sua determinação. 
 
Lei de Hess 
 
 
A Lei de Hess nos permite, então, concluir 
que o ΔH da reação global pode ser obtido 
pela soma do ΔH das reações, que 
correspondem às etapas intermediárias, ou 
seja: 
 
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ... 
Lei de Hess 
 
 
 
A Lei 
A variação da entalpia de uma reação 
depende apenas dos resultados final e 
inicial, seja a 
reação executada 
em uma única 
etapa ou em 
várias etapas. 
Lei de Hess 
 
 
A lei de Hess nos permite tratar equações químicas 
como equações matemáticas. 
Devemos lembrar que o ΔH depende das 
quantidades de reagentes e produtos, assim ao 
multiplicar ou dividir os coeficientes de uma 
equação devemos fazer o mesmo com o ΔH da 
reação. 
Se em um sentido a reação é exotérmica, no 
sentido oposto é endotérmica, e vice-versa. Então, 
ao se inverter uma equação, devemos inverter o 
sinal do ΔH. 
O ∆H da reação depende apenas dos estados inicial e final. 
Lei de Hess 
Lei de Hess

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