Cap. 13 - Termodinâmica Química

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TERMODINÂMICA QUÍMICA 
• Termodinâmica, é definida como sendo o estudo das variações ou transformações de 
energia que acompanham as transformações físicas e químicas da matéria. 
o Nos permite prever se uma transformação é possível ou impossível, sob dadas 
condições; 
SISTEMAS E VIZINHANÇAS 
• Vamos pensar o universo como sendo constituído de um sistema e suas vizinhanças. 
• Em termodinâmica um sistema é a parte do universo escolhido para o estudo, e pode 
ser tão grande quanto os oceanos da Terra ou tão pequenos quanto o conteúdo de um 
copo. 
o A maioria dos sistemas que vamos examinar será pequeno e vamos ver, em 
particular, na transferência de energia (como calor e trabalho) e matéria entre o 
sistema e sua vizinhança. 
• As vizinhanças são a parte do universo fora do sistema com o qual este interage 
(possa trocar a energia com ele), representa o resto do universo. 
• Os três sistemas mais comuns são: 
 
i. Aberto: trocam calor, trabalho e matéria com as vizinhanças. 
a. Uma xícara de café é exemplo de sistema aberto. 
ii. Fechado: trocam calor e trabalho com as vizinhanças, mas não trocam matéria. 
a. Jarra de café fechada é um exemplo de sistema fechado. 
iii. Isolado: são completamente isolados do ambiente. Não trocam calor, trabalho ou 
matéria com as vizinhanças. São ideais, mas para fins práticos podemos considerar 
vários sistemas reais como sendo isolados. 
a. Uma garrafa térmica pode ser um exemplo de sistema isolado. 
VARIÁVEIS TERMODINÂMICAS E FUNÇÕES DE ESTADO 
• O estado de qualquer sistema é especificado em termos de variáveis de estados tais 
como volume, V, temperatura, T, pressão, P, e número de mols, n; 
• Variáveis de estado que são proporcionais à massa do sistema são chamadas de 
variáveis extensivas; 
o Ex: Volume, energia interna, entalpia. 
• Variáveis de estado que especificam um propriedade 
que é independente da massa do sistema são 
chamadas de variáveis intensivas. 
o Ex: temperatura, pressão 
• Uma função de estado representa uma função 
matemática na qual o resultado depende apenas das 
condições inicial e final. 
o As funções de estado independem do 
caminho, ou do processo. 
 
 
Matéria
Energia Energia
Energia Energia
(vapor d’água)
Sistema
aberto
Sistema
fechado
Sistema
isolado
Caminho A
19,2 km
Caminho B
8,0 km
3,04 km
1,52 km
0 km
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ENERGIA, TRABALHO E CALOR 
• A palavra energia é derivada do grego e significa “trabalho interno”. Energia (E) é 
definido como sendo a capacidade de realizar trabalho ou de transferir calor. 
• O trabalho (W) é realizado quando uma força atua através de uma distância. 
o Objetos em movimento realizam trabalho quando desacelerados ou quando 
são parados. Assim, quando uma bola de bilhar bate em outra e a coloca em 
movimento, o trabalho é realizado. 
• A energia de um objeto em movimento é chamada de energia cinética (Ec) (a palavra 
cinética significa movimento, em grego). 
• A energia armazenada tendo potencialidade para realizar trabalho quando liberado é 
chamada de energia potencial (Ep). 
o Energia potencial é a energia resultante da posição, condição ou composição, 
é uma energia associada com as forças de atração ou repulsão entre objetos. 
• A energia pode ser convertida de cinética para potencial e vice-versa. 
o Uma bola de tênis quicando muda continuamente a energia de 
potencial para cinética.	
   
o A energia potencial máxima é alcançada no topo de cada salto, 
e a energia cinética máxima ocorre no momento do impacto. 
o A soma de Ep e Ec diminui a cada salto, pois as energias 
térmicas da bola e da vizinhança aumentam. 
§ Logo a bola logo para. 
o Toda a energia originalmente investido na bola como energia 
potencial (elevando-o para a sua posição inicial) eventualmente aparece como 
energia cinética adicional dos átomos e moléculas que compõem a esfera, a 
superfície, e o ar circundante. 
o A energia cinética associada ao movimento molecular aleatório é chamado de 
energia térmica. 
§ É diretamente proporcional a temperatura do sistema. 
o A energia térmica de um sistema também depende do número de partículas 
presentes. 
§ Uma pequena amostra a uma temperatura elevada pode ter menos 
energia térmica do que uma amostra maior a uma temperatura inferior. 
• Ex: uma xícara de café pode conter menos energia térmica do 
que uma banheira morna ainda que o café esteja em uma 
temperatura mais elevada. 
• Torna-se importante distinguir entre temperatura e energia térmica bem como 
variações de energia decorrentes da realização ou da transferência de valor. 
• Calor, q, é energia transferida entre objetos devido à diferenças de temperaturas até 
que se estabeleça uma condição de equilíbrio térmico. 
o No equilíbrio térmico nenhuma mudança macroscópica ocorre, apenas as 
temperaturas dos dois objetos passam a ser a mesma. 
o A energia que flui de um corpo mais quente para um corpo mais frio é 
transferida na forma de calor (gradiente de temperatura). 
§ Um corpo mais quente perde energia cinética para o corpo mais frio 
(fluxo de calor) até que os dois corpos atinjam a mesma temperatura. 
§ Se o sistema é isolado, a quantidade de calor perdida por um objeto 
mais quente é sempre igual à quantidade de calor absorvida por um 
objeto mais frio (conservação de energia); 
o Calor assim como o trabalho é energia em trânsito. 
• Quando a transferência de calor ocorre através da fronteira 
entre o sistema e a vizinhança a direção do calor pode ser: 
o Exotérmico, o calor é transferido do sistema para a 
vizinhança; 
o Endotérmico, o calor é transferido da vizinhança 
para o sistema. 
 
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• Temperatura é uma medida do conteúdo de energia térmica de um objeto e de sua 
capacidade de transferir calor. 
• A transferência de calor provoca a mudança na temperatura e, em alguns casos, 
mudança de estado da matéria. 
o Durante o processo de fusão, por exemplo, a temperatura permanece 
constante, a medida que transferência de energia térmica (calor) é utilizada 
para superar as forças que mantêm o sólido unido. 
§ Processo isotérmico que ocorre a uma temperatura constante. 
o Uma vez que um sólido derreteu completamente, qualquer fluxo de calor 
adicional vai aumentar a temperatura do líquido resultante. 
• A quantidade de calor, q, necessário para alterar a temperatura de uma substância 
depende: 
i. De quanto a temperatura deve ser variada; 
ii. Da quantidade de substância; 
iii. Da natureza da substância (tipo de átomos ou moléculas) 
UNIDADES DE ENERGIA 
• Unidade do SI o joule, J 
J = (kg·m2)/s2 
o Se o valor calculado for maior do que 1000 J, use o kJ; 
• A unidade britânica é a caloria, cal, que representa a quantidade de energia 
necessária para elevar em 1 oC a temperatura de 1 g de água. 
1 cal = 4,184 J 
• A unidade de Caloria nutricional, Cal, é normalmente usada nos Estados Unidos e 
representa o valor energético dos alimentos e equivale 1 quilocaloria, ou 1000 calorias. 
1 Cal = 1 kcal = 4,184 kJ 
CALORIMETRIA, CAPACIDADE CALORÍFICA E CALOR ESPECÍFICO 
• O ramo da ciência que estuda a medição do fluxo de calor é a calorimetria. 
• Quando um sistema absorve calor, sua temperatura aumenta e o aumento na 
temperatura é diretamente proporcional à quantidade de calor absorvida.q ∝ ΔT 
• A constante de proporcionalidade é chamada de capacidade calorífica, C 
• C é expresso em J/°C ou J/K 
q = C . ΔT 
• A variação de energia ocorrida quando um objeto absorve certa 
quantidade de energia é determinada por sua capacidade 
calorífica, C. 
o A capacidade calorífica representa quantidade de 
energia necessária para aumentar a temperatura de um 
objeto em um grau (1 K ou 1 oC). 
• Se o sistema tem exatamente um mol de substância, usa-se o 
termo capacidade calorífica molar expressa em J/K.mol. 
• Se o sistema tem exatamente um grama de substância, usa-se 
o termo capacidade calorífica específica ou simplesmente 
calor específico, Cs, que mede a capacidade intrínseca que 
uma substância tem de absorver calor. 
Substância Calor específico, 
Cs (J/g.
oC) 
Elementos 
Chumbo 
Ouro 
Prata 
Cobre 
Ferro 
Alumínio 
 
0,128 
0,128 
0,235 
0,385 
0,449 
0,903 
Compostos 
Etanol 
Água 
 
2,42 
4,18 
Materiais 
Vidro (Pyrex) 
Granito 
Areia 
 
0,75 
0,79 
0.84 
a 298 K 
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o Representa a quantidade de energia necessária para elevar em grau (1 K ou1 
oC) a temperatura de um grama de uma substância, expresso em J/(g. K) ou 
J/(g. oC) 
• Pode-se calcular a quantidade de calor transferido ou absorvido por um objeto se 
conhecermos sua massa, calor específico (capacidade calorífica) e a variação de 
temperatura do objeto. 
 
q = m . Cs . ΔT 
 q = C . ΔT 
onde: 
ΔT = Tfinal -Tinicial 
• O sinal algébrico de ΔT indicará o sentido da transferência de calor 
o Se ΔT > 0, indica que o calor, q > 0, foi transferido da vizinhança para o 
sistema; 
o Se ΔT < 0, indica que o calor, q < 0, foi transferido do sistema para a 
vizinhança; 
• Quanto maior for o calor específico e a massa, maior é a quantidade de energia 
térmica que uma substância pode armazenar. 
• Outra ideia que entra em cálculos de quantidades de calor é a lei da conservação da 
energia: 
• Em interações entre um sistema e suas vizinhanças, a energia total permanece 
constante, a energia não é criada nem destruída. 
• Aplicada à troca de calor, significa que: 
 
o O calor ganho pelo sistema é perdido pela vizinhança e vice versa; 
• Casos que envolva a transferência de calor entre vários componentes em um sistema 
podem ser aproximados supondo-se que a soma das mudanças de calor no sistema 
seja zero, ou seja: 
q1 + q2 + q3 + … + qn = 0 
• ou 
[CS1.m1ΔT1] + [CS2.m2ΔT2] + [CS3.m3ΔT3] + ... + [cSn.mnΔTn] 
DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO CALOR ESPECÍFICO 
• Consideremos a utilização da lei de conservação para determinar o calor específico do 
chumbo. 
• 150 g de chumbo são aquecidos até a temperatura de ebulição da água (100 oC); 
• A amostra é transferida para um recipiente isolado contendo água fria; 
• O calor transferido do chumbo para água diminui a temperatura do chumbo e aumenta 
a da água até que ambos tenha a mesma temperatura; 
qchumbo = -qágua 
• portanto: 
 
 
quantidae de calor = massa x calor específico
capacidade calorífica = C
   x variação da temperatura
 
qsistema + qvizinhaça = 0
 
qágua = 43,29gCs 28,8
oC − 22,0oC( ); 
qchumbo = −qágua = −1,4x10
3J
qchumbo = 150gxCsx 28,8
oC −100,0oC( ) = −1,4x103J
Cs =
−1,4x103J
−10650g.oC
=
0,13J
g.oC
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Ex: Calcule o calor especifico de um metal que consome 235 J para elevar temperatura 
de uma amostra de 32,91 g em 2.53°C. 
 
Ex: Uma amostra de 43.29 g de um sólido foi transferida da água fervendo (T=99.8°C) 
para 152 g de água a 22.5°C em um copo de café. A água elevou sua temperatura em 
24.3°C. Calcule o calor específico do sólido. 
De acordo com a lei da conservação da energia. 
qamostra+ qágua + qcopo = 0 
qcopo é desprezível neste problema 
qamostra = -qágua 
 
CALOR DE REAÇÃO, qrxn, E CALORIMETRIA 
• Foi introduzido anteriormente o conceito de energia térmica. 
• Um outro tipo de energia que contribui para a energia interna de um sistema é a 
energia química. 
o Energia associada com ligações químicas e atrações intermoleculares. 
• Se pensarmos em uma reação química como um processo no qual algumas ligações 
químicas são quebradas e os outros são formados, então, espera-se a energia química 
de um sistema varie como o resultado de uma reação. 
• Espera-se também que alguma dessa variação de energia apareça na forma de calor. 
• O calor de reação, qrxn, é a quantidade de calor trocado entre um sistema e suas 
vizinhanças quando uma reação química ocorre no interior do sistema a uma 
temperatura constante. 
• Se a reação ocorrer em um sistema isolado a reação resultará em uma variação da 
energia térmica do sistema (diminuição ou aumento na temperatura); 
• Quando qrxn < 0 o calor flui para a vizinhança a reação é exotérmica; 
• Quando qrxn > 0 o calor flui da vizinhança a reação é endotérmica; 
• O calor de reação é determinado usando um calorímetro, dispositivo que mede as 
quantidades de calor. 
 
150g
chumbo
 
q = mCsΔT; Cs =
q
ΔT
=
235 J
32,91g x 2,53 oC
=
2,82 J
g.oC
 
qamostra = 43,29gCs 24,3
oC − 99,8oC( ); 
qágua = 152gx
4,184J
g.oC
24,3oC − 22,5oC( )
qamostra = −qágua ⇒ 43,29gCs 24,3
oC − 99,8oC( ) = − 152gx 4,184J
g.oC
24,3oC − 22,5oC( )⎡
⎣
⎢
⎤
⎦
⎥
Cs =
−1144,74J
−3268,39g.oC
=
0,45J
g.oC
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Bomba calorimétrica (calorímetro a volume constante)	
   
• Utilizado para medir o calor envolvido em uma combustão; 
• O sistema é isolado da vizinhança e quando a reação ocorre, 
energia química é convertida em energia térmica e a temperatura do 
sistema aumenta. 
qrxn = -qcalorímetro (onde qcalorímetro = qbomba + qágua + ...) 
• Quando o calorímetro é reprodutível, pode-se definir 
a capacidade calorífica do calorímetro, Cc, 
o Quantidade de calor necessário para elevar 
a temperatura do calorímetro em um grau de modo que: 
qcalorímetro = Cc x ΔT 
• 
Um outro tipo de calorímetro mais simples e utilizado 
em laboratório é o calorímetro de copo (pressão constante);
 
 
TRABALHO DE EXPANSÃO OU P-V 
• Vimos que os efeitos do calor geralmente acompanham as reações 
químicas. 
• Em algumas reações, o trabalho também está envolvida, ou seja, o 
sistema pode realizar trabalho nas suas vizinhanças, ou vice-versa. 
• Considere a decomposição de clorato de potássio a cloreto de 
potássio e oxigénio ocorrendo em um recipiente com um pistão móvel; 
o No interior do recipiente a pressão do O2(g) excede a pressão 
atmosférica movendo o pistão e o sistema realiza trabalho 
sobre a vizinhança; 
• O trabalho envolvido na expansão ou compressão de um gás é 
chamado de trabalho pressão –volume ou simplesmente trabalho P-
V; 
o Trabalho P-V é o trabalho resultante de uma variação de volume contra uma 
pressão externa; 
• Em um aparato hipotético, um gás está confinando por um pistão sem massa* de área 
A. Um fio sem massa é amarrado ao pistão e o gás é mantido comprimido por dois 
pesos de massa M em um prato sem massa. O sistema é mantido a temperatura 
constante. 
• No estado inicial com volume Vi a temperatura T; 
• Quando a pressão externa sobre o gás confinada é reduzida 
removendo um dos pesos o gás se expande, empurrando o pistão a 
uma distância Δh. O aumento no volume do gás (ΔV) é o produto da 
área da sessão transversaldo cilindro (A) e a distância (Δh); 
• No estágio final com volume Vf e temperatura T; 
• Portanto: 
Trabalho (W) = força(M x g) x distância (Δh) = - M x g xΔh 
§ O sinal negativo indica que a força está se 
opondo a direção de movimento do pistão 
• Lembrando que pressão = força (M xg) / área (A) e se 
multiplicarmos a expressão por A/A temos: 
 	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  *	
  massa desprezível	
  
 
Pgás =
2Mxg
A
 
Pgás
' =
Mxg
A
 
W = − M x g
A
xΔh x A = −PextΔV
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o Quando um gás se expande, ΔV > 0 e W < 0, isto significa que o trabalho é 
realizado pelo sistema na vizinhança. 
o Quando um gás é comprimido, ΔV < 0 e W > 0, isto significa que o trabalho é 
realizado pela vizinhança no sistema. 
• Se a pressão é dada em atmosferas (atm) e o volume em litros (L) o trabalho (W) tem 
unidades de atm x L; a unidade SI para trabalho é simplesmente joule (J). 
o Para conversão utiliza-se as seguintes relações: 
§ 1 bar x L = 100 J ; 1 atm x L = 101,325 J; 
• Ex: Calcule o trabalho (em quilojoules) realizado durante a síntese de amônia na qual o 
volume se contrai de 8,6 L para 4,3 L a uma pressão constante de 44 atm. 
 
1a. LEI DA TERMODINÂMICA: 
• A absorção ou liberação de calor e o desempenho do trabalho exigem mudanças na 
energia de um sistema e suas vizinhanças. Ao considerar a energia de um sistema, 
usamos o conceito de energia interna e sua relação como calor e trabalho. 
• Energia interna, U, é a energia total (cinética e potencial) em um sistema; 
o Inclui energia rotacional, translacional, vibracional, energia armazenada nas 
ligações químicas e nas forças intermoleculares e energia associada com os 
elétrons nos átomos; 
• Um sistema tem apenas energia interna e não tem energia na forma de trabalho ou 
calor; 
o Calor e trabalho são os meios pelos quais o sistema troca calor com a suas 
vizinhanças e existem apenas durante uma mudança no sistema; 
• Quando um sistema sofre qualquer mudança física ou química, a variação obtida em 
sua energia interna, ΔU, é dada pelo calor adicionado ou liberado pelo sistema, q, mais 
o trabalho realizado pelo ou no sistema, W. Esta relação é ditada pela lei de 
conservação de energia, expressa na forma da 1a. lei da termodinâmica. 
ΔU = q + W 
• Um sistema isolado é incapaz de trocar calor ou trabalho com sua vizinhança de modo 
que a energia de um sistema isolado é constante. 
ΔUsistema isolado = 0 
• Se calor é liberado (q < 0) e trabalho é realizado pelo sistema (W < 0), energia flui do 
sistema (ΔU < 0). 
• Se calor é absorvido (q > 0) e trabalho é realizado no sistema (W > 0), energia entra no 
sistema (ΔU > 0). 
• Se o calor flui do sistema (q < 0) e o trabalho é realizado no pelo sistema (W < 0) o 
sinal de ΔU vai depender dos valores absolutos de q e W; 
• A variação de energia interna de um sistema (ΔU) depende apenas da energia do 
sistema no seu estado inicial e final (é uma função de estado) portanto não pode ser 
medida de forma absoluta. 
ΔU = Ufinal – Uinicial 
• Porém ΔU assume um único valor entre dois estados;	
   
 
W = −PextΔV ⇒−44 atm x 4,3 − 8,6( )L = 189,2 atm.L
W = 19 kJ
En
er
gi
a 
in
te
rn
a
Estado 1
Estado 2
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CALOR DE REAÇÃO ΔU E ΔH 
• Em uma reação química: 
 
 
• pela primeira lei da termodinâmica: 
 
• Se a reação ocorrer a volume constante ΔV = 0 logo W = -PΔV = 0 de modo que 
 
• onde qV é o calor de reação para uma reação a volume constante; 
ΔU = qV = qP + W 
• A não ser que W = 0, qV e qP devem ser diferentes mesmo que ΔU tenha o mesmo 
valor. 
o U é uma função de estado enquanto q e W não são; 
• Para reações ocorrendo a pressão constante W ≠ 0 e portanto qrxn = qP onde 
qV = qP + W 
• Mas ΔU = qV e W = -PΔV então: 
qP = ΔU + PΔV 
• tanto U, P e V são funções de estado de modo que pode-se derivar uma nova função 
de estado chamada entalpia, H, a partir desta expressão: 
H = U + PV 
• A variação de entalpia, ΔH, para um processo entre dois estados é: 
ΔH = ΔU + ΔPV 
• Se o processo é realizado a pressão constante, o calor de reação é dado por 
qP = ΔH 
• A variação de entalpia representa o calor de reação quando esta ocorre a uma pressão 
constante, tal com as reações que ocorrem submetidas a pressão atmosférica. 
 
ENTALPIA 
• O calor de reação a pressão constante, ΔH, e o calor de reação a volume constante 
ΔU, estão relacionado através da expressão: 
ΔU = ΔH - PΔV 
• Conceitualmente (e as vezes até numericamente) ΔH e ΔU são parecidos: ambos 
representam variações em uma função de estado de um sistema. 
• ΔU é a medida de toda a energia trocada com a vizinhança (calor e trabalho) enquanto 
ΔH é a medida apenas do calor trocado sob condições pressão constante. 
• Para reações que não realizam grandes trabalhos sobre as vizinhanças (não cause 
uma grande variação no volume) ΔU ≈ ΔH; 
o Caso contrário, os valores diferem ligeiramente. 
• Os sinais de ΔU e ΔH seguem as mesmas convenções: 
• Se ΔH > 0, significa que o fluxo de calor está na direção do sistema à medida que a 
reação ocorre e o processo é dito endotérmico e a reação absorve calor da 
vizinhança. 
• Se ΔH < 0, significa que o fluxo de calor sai do sistema a medida que a reação ocorre e 
o processo é dito exotérmico e a reação libera calor para a vizinhança. 
Diagramas de entalpia 
• A variação de entalpia medida durante uma reação química tem um único valor se o 
estado inicial (reagente) e o estado final (produtos) estiverem precisamente descritos. 
• A variação de entalpia durante uma reação química é chamado de entalpia de reação, 
ΔHrxn, expressa em kJ/mol; 
 
 reagentes⎯ →⎯ produtos
(estado inicial) (estado final)
 Ui Uf
 ΔU =Uf −Ui
 ΔU = qrxn +W
 ΔU = qV
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• Um diagrama de entalpia é uma representação gráfica da 
variação de entalpia em um processo. 
• Se os produtos são mais estáveis do que os reagentes, 
energia é liberada 
• Processo exotérmico 
o Hprod < Hreag 
o Hprod – Hreag < 0 (∆H < 0) 
• Se os reagentes são mais estáveis do que os produtos, 
energia é absorvida; 
• Processo endotérmico 
o Hprod > Hreag 
o Hprod – Hreag > 0 (∆H > 0) 
 
DEETERMINAÇÃO INDIRETA DE ΔH: LEI DE HESS 
• Uma das razões pela qual o conceito de entalpia é tão útil é que um grande número de 
calores de reação podem ser calculados a partir de um pequeno número de medidas. 
o Algumas características da variação de entalpia torna isso possível 
• ΔH é uma propriedade extensiva: A variação de entalpia é diretamente proporcional 
às quantidades das substâncias no sistema. 
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393,5 kJ 
2 C(s) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ΔH = 2(-393,5 kJ) = -787,0 kJ
 
• O sinal do ΔH muda quando invertemos o processo: Quando invertemos o sentido 
do processo, invertemos o sinal da função de estado. 
N2(g) +O2(g) → 2 NO(g) ΔH = 180,9 kJ 
2 NO(g) → N2(g) +O2(g) ΔH = -180,9 kJ 
• A determinação experimental do calor de reação ΔHrxn para muitas reações químicas é 
praticamente impossível.• Seja a reação de formação de 1 mol de NO2(g) a partir de N2(g) e O2(g): 
½N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH° = ? 
• Imagine a reação correndo em duas etapas distintas com a formação de NO(g) a a 
partir de N2(g) e O2(g) e depois a formação de NO2(g) pela reação de NO(g) com O2(g): 
somando-se as duas reações obtemos a reação global: 
½N2(g) + O2(g) → NO(g) + ½ O2 (g) ΔH° = +90.25 kJ 
NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) ΔH° = -57.07 kJ 
½N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH° = +33.18 kJ 
• Esta foi uma demonstração da Lei de Hess que estabelece, se uma reação é 
executada em uma série de etapas (mesmo que hipotéticos), o ΔHrxn para a reação 
será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais. 
• Isto é simples consequência da propriedade de uma função de 
estado da entalpia. Independente do caminho percorrido, o valor 
de ΔH terá o mesmo valor e dependerá apenas do estado inicial e 
final. 
 
1. Equações que incluem quantitativamente o calor produzido ou 
consumido durante uma reação são denominadas equações 
termoquímicas. 
2. Equações termoquímicas podem ser combinadas pois entalpia 
é uma função de estado. 
3. A variação de entalpia depende apenas dos estados inicial e 
final, independendo do processo que leva de um estado para o 
outro. 
 
 
ΔHrxn = ΔHprod∑ − ΔHreag∑ Produtos Produtos
Reagentes Reagentes
Reação
Endotérmica
Reação
Exotérmica
En
ta
lp
ia
En
ta
lp
ia
En
ta
lp
ia
[IC	
  –	
  348	
  –	
  QUÍMICA	
  GERAL	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  PROF.	
  ANTONIO	
  GERSON	
  BERNARDO	
  DA	
  CRUZ]	
   194	
  	
  
	
  
Ex: 
Como pode-se calcular a variação de entalpia para a reação: 
H2(g) + N2(g) → N2H4(g) 
A partir destas equações ? 
N2H4(g) + H2(g) → 2 NH3(g) ΔH° = -187,6 kJ 
3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) ΔH° = -92,2 kJ 
Inverta a primeira equação (o sinal de ΔH° é invertido) 
2 NH3(g) → N2H4(g) + H2(g) ΔH° = +187.6 kJ 
Some as reações (some também os ΔH°), cancele os termos iguais nos dois lados da 
equação; 
 
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO,ΔHfo: 
• A entalpia padrão de formação, ΔHof. De uma substancia é a variação de entalpia 
que ocorre na formação de um mol da substância no seu estado padrão a partir das 
formas de referencia de seus elementos em seus estados padrão. 
• A forma de referência de um elemento representa a forma mais estável em seus 
estados padrão: 
o Gás puro a 1 atm de pressão. 
o Sólido ou líquido puro na sua forma mais estável a pressão de 1 atm e 
temperatura de 25 oC. 
o Substâncias em solução com concentração de 1 mol/L. 
• O ΔH°f para um elemento puro em seu estado de referência é zero. 
• Reações de elementos em seus estados padrão para formar 1 mol de um composto 
puro. 
• Por definição deve-se formar 1 mol de produto, isto implica que os coeficientes dos 
reagentes devem ser fracionários. 
• Ex: seja a reação 
C + O → CO(g) 
• Os elementos devem estar nos seus estados padrão. 
• Existem várias formas de C sólido, mas forma mais estável do carbono é o grafite. 
• O estado padrão do oxigênio é a forma diatômica (dioxigênio). 
C(s, graphite) + O2(g) → CO(g) 
• A equação deve ser balanceada de modo que o resultado seja 1 mol do produto 
• Balanceie de modo que a lei de conservação seja respeitada sem que mude o 
coeficiente do produto 
C(s, graphite) + ½ O2(g) → CO(g) 
3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) ΔH° = -92.2 kJ
 2 NH3(g) → N2H4(g) + H2(g) ΔH° = +187.6 kJ
2 H2(g) + N2(g) → N2H4(g) (187.6-92.2)= +95.4 kJ
[IC	
  –	
  348	
  –	
  QUÍMICA	
  GERAL	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  PROF.	
  ANTONIO	
  GERSON	
  BERNARDO	
  DA	
  CRUZ]	
   195	
  	
  
	
  
• ENTALPIA PADRÃO DE REAÇÃO, ΔHORXN 
• Vimos que se os reagentes e produtos de uma reação estão em seus estados padrão, 
a variação de entalpia é a entalpia padrão de formação, ΔHof. 
• Uma das principiais aplicações da entalpia padrão de formação é na obtenção da 
entalpia padrão de reação utilizando a lei de Hess: 
2NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(l) + CO2(g) ΔHo = ? 
• a partir da lei de Hess, vê-se que quatro etapas podem ser seguidas até se obter a 
equação acima: 
2NaHCO3(s) → 2Na(s) + H2(g) + 2C(grafite) + 3O2(g) ΔHo = -2x ΔHof[Na2HCO3(s)] 
2Na(s) + C(grafite) + 3/2O2(g) → Na2CO3(s) ΔHo = ΔHof[Na2CO3(s)] 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔHo = ΔHof[H2O(l)] 
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔHo = ΔHof[CO2(g)] 
2NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(l) + CO2(g) ΔHo = ? 
ΔHo = ΔHof[Na2CO3(s)] + ΔHof[H2O(l)] + ΔHof[CO2(g)] - 2x ΔHof[Na2HCO3(s)] 
• A etapa 1 representa uma decomposição e as demais etapas são de recombinação, 
para cada etapa podemos associar uma variação de entalpia padrão de modo que: 
ΔHo = ΔHodecomposição + ΔHorecombinação 
• De uma maneira mais geral temos que: 
 
• onde X são os coeficientes estequiométricos para reagentes (R) e produtos (P); 
• Ex: calcule a entalpia padrão de combustão para o etano: 
A reação é C2H6(g) +7/2O2(g) →	
  2CO2(g) + 3H2O(l) 
• Usando os dados tabelados e a expressão acima tem-se: 
• ΔHo = {2 mols CO2 x ΔHof[CO2(g)] + 3 mols H2O x ΔHof[H2O(l)]} – {1 mol C2H6 x 
ΔHof[C2H6(g)] + 7/2 mol O2 x ΔHof[O2(g)]} 
• ={2x(-393,5 kJ/mol CO2) + 3x(-285,8 kJ/mol H2O)} – {(-84,7 kJ/mol C2H6) – 7/2x(0 
kj/mol O2)} = -787 kJ – 857,4 kJ + 84,7 kJ = -1559,7 kJ 
 
 
 	
  
 ΔH
o = XPΔHf
o(produtos)∑ − XRΔHfo(reagentes)∑
Elementos Elementos
Recombinação Recombinação
Decomposição Decomposição
Produtos
ProdutosReagentes
Reagentes
Global Global
Reação endotérmica Reação exotérmica
En
ta
lp
ia
En
ta
lp
ia