Síntese sobre termoquímica e eletroquímica

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO – UEMA 
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT 
 
 
 
 
 
WÉVERTON THALLYS MATOS ALMEIDA 
 
 
 
SÍNTESE SOBRE TERMOQUÍMICA E ELETROQUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SÃO LUÍS 
2017 
 
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WÉVERTON THALLYS MATOS ALMEIDA 
 
 
 
 
 
 
 
 
SÍNTESE SOBRE TERMOQUÍMICA E ELETROQUÍMICA 
Síntese técnica apresentada 
como requisito parcial para 
obtenção da terceira nota na 
disciplina Química Geral, no 
Curso de Engenharia Civil, na 
Universidade Estadual do 
Maranhão. 
Prof. Luís Gonzaga 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SÃO LUÍS 
2017 
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RESUMO 
Nesse trabalho será abordado a síntese de 2 temas fundamentais da química: 
termoquímica e eletroquímica. Diante disso, serão apresentadas as leis, 
conceitos fundamentais, cálculos, estruturas de elementos, processos entre 
outros fatores que envolvem os temas. 
 
 
PALAVRAS-CHAVE: Termoquímica; Eletroquímica; Síntese. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO.................................................................................................5 
2. DESENVOLVIMENTO.....................................................................................6 
2.1 TERMOQUÍMICA...........................................................................................6 
2.1.1 Calor............................................................................................................6 
2.1.2 Processos endotérmicos e exotérmicos......................................................6 
2.1.3 Entalpia e variação de entalpia....................................................................6 
2.1.4 Entalpia e estados físicos............................................................................8 
2.1.5 Equações termoquímicas............................................................................8 
2.1.6 Entalpia das reações químicas....................................................................8 
2.1.7 Lei de Hess..................................................................................................9 
2.2 ELETROQUÍMICA.......................................................................................10 
2.2.1 Conceitos..................................................................................................10 
2.2.2 Pilhas........................................................................................................10 
2.2.3 Medidas dos potenciais.............................................................................10 
2.2.4 Cálculo da voltagem (∆E) das pilhas..........................................................11 
2.2.5 Eletrólise...................................................................................................11 
3. CONCLUSÃO................................................................................................14 
4. REFERÊNCIAS.............................................................................................15 
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INTRODUÇÃO 
A Termoquímica é um ramo da Físico-Química que estuda as reações químicas 
e os processos físicos que envolvem trocas de calor. Essas reações e processos 
são extremamente importantes para a vida no planeta e também são muito 
frequentes no planeta. 
Já a eletroquímica é um ramo da Química que estuda o aproveitamento das 
reações de oxirredução, em que há transferência de elétrons, para a formação 
de corrente elétrica, bem como o processo inverso: formação de energia química 
por meio da energia elétrica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.1 TERMOQUÍMICA: 
2.1.1 Calor: 
O conceito científico de calor relaciona-se com a diferença de temperatura entre 
dois sistemas. O calor é o processo de transferência de energia de um sistema, 
a uma temperatura mais alta, para outro, a uma temperatura mais baixa. Quanto 
maior a diferença de calor entre os dois sistemas, maior a quantidade de calor 
transferida. 
Quando aquecido, a quantidade de calor que um corpo pode receber depende 
da diferença de temperatura entre o corpo e a fonte de calor, do calor específico 
do material de que é feito o corpo e de sua massa. 
 
Q = m. c. ΔT 
 
É usual expressar quantidade de calor em calorias (cal). Caloria é a quantidade 
de energia necessária para elevar em 1ºC a temperatura de 1 grama (o 
equivalente a 1 mililitro) de água. 
Pode-se expressar quantidade de calor também em joule, lembrando que 1 cal 
= 4,184 J. 
 
2.1.2 Processos endotérmicos e exotérmicos: 
A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da energia com a 
matéria. Assim como na mudança de estados físicos, as transformações da 
matéria ocorrem com absorção ou liberação de energia. 
São dois os processos em que há troca de energia na forma de calor: 
- Processo exotérmico: o sistema libera calor e o ambiente é aquecido. 
 
 - Processo endotérmico: o sistema absorve calor e o ambiente se resfria. 
 
2.1.3 Entalpia e variação de entalpia: 
 
Nas reações químicas e nas transformações físicas, a quantidade de calor 
liberada ou absorvida é conhecida como calor de reação. Os calores de reação 
representam a variação de entalpia (ΔH) do sistema, quando os processos 
ocorrem à pressão constante. 
A entalpia (H) de um sistema está relacionada à sua energia interna e, na prática, 
não pode ser determinada. Entretanto consegue-se medir a variação de entalpia 
(ΔH) de um processo através de aparelhos chamados calorímetros. 
O cálculo da variação de entalpia é dado pela expressão genérica: 
 
ΔH = Hfinal – Hinicial 
Ou 
ΔH = Hprodutos - Hreagentes 
 
 
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- Reações endotérmicas: R + calor  P 
 
 
Nesse caso, há absorção de calor no processo, portanto a Hprodutos é maior do 
que a Hreagentes e ΔH é positivo. 
- Reações exotérmicas: RP + calor 
 
 
Nesse caso, há absorção de calor no processo, portanto a Hprodutos é maior do 
que a Hreagentes e ΔH é positivo. 
 
 
 
 
 
 
 
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2.1.4 Entalpia e estados físicos: 
As mudanças de estado físico de 
uma substância também envolvem 
trocas de calor. A quantidade de 
energia envolvida está relacionada 
com as modificações nas atrações 
entre as partículas da substância, ou 
seja, com as interações 
intermoleculares. 
Na fusão e na vaporização, as 
interações moleculares são reduzidas, a entalpia da substância aumenta 
caracterizando processos endotérmicos. 
Na liquefação há formação de interações moleculares do estado líquido e na 
solidificação as interações moleculares ficam mais intensas. A entalpia da 
substância diminui, caracterizando um processo exotérmico. 
 
2.1.5 Equações termoquímicas: 
Nas equações termoquímicas devem ser indicados todos os fatores que influem 
nas variações de entalpia das reações. Por isso devem ser destacados aspectos 
como o estado físico dos reagentes e dos produtos, os coeficientes 
estequiométricos, as variedades alotrópicas, a temperatura e a pressão, bem 
como o ΔH do processo. 
Exemplo: 
 
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ΔH = -394kJ (a 25°C, 1 atm) 
 
Com o intuito de fazer comparações entre processos, foi criado um referencial: 
a entalpia-padrão (ΔH°). A entalpia-padrão é utilizada quando a variação da 
entalpia da reação é determinada no estado-padrão das substâncias (forma mais 
estável, a 25°C, sob pressão de 1 atm para os gases e na concentração de 1 
mol/L em soluções). 
É importante considerar que: 
- O valor de ΔH é diretamente proporcional às quantidadesde reagentes e de 
produtos que aparecem na equação termoquímica. 
- Quando uma reação ocorre no sentido contrário ao indicado na equação 
química, se a reação direta for exotérmica, a inversa será endotérmica, e vice-
versa. 
 
2.1.6 Entalpia das reações químicas: 
 
-Entalpia de combustão 
 
A entalpia de combustão, ΔHc°, é a variação de entalpia na combustão completa 
de 1 mol de uma substância no estado-padrão. 
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Reações de combustão são aquelas em que uma substância denominada 
combustível, reage com o gás oxigênio (O2). Numa combustão completa os 
produtos da reação são somente CO2 e H2O. 
 
Exemplo: 
 
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) 
ΔH = - 212,8kcal/mol 
 
Nessas reações, ΔH é sempre negativo, ou seja, são reações exotérmicas. 
 
-Entalpia de formação 
A entalpia padrão de formação, ΔHf°, é a variação de entalpia para a formação 
de uma substância composta a partir de seus elementos constituintes na forma 
de substâncias simples no estado-padrão. 
 
-Energia de ligação: 
A energia de ligação mede o calor necessário para quebrar 1 mol de uma 
determinada ligação, supondo as substâncias no estado gasoso, a 25° e 1 atm. 
A quebra de ligações é um processo endotérmico, portanto ΔH é positivo. 
 
Exemplo: H2(g)2H(g) ΔH° = + 436KJ 
 
A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual à energia 
liberada na sua formação. 
 
2.1.7 Lei de Hess: 
A entalpia de muitas reações químicas não pode ser determinada 
experimentalmente. Assim, a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada 
a partir da entalpia de outras reações, utilizando-se a lei de Hess: 
A variação de entalpia para qualquer processo depende somente da natureza 
dos reagentes e dos produtos e independe do número de etapas do processo ou 
da maneira como é realizada a reação. 
De acordo com essa lei, é possível calcular a variação de entalpia de uma reação 
por meio da soma algébrica de equações químicas de reações que possuam ΔH 
conhecidos. 
 
Exemplo: Formação de dióxido de carbono: 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.2 ELETROQUÍMICA: 
2.2.1 Conceitos: 
-Oxidação é a perda de elétrons; 
-Redução é o ganho de elétrons; 
-Reação de oxi-redução é quando há transferência de elétrons; 
-Agente oxidante é o elemento ou substância que provoca reduções (ele próprio 
irá reduzir-se). 
-Redutor é o elemento ou substância que provoca reduções (ele próprio irá 
oxidar-se); 
 
2.2.2 Pilhas: 
Pilhas ou célula voltaicas são dispositivos que transformam energia química em 
energia elétrica por meio de um sistema apropriado e montado para aproveitar o 
fluxo de elétrons provenientes de uma reação química de oxirredução. A pilha 
de Daniell é um exemplo deste sistema. 
É formado por uma placa de zinco (“zinc”) mergulhada em uma solução de 
sulfato de zinco, e uma placa de cobre (“copper”) imersa em uma solução de 
sulfato de cobre. As duas placas (eletrodos) são conectadas por um fio metálico, 
que permite a passagem de elétrons de um eletrodo ao outro. As duas soluções 
são interligadas por uma ponte salina, um tubo de vidro recurvado que contém 
uma solução de um sal (sulfato de sódio, neste caso) e possui pedaços 
umedecidos de algodão nas extremidades. A ponte salina permite que haja o 
fluxo de íons de uma solução à outra. 
As placas metálicas descritas são os eletrodos, ânodo e cátodo, locais onde 
ocorrerão as reações de oxidação e redução, respectivamente. Somando-se as 
reações de oxidação e de redução, denominadas semirreações, obtemos a 
reação global da pilha, que é a reação de oxirredução que dá origem a corrente 
elétrica. Adicionalmente, as soluções constituem-se meios para reagentes e 
produtos das reações. 
 
 
 2.2.3 Medidas de potenciais: 
O cálculo do potencial de uma pilha é uma ferramenta que permite determinar a 
voltagem produzida por uma pilha. Ele pode ser expresso de três formas 
diferentes: 
 
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 ddp (diferença de potencial) 
 Força eletromotriz (fem) 
 ΔE (variação de potencial) 
 
Para realizar o cálculo do potencial de uma pilha, é necessário conhecer o 
potencial-padrão de redução ou de oxidação de cada um dos metais presentes 
no dispositivo. Conhecendo os potenciais, basta utilizar uma das seguintes 
expressões: 
 
1a) ΔE = Eoximaior – Eoximenor 
 Eoximaior = potencial de oxidação maior 
 Eoximenor = potencial de oxidação menor 
 
2a) ΔE = Eredmaior – Eredmenor 
 Eredmaior = potencial de redução maior 
 Eredmenor= potencial de redução menor 
 
3a) ΔE = Eoxi + Ered 
 Eoxi = potencial de oxidação 
 Ered = potencial de redução 
 
Essas expressões serão utilizadas quando o exercício fornecer as equações e 
os potenciais de redução dos metais° envolvidos. 
 
2.2.4 Calculo da voltagem (∆E) das pilhas: 
 
∆E°= E° red(maior) – E°red(menor) OU ∆E°=E°oxi(maior) – E°oxi(menor) 
O ∆E é medido na chamada condição-padrão. Nessas condições, a diferença de 
potencial da pilha será representada por AE0. 
 
 Espontaneidade de uma reação: Se o ∆E0 calculado for positivo, a reação 
será espontânea, caso contrário, se o ∆E0 for negativo, a reação não será 
espontânea. 
 
2.2.5 Eletrólise: 
Uma pilha é um sistema eletroquímico espontâneo que gera energia elétrica a 
partir de energia química. 
A eletrólise, porém, é exatamente o contrário da pilha, pois se trata de um 
processo não espontâneo que converte a energia elétrica em energia química. 
A eletrólise se dá apenas com fornecimento de energia por meio de um gerador, 
como uma pilha, por exemplo. Ela obedece o seguinte sistema: 
 
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O gerador “puxa” os elétrons do polo positivo (ânodo) da cuba eletrolítica e os 
transfere para o polo negativo (cátodo). Isso é mostrado pelas semirreações: 
1ª Semirreação: o gerador atrai os ânions A- para o polo positivo e os força a 
perder elétrons: 
A- A0 + elétron 
2ª Semirreação: o gerador faz com que os cátions C+ recebam os elétrons: 
C+ + elétron C0 
Existem dois tipos principais de eletrólise: a eletrólise ígnea e a eletrólise 
aquosa. Entenda a diferença entre elas a seguir: 
Eletrólise Ígnea: ocorre quando a passagem de corrente elétrica se dá em uma 
substância iônica liquefeita, isto é, fundida. Daí a origem do nome “ígnea”, uma 
palavra que vem do latim, ígneus, que significa inflamado, ardente. 
Esse tipo de reação é muito utilizado na indústria, principalmente para a 
produção de metais. Veja o exemplo de eletrólise do NaCl (cloreto de sódio – sal 
de cozinha), com produção do sódio metálico e do gás cloro: 
Semirreação no cátodo: Na+ + e- → Na . (2) 
Semirreação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e-____ 
Reação global: 2 Na+ + 2 Cl- → 2 Na + Cl2 
Eletrólise Aquosa: nesse caso, fazem parte os íons da substância dissolvida 
(soluto) e da água. Na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso são 
produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2). 
Note como se dá: 
Dissociação do NaCl: 2 NaCl- → 2 Na+ + 2 Cl- 
Autoionização da água: 2 H2O → 2 H+ + 2 OH- 
Semirreação no cátodo: 2 H+ + 2e- → H2 
Semirreação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e- 
Reação global: 2 NaCl- + 2 H2O → 2 Na++ 2 OH- + H2 + Cl2 
 
 
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Observe que foram formados dois cátions (Na+ e H+) e dois ânions (Cl- e OH-). 
Porém, apenas um cátion (H+) e um ânion (Cl-) sofreram as descargas do 
eletrodo, os outros íons foram apenas espectadores nessa eletrólise. 
Isso ocorre em todas as eletrólises em meio aquoso: apenas um dos cátions e 
um dos ânions são participantes. Para determinarmos quais serão os 
participantes e quais serão os espectadores, existe uma ordemde facilidade de 
descarga, conforme mostrado na lista abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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CONCLUSÃO 
Em suma, chegamos à conclusão de que a termoquímica é o ramo da química 
que estuda o calor e suas particularidades, tal como os processos de trocas. Já 
a eletroquímica estuda o processo de oxirredução, onde há transferência de 
elétrons, assim, gerando corrente elétrica. Dentre os processos descritos, 
destacamos a Pilha e a Eletrolise. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS: 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/termoquimica.htm 
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm 
http://educacao.globo.com/quimica/assunto/eletroquimica/pilhas.html 
http://www.ufjf.br/cursinho/files/2012/05/Apostila-de-Qu%C3%ADmica-III-
63.1072.pdf 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/calculo-potencial-uma-pilha.htm 
https://pt.scribd.com/document/291983328/REsumo-de-Eletroquimica 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletrolise.htm