AULA TERMOQUÍMICA

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COLÉGIO NAVAL
MARINHA DO BRASIL
TERMOQUÍMICA
GM (RM2 – T) THAIS SILVA
2012
2
OBJETIVOS
Conceituar processos exotérmicos, endotérmicos 
e entalpia de um processo.
Conceituar e resolver exercícios que envolvam 
reações de formação de substâncias.
Conceituar e resolver exercícios que envolvam 
reações de combustão de substâncias.
Conceituar e resolver exercícios que envolvem 
energia de ligação.
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OBJETIVOS
Relacionar os fatores que alteram a entalpia de 
um processo.
Enunciar e aplicar a lei de Hess.
Reconhecer, equacionar e aplicar o conceito de 
Entropia e grau de desorganização de um sistema; 
prever a espontaneidade de processos termoquímicos 
usando a fórmula da energia livre de Gibbs.
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TÓPICOS
1. Introdução à Termoquímica.
2. Entalpia padrão de formação.
3. Entalpia padrão de combustão.
4. Entalpia padrão de ligação.
5. Fatores que influem nas entalpias das reações.
6. Lei de Hess.
7. Entropia e energia Livre.
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1. INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA
Termoquímica é o ramo da química que 
estuda a energia associada a uma reação química. 
O calor de Reação é o calor 'liberado' ou 
'absorvido' por uma reação e pode ser medido 
em joules ou calorias, a unidade aceita pelo SI é o 
Joule. 
Em outras palavras:
É o estudo das quantidades de calor 
liberadas ou absorvidas durantes as reações 
químicas.
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1. INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA
Para analisar as variações de energia associadas 
a reações químicas é necessário definir o sistema 
como a parte específica do universo que nos interessa. 
Sistema aberto Sistema 
fechado
Sistema isolado
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1. INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA
Sistema aberto – pode trocar massa e energia 
(normalmente na forma de calor) com o meio exterior.
Sistema fechado – permite transferência de 
energia (calor) mas não de massa. 
. 
Sistema isolado – não permite transferência 
nem de massa nem de energia. 
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COMO O CALOR PODE SER 
MEDIDO?
Calorímetro: para 
reações em meio 
aquoso.
Bomba 
calorimétrica: para 
reações de combustão.
Q = m . C . ∆TQ = m . C . ∆T
Q = quantidade de calor; C = calor específico da substância;
m = massa da substância; ∆T = variação de temperatura.
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Unidades 
Caloria (cal): quantidade de calor necessária para 
elevar em 1 ºC a temperatura de 1 g de água.
 Joule (J): trabalho exercido por uma força de 1 N 
ao longo da distância de 1 m.
1 cal = 4,18 J
1. INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA
10
1. INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA
Exotérmicas: São as que liberam calor. 
Exemplo: queima de carvão.
C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor
Endotérmicas: São as que absorvem calor.
Exemplo: decomposição do calcário.
CaCO3 + calor → CaO + CO2(g) 
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ENTALPIA (H)
Calor absorvido durante uma transformação a 
pressão constante.
O que se mede, normalmente, é a variação de 
entalpia, ∆H.
Processo Endotérmico (absorve calor): + ∆H
Processo Exotérmico (libera calor): - ∆H
A entalpia de reação, ∆H, é a diferença entre 
as entalpias dos produtos e as entalpias dos 
reagentes.
H = E + PVH = E + PV
∆H = H (produtos) – H (reagentes)∆H = H (produtos) – H (reagentes)
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PROCESSO
ENDOTÉRMICOEXOTÉRMICO
CALOR É PRODUZIDO
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) + 67,4 Kcal
ou
 Entalpia (∆H) < 0
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = - 67,4 Kcal
CALOR É PRODUZIDO
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) + 67,4 Kcal
ou
 Entalpia (∆H) < 0
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = - 67,4 Kcal
CALOR É UM REAGENTE
H2O2(l) + 200KJ → H2(g) + O2(g)
ou
Entalpia (∆H) > 0
H2O2(l) → H2(g) + O2(g) ∆H = +200KJ
CALOR É UM REAGENTE
H2O2(l) + 200KJ → H2(g) + O2(g)
ou
Entalpia (∆H) > 0
H2O2(l) → H2(g) + O2(g) ∆H = +200KJ
1. INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA
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ENDOTÉRMICOEXOTÉRMIC
O
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MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO
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EXERCÍCIOS
1. Considere os processos a seguir:
I – queima do carvão
II – fusão do gelo à temperatura de 0 ºC.
III – combustão da madeira
a) Apenas o primeiro é exotérmico.
b) Apenas o segundo é exotérmico.
c) Apenas o terceiro é exotérmico.
d) Apenas o primeiro é endotérmico.
e) Apenas o segundo é endotérmico.
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EXERCÍCIOS
2. A partir da reação seguinte, verifique qual alternativa 
justifica a passagem da água do estado líquido para o 
estado sólido.
H2O (l) → H2O (s) → ΔH = - 1,44 kcal/mol
(A) A água líquida passa a ser sólida retirando 1,44 kcal/mol 
do ambiente; trata-se, portanto, de uma reação endotérmica.
(B) A água líquida passa a ser sólida fornecendo 1,44 
kcal/mol ao ambiente; é, portanto, uma reação exotérmica.
(C) A água líquida passa a ser sólida fornecendo 1,44 
kcal/mol ao ambiente; é, portanto, uma reação endotérmica.
(D) A água líquida passa a ser sólida retirando 1,44 kcal/mol 
do ambiente; é, portanto, uma reação exotérmica.
(E) Faltam dados para se concluir a respeito do tipo de 
reação.
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3. (UEFS – BA) Considere-se a reação:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68,3 kcal
Pode-se afirmar, em relação à formação de 1 mol de 
água, que há:
a) absorção de 68,3 kcal e a reação é endotérmica.
b) absorção de 68,3 kcal e a reação é exotérmica.
c) liberação de 68,3 kcal e a reação é exotérmica.
d) liberação de 68,3 kcal e a reação é endotérmica.
e) liberação de 68,3 kcal e a reação é atérmica.
EXERCÍCIOS
18
EXERCÍCIOS
4. Ao aproximar um palito em brasa da boca de uma 
proveta que contém hidrogênio, ocorre explosão da 
mistura gasosa formada pelo hidrogênio com o oxigênio 
do ar. Esta é uma indicação de que a reação ocorrida, 
nestas condições, é:
a) Lenta e endotérmica.
b) Lenta e exotérmica.
c) Rápida e sem variação de volume.
d) Rápida e endotérmica.
e) Rápida e exotérmica.
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2. ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO 
(ΔH°f)
É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 
mol de uma substância no estado-padrão, a partir de 
substância simples.
Exemplo: Formação da Amônia 
N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ΔH°f = 
-286KJ
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2. ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO 
(ΔH°f)
Entalpia padrão
Estado físico mais estável;
Forma alotrópica mais estável; 
Forma cristalina mais estável.
Nas condições:
Temperatura = 25 oC.
Pressão = 1 atm.
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2. ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO 
(ΔH°f)
A forma alotrópica mais estável de uma 
substância é aquela que apresenta menor energia e 
a esta é atribuído valor de entalpia igual a zero (H = 0). 
Elemento
Forma 
alotrópica mais 
estável
Forma 
alotrópica 
menos estável
Oxigênio O2 O3
Carbono Cgrafite Cdiamante
Enxofre Srômbico Smonoclínico
Fósforo Pvermelho Pbranco
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2. ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO 
(ΔH°f)
Entalpia padrão de formação de algumas substâncias a 
25 ºC e 1 atm.
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5. Uma das etapas envolvidas na produção de álcool 
combustível é a fermentação. A equação que 
representa esta transformação é:
C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2
Conhecendo-se os calores de formação da glicose, do 
gás carbônico e do álcool, respectivamente, - 302, - 94 
e - 66 kcal/mol, pode-se afirmar que a fermentação 
ocorre com
a) Liberação de 18 kcal/mol.
b) Absorção de 18 kcal/mol.
c) Liberação de 142 kcal/mol..
d) Absorção de 142 kcal/mol.
e) Variação energética nula.
enzima
EXERCÍCIOS
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3. ENTALPIA PADRÃO DE COMBUSTÃO
É o calor liberado na queima de 1 mol de uma 
substância no estado-padrão. 
Exemplo: Queima do enxofre 
S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH°C = -78 KJ/mol
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REAÇÃO DE COMBUSTÃO DE 
MATÉRIA ORGÂNICA ( C, H, O)
Combustão completa do metano:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = - 802 
kJ/mol 
 (energia liberada)
Combustão incompleta do metano:CH4(g) + 3/2 O2(g) → CO(g) + 2H2O(l) ΔH = - 520 
kJ/mol
CH4(g) + O2(g) → C(s) + 2H2O(l) ΔH = - 408,5 
kJ/mol
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6. Sejam os dados a seguir:
I. Entalpia de formação da H2O(l) = -68 kcal/mol.
II. Entalpia de formação do CO2(g) = - 94 kcal/mol.
III. Entalpia de combustão do C2H5OH(l)= -327 kcal/mol.
a) 15,5 kcal/mol.
b) 3,5 kcal/mol.
c) - 28 kcal/mol.
d) - 45 kcal/mol.
e) - 65 kcal/mol.
EXERCÍCIOS
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7. (UNICAMP-SP) Um botijão de gás de cozinha 
contendo butano, foi utilizado em um fogão durante 
um certo tempo, apresentando uma diminuição de 
massa de 1,0 kg. Sabendo-se que:
 C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(g) H= -2900 kJ/mol
a) Qual a quantidade de calor que foi produzida no fogão 
devido à combustão do butano?
b) Qual o volume , a 250C e 1,0 atm, de butano 
consumido?
Dados: Volume molar de um gás ideal a 250C e 1,0 atm = 
24,5 litros.
EXERCÍCIOS
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RESOLUÇÃO
 C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(g) H= -2900 kJ/mol
a) 1 mol C4H10 = 58 g ------------- 2 900 kJ
 1000 g ------------ x = 50.000 kJ
a) 1 mol C4H10 -----58 g
 x mol C4H10------1000 g → x = 17,24 mols C4H10
1 mol --------- 24,5 litros ( 250C e 1,0 atm)
17,24 mol------x litros → x = 422, 38 litros
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EXERCÍCIOS
8. (UFSC) Dadas as variações de entalpia de 
formação para as substâncias:
 Substâncias  H0f ( kcal/mol)
 CH4(g) - 17,9
 CO2(g) - 94,0
 H2O(g) - 68,3
Calcule a entalpia de formação (em kcal/mol) da 
reação de combustão do metano:
CH4(g) + 2 O2 (g) → 1 CO2 (g) + 2 H2O(g)
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RESOLUÇÃO
CH4(g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + 2 H2O
H = Hp – Hr ou  H = Hfinal – H inicial
H = ( 1. CO2 + 2 . H2O ) – ( 1. CH4 + 2 . O2)
H = ( 1. -94,0 + 2 . -68,3) – ( 1. -17,9 + 0)
H = (- 94,0 – 136,6) + 17,9
H = - 212,7 kcal/mol → Reação exotérmica 
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4. ENTALPIA PADRÃO DE LIGAÇÃO
Energia necessária para o rompimento de um mol 
de ligações entre um dado par de átomos, no 
estado gasoso. 
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REAGENTES
 A quebra de uma ligação é um processo 
Endotérmico. 
PRODUTOS 
 A formação de uma ligação é um processo 
Exotérmico. 
∆H > 0
∆H < 0
4. ENTALPIA PADRÃO DE LIGAÇÃO
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EXERCÍCIOS
9. (UFU-MG) Dois compostos de nitrogênio, hidrazina e 
tetróxido de nitrogênio, têm larga aplicação na propulsão 
de naves espaciais. Eles, ao serem misturados, 
produzem uma violenta reação de combustão. 
Considerando que os produtos da reação são 
basicamente nitrogênio gasoso e água na fase de vapor: 
a) Escreva a equação da reação, balanceada, que 
descreve o processo.
b) Assumindo a hidrazina e o tetróxido de nitrogênio na fase 
gasosa, calcule a quantidade de energia (kcal) produzida 
na reação a partir das energias de ligação envolvidas. 
Dados: Energias de ligação em kcal mol-1 
N – N → 38 N – O → 55 N – H → 86 
O – H → 111 N = O → 97 N  N → 226
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a) 2 N2H4(g) + N2O4 (g)  3 N2(g) + 4 H2O(v)
N N
H
H
H
H
2 + N NO O
O O
3 N N + H O
H
4b)
 2 . ( 4 N- H) = 2. ( 4. 86) = +688
 2. ( N – N) = 1. ( 38 ) = + 76
 1. ( N – N) = 1.(38) = + 38
 2 .( N – O) = 2. ( 55) = + 110
 2 .( N=O) = 2. ( 97) = +194
 Hreagentes = + 1.106 kcal
 3 . ( NN) = 3.(226)= - 678
 4 . ( 2 H-O) = 4. (2. 111)= - 
888 Hprodutos = - 1566 kcal
 H = -1566 – (+ 1106) = - 406 
kcalReação exotérmica
Reagentes Produtos
RESOLUÇÃO
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PROCESSO
TERMOQUÍMICO
EXOTÉRMICO ENDOTÉRMICO
ENERGIA DE LIGAÇÃO
REAÇÃO QUÍMICA
REARRANJO DE 
ÁTOMOS
FORMAÇÃO DE LIGAÇÃO QUEBRA DE LIGAÇÃO ∆H > 0∆H < 0
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5. FATORES QUE INFLUEM NAS 
ENTALPIAS DAS REAÇÕES
Estado físico dos reagentes e dos 
produtos;
Hgasoso > Hlíquido > Hsólido 
Graficamente, teremos:
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5. FATORES QUE INFLUEM NAS 
ENTALPIAS DAS REAÇÕES
Forma alotrópica. 
A forma alotrópica de menor entalpia é a mais 
estável.
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5. FATORES QUE INFLUEM NAS 
ENTALPIAS DAS REAÇÕES
Quantidade de reagente e produtos;
Quanto maior a quantidade, maior a energia 
liberada ou absorvida; 
Temperatura e pressão.
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Convenção Importante
Substância simples, no estado padrão, tem 
entalpia igual a zero (H = 0).
Exemplos (25oC, 1 atm):
Cgrafite → H = 0
Cdiamante → H ≠ 0
O2(l) → H ≠ 0
O2(g) → H = 0
H2O(l) → H ≠ 0
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6. LEI DE HESS
A entalpia de uma reação depende apenas dos 
estados iniciais e finais da reação, não depende 
dos estados intermediários, ou seja a reação é  a 
mesma para uma ou mais etapas.  
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C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH 
= ?
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 94,05 
kcal
II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH = - 68,32 kcal
III. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = - 212,87 
kcal
C(grafite) + O2(g)  → CO2(g) ΔH = - 94,05 kcal
2H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ΔH = 2. (- 68,32) 
kcal
CO2(g) + 2 H2O(l) → CH4(g) + 2 O2(g) ΔH = + 212,87 kcal
C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = - 17,82 kcal 
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