Apostila de termoquimica (1)

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CURSO – FARMÁCIA III – 3° PERÍODO 
DISCIPLINA – FÍSICO-QUÍMICA 
 
 
 
 
TERMOQUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROF. UILES JESUS OLIVEIRA 
2017/1 
 
 
 
 
 
A energia é um assunto de grande importância não apenas nos meios científicos, mas 
também para a sociedade em geral. Entre as fontes energéticas mais importantes estão os 
combustíveis, substâncias que ao sofrerem combustão, liberam energia na forma de calor. 
Grande parte dos processos utilizados para obter energia provoca sérios problemas 
ambientais. No entanto, do conhecimento cada vez maior a respeito do fluxo de energia e 
dos fenômenos energéticos podem resultar novas formas de obter energia. 
A busca por fontes energéticas menos poluentes, ou até mesmo não poluentes, é 
uma das prioridades das pesquisas na área da termoquímica. 
 
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. 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. 
 
 
 
 Queima de velas e condensação da água 
 
 - Processo endotérmico: o sistema absorve calor e o ambiente se resfria. 
 
 
 Cozimento de alimentos e bolsa de gelo instantânea 
 
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 
 
3.1 - 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. 
 
3.2 - Reações exotérmicas: R → P + calor 
 
 
 
Nesse caso há liberação de calor, portanto a Hprodutos é menor do que a Hreagentes 
e ΔH é negativo. 
 
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. 
 
http://tomdaquimica.zip.net/arch2010-12 26_2011-01-01.html 
 
 
 
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. 
 
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 quantidades de 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. 
 
6. ENTALPIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
6.1. 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. 
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. 
 
6.2. 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. 
 
Exemplo: 
 
 
 
Quando uma substância simples já se encontra em seu estado-padrão, considera-se, 
por convenção, ΔHf° igual a zero. 
Entalpias padrão de formação podem ser combinadas para obter a entalpia padrão de 
qualquer reação: 
 
 
 
Exemplo 1: Considere os dados da tabela abaixo, a 25°C e 1atm. 
 
Calcule a variação de entalpia quando a base reage com o ácido para formar o 
correspondente sal. 
 
 
 
Exemplo 2 Os romanos utilizavam CaO como argamassa nas construções rochosas. O 
CaO era misturado com água, produzindo Ca(OH)2, que reagia lentamente com o CO2‚ 
atmosférico, dando calcário: 
Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(g) 
 
A partir dos dados da tabela anterior, a variação de entalpia da reação, em kJ/mol, será 
igual a: 
Exemplo 2.1 – Dada as seguintes reações abaixo, indique se as mesmas são 
endotérmicas ou exotérmicas: 
 
a. C(Grafite) + 2 H2(g) CH4(g) ΔH= - 74,4 kJ/mol 
______________________________________ 
b. H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) + 285,8 kJ/mol 
______________________________________________ 
c. HgO(S) Hg(l) + ½ O2(g) ΔH= + 90,7 kJ/mol 
______________________________________________ 
d. I2(g) + H2(g) + 53 kJ/mol 2 HI(g) 
______________________________________________ 
 
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 processoou 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 1 
C(S) + O2(g) CO2(g) ΔH= - 393,5 kJ 
É possível realizar este processo em duas etapas com suas respectivas variações de 
entalpias: 
 
C(S) + ½ O2(g) CO(g) ΔH= - 110,5 kJ 
CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) ΔH= - 283,0 kJ 
C(S) + O2(g) CO2(g) ΔH= - 393,5 kJ 
 
Exemplo 2 - Dado as seguintes reações de formação: 
½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g) ΔH°f= - 46,1 kJ/mol 
½ H2(g) + ½ Cl2(g) HCl(g) ΔH°f= - 92,3 kJ/mol 
½ N2(g) + 2 H2(g) NH4Cl(s) ΔH°f= - 314,4 kJ/mol 
Calcule o calor padrão de reação ΔH° para a seguinte reação: 
 
NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(S) 
 
Exemplo 3 - Calcule ΔH a 25 °C para a seguinte reação: 
Na2O(S) + H2O(l) 2 NaOH(S) 
 
Dado as seguintes reações de formação: 
4 Na(s) + O2(g) 2 Na2O(S) ΔH= - 831,8 kJ/mol 
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔH= - 285,8 kJ/mol 
Na(s) + ½ O2(g) + ½ H2(g) NaOH(S) ΔH= - 426,7 kJ/mol 
 
Exemplo 2.4 – Utilize os seguintes valores de ΔH: 
 
H2(g) + F2(g) 2 HF(g) ΔH = - 546 kJ/mol 
C(grafite) + 2 F2(g) CF4(g) ΔH = - 680 kJ/mol 
2 C(grafite) + 2 H2(g) C2H4(g) ΔH = + 52 kJ/mol 
 
Determine o valor de ΔH da reação termoquímica abaixo: 
 
C2H4(g) + 6 F2(g) 2 CF4(g) + 4 HF(g)