Termodinâmica: Estudo de Calor e Reações Químicas

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 COLÉGIO EDUARDO MARQUES DE OLIVEIRA 
 PROF: THIAGO MENEZES - QUÍMICA 
 
TERMOQUÍMICA 
 
I- CONCEITO: É o estudo das transferências de calor que 
ocorrem durante as transformações químicas(reações 
químicas) e algumas transformações físicas (mudanças de 
estado). 
 
II- Diferenças entre: ENERGIA-CALOR-
TEMPERATURA 
1) ENERGIA: Capacidade de realizar Trabalho. 
2) TRABALHO: É uma forma de Energia em Transito. 
3) CALOR: O Calor, por sua vez, é uma forma de energia 
que é diretamente transferida de um objeto mais quente para 
um mais frio. É uma energia em transito. 
4) TEMPERATURA DE UM CORPO: É a medida da 
energia cinética média das partículas desse corpo. 
 
III- As MEDIDAS de Calor: 
 Caloria (cal): é a quantidade de calor necessária para 
elevar de 14,5ºC para 15,5ºC a temperatura de 1g de 
H2O. 
 1000 Cal= 1Kcal (quilocaloria). 
 1Th(termia)= 106 Cal. 
 1BTU (unidade térmica Britânica)= 252 Cal. 
 1 J(Joule)= 0,239 Cal. 
 1Cal= 4,184 Joule. 
 
IV - Processos em que há troca de energia na forma 
de Calor: 
 
1º) Processos Exotérmicos: O prefixo “EXO” significa: 
para fora e Térmico= calor. Reações exotérmicas são 
aquelas que liberam ou perdem energia na forma de calor 
para o meio ambiente e transmite sensação de aquecimento. 
# Atenção: As reações de combustão (completa ou 
incompleta) ou queima liberam energia, portanto são sempre 
exotérmicas. E a mistura de cal virgem com água também. 
Ex: H2(g) + O2(g) H2O(L) ; C(S) + O2(g)  CO2(g); 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(L) + 212,8 Kcal. 
* Queima de um gás contido no botijão de gás: 
C4H10(g) + 13/2O2(g)  4CO2(g) + 5H2O(L) + ENERGIA. 
*Em nosso organismo ocorrem reações como a queima da 
glicose: C6H12O6 + 6O2 6CO2(g) + 6H2O(L) + ENERGIA. 
# Em resumo, teremos: 
A + B  C + Qkj (calor): transformação Exotérmica. 
 
 Calor 
 
 sistema ambiente 
 
 
 
 
2º) PROCESSOS ENDOTÉRMICOS: 
 
O prefixo “ENDO” significa: para dentro e Térmico=calor. 
Reações Endotérmicas absorvem ou ganham energia na 
forma de calor do meio ambiente e transmite sensação de 
Frio. Em geral não são tão evidentes. 
# Exemplos no nosso dia-a-dia: 
 A fotossíntese, 
 A dissolução do Nitrato de amônio (NH4NO3) em água: 
o recipiente frio indica que está havendo retirada de 
calor do meio ambiente; 
 Processos físicos, como: 
Fusão do gelo: H2O(S) + Energia H2O(L) , evaporação da 
água: H2O(L) + Energia H2O(V) . Neles, as mudanças de 
estado são possíveis graças ao calor retirado do ambiente. 
* C4H6(L) + 910 Kcal  4 C + 6H 
# Em resumo: A + B + Calor  C. 
 
 SISTEMA CALOR 
 
 
 AMBIENTE 
 
V- ENTALPIA (H) e Variação de Entalpia (H): 
 
Definimos aqui uma nova função termodinâmica chamada 
de Entalpia (H) (do alemão entalhen=conter ou do grego 
enthalpein: “aquecer”), cuja variação é chamada de Variação 
de entalpia: é a variação de energia medida quando uma 
reação ocorre sob pressão constante. Utiliza-se calorímetros 
para medir essa variação de energia “absorvida” ou 
“liberada” conforme o processo seja “endotérmico” ou 
“exotérmico”, respectivamente. 
1) O Cálculo da variação de entalpia é dado pela expressão: 
H= HFINAL – HINICIAL OU H= Hprodutos – Hreagentes 
 
2) O H e as reações: 
 
2.1) Variação da Entalpia nos processos Exotérmicos: 
 O sinal algébrico do H será sempre negativo H  0. 
Logo HP  HR (libera calor). 
EX.: H2(g) + 1/2O2(g) H2O(L) H= -286Kj (25ºC, 1atm). 
 
2.2) Variação da Entalpia nos processos Endotérmicos: 
 O sinal algébrico do H será sempre positivo H  0. 
Logo HP  HR (absorve calor). 
EX.: C4H6(L)  4 C + 6H H= + 910 Kj (25ºC, 1atm). 
# Atenção: 
 H2(g) + 1/2O2(g) H2O(L) H= -286Kj (25ºC, 1atm). 
 H2O(L)  H2(g) + 1/2O2(g) H= +286Kj (25ºC, 1atm). 
 
 
 
 
2 
* Concluindo, na síntese e decomposição da água – 
podemos perceber que a quantidade de energia liberada na 
síntese da água é numericamente igual à quantidade de 
energia absorvida na sua decomposição em valores 
absolutos. 
 
3) Gráficos: 
 
3.1) Processos Exotérmicos: (H x Caminho da reação). 
Seja a equação genérica: A + B  C + D + calor 
H 
 
 
HR 1H2 + ½ O2 
 
 INICIO CALOR LIBERADO = H=-285,8KJ 
 
 1H2O 
HP 
 FINAL C.R 
3.2) Processos Endotérmicos: (H x Caminho da reação). 
Seja a equação genérica: A + B+calor  C + D 
 
 1Hg + ½ O2 
HP 
 FINAL 
 
 
 CALOR ABSORVIDO= H=+90,7KJ 
 
 
 1HgO 
HR 
 INICIO 
VI - Entalpia Padrão (H0) de uma substancia: corresponde 
à sua forma mais estável, a 1 atm. 
Ex: C(grafite) : H0= 0 Kcal/mol 
 C(diamante): H0= 0,46 Kcal/mol 
 
VII - Equação Termoquímica: Vimos que, quando uma 
reação química se realiza à pressão constante, a quantidade 
de calor liberado ou absorvido é expressa pela variação da 
Entalpia do sistema. Isto é chamado usualmente de “Calor 
de reação” ou Entalpia de reação. A equação Termoquímica 
é aquela na qual se especifica a Entalpia de reação. 
Ex: H2(g) + ½ O2(g)H2O(L)H= - 68,3 Kcal/mol 
(25ºC,1atm) 
# Vale salientar que a Entalpia de reação depende de uma 
série de fatores físicos, tais como: 
 Estado físico dos reagentes e produtos da reação. 
 A pressão e a temperatura na qual se efetua a reação. 
 Presença de solvente 
 Forma alotrópica dos reagentes e produtos. 
Logo, em uma equação termoquímica, devemos indicar: 
# A variação de Entalpia: H 
# Os estados físicos de todos os participantes e, também, as 
variedades alotrópicas, caso existam; 
# A temperatura e a pressão nas quais a reação ocorreu; 
# O número de mols (n) dos elementos participantes. 
 
OBSERVAÇÕES 
 
1ª) A substancia Simples no estado-padrão (isto é, na forma 
alotrópica mais estável, no estado físico usual, a 25ºC e 1 
atm) tem Entalpia igual a zero: 
O2 : H0=0 
O3 : H0  0 
* Evidentemente, as substancias compostas terão sempre 
entalpia diferentes de zero. 
2ª) A quantidade de calor associada a uma reação é 
diretamente proporcional à quantidade, em mols, de seus 
participantes, isto é, a quantidade de calor é estequiométrica. 
Assim, se na decomposição de um mol de H2O ( 18g de 
H2O), são absorvidos 68,3Kcal e na decomposição de 2 mols 
de H2O (36g de H2O), serão absorvidos 136,6 Kcal: 
* H2O(L)  H2(g) + 1/2O2(g) H= +68,3KCal (25ºC, 1atm). 
2H2O(L)2H2(g)+O2(g)H= 2x(68,3)=136,6Kcal(25ºC, 1atm). 
 
VIII-Fatores que Influenciam a Variação de 
Entalpia: H 
 
1º) Influencia da TEMPERATURA: O Aumento da 
Temperatura ambiente provoca um Aumento da 
quantidade de calor Liberado. Vejamos: 
# a 20ºC (293K): CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(L) 
H= -210,8 Kcal (293K, 1atm) 
# a 25ºC (298K): CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(L) 
H= -212,8 Kcal (293K, 1atm) 
 
2º) Influencia do ESTADO FÍSICO: Os estados Físicos 
(Sólido, Líquido, gasoso) são obtidos por absorção ou 
liberação de calor. Observe o Esquema: 
 
(- ) ABSORVE CALOR (+) 
S L G 
(+) (-) 
 LIBERA CALOR 
EX: 
# H2O(S)  H2O(L)  H2O(G) : A H2O(S) 
absorve menos calor do que a H2O(G). 
# H2O(G) H2O(L)  H2O(S) : A H2O(G) 
Libera menos calor do que a H2O(S). 
 
 
 
 
 
 
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3ª) Influência do ESTADO ALOTRÓPICO: 
Alotropia: é o fenômeno de ocorrência de diferentes 
substancias simples constituídas por átomos do mesmo 
elemento químico. 
A Forma alotrópica mais estável tem entalpia zero. 
Formas estáveis (H0=0) 
(1atm, 298K) 
Formas instáveis: H0  0 ; 
H0 (1atm, 298K) 
Oxigênio comum: O2 Ozone: O3 
Fósforo Vermelho: Pn Fósforo branco: P4 
Carbono-grafite: Cn Carbono-diamante: Cn 
Enxofre rômbico: S8 Enxofre monoclínico: S8 
 
# ATENÇÃO: 
* C(grafita)  C(Diamante) H= +0,46 Kcal/mol (Processo 
Endotérmico). 
 
* C(Diamante)  C(grafita) H= -0,46 Kcal/mol (Processo 
Exotérmico). 
 CONCLUSÃO: A forma alotrópica de menor entalpia é 
a mais estável e abundante na natureza. A essa forma 
mais estável é atribuída a entalpia zero. 
IX- Os Diferentes Calores de Reação: 
1) Calor de Reação: é a denominação genérica da variação 
de entalpia observada em uma reação. Em função do tipo de 
reação em que foi observado, o CALOR DE REAÇÃO 
recebe uma denominação específica. 
 Reação de Combustão  Calor de combustão. 
 Reação de Neutralização  Calor de Neutralização. 
 Para simplificar o estudo, dividimos os calores 
envolvidos nas reações químicas (H) em grupos a saber: 
 
a) Calor de Fusão: é a variação de entalpia observada 
(calor absorvido) na fusão total de 1 mol da substancia, à 
pressão de 1atm: H2O(S)  H2O(L) H= +1,7 Kcal/mol 
b) Calor de Solidificação: é a variação de entalpia 
observada (calor liberado) na fusão total de 1 mol da 
substancia, à pressão de 1atm: H2O(L)  H2O(S) H= -1,7 
Kcal/mol 
 
c) Calor de vaporização: é a variação de entalpia observada 
(calor absorvido) na fusão total de 1 mol da substancia, à 
pressão de 1atm: H2O(L)  H2O(V) H= +10,5 Kcal/mol. 
 
d) Calor de Condensação: é a variação de entalpia 
observada (calor liberado) na fusão total de 1 mol da 
substancia, à pressão de 1atm: H2O(V)  H2O(L) H= - 10,5 
Kcal/mol 
 
e) Calor de Neutralização: É a variação de entalpia 
observada na neutralização de 1 mol de H+(aq) com 1 mol de 
OH- (aq) ambos em soluções diluídas. 
EX: HCl(aq)+ NaOH(aq)NaCl(aq)+H2O(L) H=-13,8 Kcal/mol 
# importante: Quando o ácido e a base são ambos fortes, a 
entalpia de neutralização é constante. Isso acontece porque 
ácidos e bases fortes são completamente dissociado; 
conseqüentemente a reação passa a ser sempre a mesma: 
H+(aq) + OH- (aq)  H2O(L) H=-13,8 Kcal/mol 
 
 A reação de Neutralização é sempre EXOTÉRMICA. 
 
f) Calor de Formação: É a variação de entalpia observada 
na formação de 1 mol de moléculas de um composto, a partir 
dos elementos em seu Estado-padrão. 
* O Estado-padrão obedece às seguintes condições: 
a) Parte de substancias Simples; 
b) Condições ambientes (25ºC, 1atm); 
c) Estado físico habitual, em condições 
ambientes; 
d) Estado alotrópico mais estável. 
# EXEMPLOS: 
1) Formação da água líquida: 
a) H2(g) + 1/2O2(g) H2O(L) Hf= -68,3Kcal/mol (25ºC, 
1atm). (Correta). 
b) 2H2(g) + O2(g)2H2O(L)H= -136,6Kcal/mol (25ºC, 1atm). 
(Não representa Calor de formação). 
2) a) C(grafita) + O2(g)  1 CO2(g) Hf= -94,1Kcal/mol (25ºC, 
1atm). (Correta). 
b) C(Diamante) + O2(g)  1 CO2(g) H= -94,5Kcal/mol (25ºC, 
1atm). (Não representa calor de formação). 
3) SO2(g) + ½ O2(g)  SO3(g) H= -23,0Kcal/mol (25ºC, 
1atm). (Não representa calor de formação). 
 
g) Calor de Combustão: É a variação de entalpia observada 
na combustão total de 1 mol da substancias, nas condições 
ambientes de 25ºC e 1atm. As substancias devem estar no 
seu estado físico habitual, nessas condições. A Combustão 
pode ser Total ou Parcial. 
# Atenção: 
 Combustão ou queima é a reação entre um combustível 
e um comburente, Liberando calor. 
 Combustível: pode ser qualquer substancia. 
 Comburente: O principal deles é o O2(g). 
# Exemplos: 
1) 1 CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(L) + 212,8 Kcal. 
HC= -212,8Kcal/mol (25ºC, 1atm). (Correta). 
2) 2CH4(g) + 4O2(g) 2 CO2(g) + 4H2O(L) + 425,6 Kcal. 
HC= -425,6Kcal/mol (25ºC, 1atm). (Não representa calor 
de combustão do gás metano, pois corresponde a combustão 
de 2mols do CH4). 
h) ENERGIA DE LIGAÇÃO: É a variação de entalpia 
verificada na quebra de um mol (6,02x1023) de uma 
determinada ligação química, supondo-se todas as 
substancias no estado gasoso, a 25ºC e 1atm. 
 
# Atenção: A quebra de ligações é um processo sempre 
Endotérmico (H0). O Afastamento entre dois átomos 
sempre absorve energia. 
# A União de dois átomos estabiliza o sistema e o processo é 
exotérmico. 
# Exemplos: 
 
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1) H – H ou H2(g)  2 H(g) H= +104,2 Kcal/mol 
2) CH4(g)  C(g) + 4H(g) H= +395,2 Kcal/mol 
* Gastamos aqui 395,2 Kcal para quebrar 4 ligações C –H; 
conseqüentemente para quebrar cada ligação C – H iremos 
gastar 395,2/4 = 98,8 Kcal por mol de ligações C – H. 
 
TABELA DE ENERGIA DE LIGAÇÃO 
 
Substancia no 
estado gasoso 
Ligação H=Kcal/mol (25ºC, 1atm). 
 
F2 F-F +36,6 
Cl2 Cl-Cl +57,8 
H2O H-O +110,6 
CH4 H-C +98,8