termoquimica 72

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Profa. Graça Porto
TERMOQUÍMICA
A QUÍMICA 
 DOS EFEITOS 
 ENERGÉTICOS.
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
OS PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS DO 
CALOR E DO TRABALHO SE APLICAM, 
NO ESTUDO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
E NAS MUDANÇAS DO ESTADO FÍSICO
DE UMA SUBSTÂNCIA.
Profa. Graça Porto
OBSERVE OS
FENÔMENOS
Profa. Graça Porto
NELES,OCORREM TRANSFORMAÇÕES
 FÍSICAS E (OU) QUÍMICAS
ENVOLVENDO VÁRIOS TIPOS DE ENERGIA, 
INCLUSIVE ENERGIA TÉRMICA. 
 Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura
 mais alta para o outro com temperatura mais baixa.
SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo 
 para estudo.
ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema
 através de reações químicas.
ENERGIA - resultado do movimento e da força
 gravitacional existentes nas partículas
 formadoras da matéria.
TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força 
 que se opõe a esse deslocamento.
CONCEITOS IMPORTANTES
Profa. Graça Porto
EM UM SISTEMA ISOLADO 
A ENERGIA É SEMPRE A MESMA, ELA SE CONSERVA;
PODE-SE DIZER ENTÃO QUE 
A ENERGIA DO UNIVERSO É CONSTANTE. 
Profa. Graça Porto
ENTALPIA
ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA
SOB PRESSÃO CONSTANTE, RESUMIDAMENTE, PODEMOS
DIZER QUE É O CONTÉUDO DE CALOR DA SUBSTÂNCIA.
ENERGIA INTERNA
ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA
SOB VOLUME CONSTANTE.
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
CALORIA é a quantidade de energia necessária
 para aumentar de 1ºC a temperatura de 1 g de água.
JOULE é a quantidade de energia necessária para 
deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso,
fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo.
1 cal = 4,18 J
1 kcal = 1000 cal
1 kJ = 1000 J
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
 EFEITOS ENERGETICOS 
 NAS REACõES QUÍMICAS
6CO 2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2
LUZ
CLOROFILA
GLICOSE
Na fotossíntese ocorre absorção de calor
Na combustão do etanol ocorre liberação de calor
ETANOL
Profa. Graça Porto
 C2H5OH + 3O2 ( 2CO2 + 3H2O 
Profa. Graça Porto
A TERMOQUÍMICA ESTUDA AS MUDANÇAS
TÉRMICAS ENVOLVIDAS NAS REAÇÕES QUÍMICAS
* quando envolve liberação de calor, denomina-se
 REAÇÃO EXOTÉRMICA.
* quando envolve absorção de calor, denomina-se
 REAÇÃO ENDOTÉRMICA.
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a representação de uma reação química em que está
especificado:
* o estado físico de todas as substâncias.
* o balanceamento da equação.
* a variação de calor da reação ( H ).
* as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja,
 temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum)
* variedade alotrópica quando existir.
Segue alguns exemplos...
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
REAÇÃO EXOTÉRMICA
 2 C
(s)
 + 3 H
2(g)
 
®
 C
2
H
6(g)
  H= – 20,2 kcal
2 C
(s)
 + 3 H
2(g)
 
®
 C
2
H
6(g)
 + 20,2 kcal
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
 Fe
3
O
4(s)
 
®
 3 Fe
(s)
 + 2 O
2(g) 
 H= + 267,0 kcal
 Fe
3
O
4(s)
 
®
 3 Fe
(s)
 + 2 O
2(g) 
 
-
 267,0 kcal
 
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
OBSERVE 
OS SINAIS
OBSERVE 
OS SINAIS
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
A + B  C + D 


HR
 HP
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto


HR
HR
 HP
 HP


Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
Não esqueça:
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
HR
HP
 
REAÇÃO EXOTÉRMICA
O SENTIDO DA SETA
SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
PARA O PRODUTO
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
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A + B  C + D + CALOR 
REAÇÃO EXOTÉRMICA
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
HP
HR
A + B +  C + D 
Hr
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
O SENTIDO DA SETA
SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
PARA O PRODUTO
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
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H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR  HP H > 0 
Se HR > HP H < 0 
Profa. Graça Porto
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H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR  HP H > 0 
Se HR > HP H < 0 
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
REAÇÃO EXOTÉRMICA
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
HR
HP
H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
H < 0
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
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HP
HR
H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
H > 0
CAMINHO DA REAÇÃO
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HP
HR
Hp
Hr
 >
 Se
H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
H > 0
REAÇÃO 
ENDOTÉRMICA
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
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* Convencionou-se entalpia zero para determinadas
 substâncias simples, em razão de não ser possível
medir o valor real da entalpia de uma substância.
* Foram escolhidas condições-padrão para
 estabelecer medidas relativas.
* Terá entalpia zero qualquer substância 
simples que se apresente nos estados 
físico e alotrópico mais comum,
 a 25ºC e 1atm de pressão.
OBS.:
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
 ENTALPIA ZERO
Hº = 0
ENTALPIA MAIOR QUE ZERO Hº ( 0
H2(g), N2(g) e etc
 O2(g)
 C(grafite)
 S(rômbico)
 P(vermelho)
---
 O3(g)
C(diamante)
 S(monoclínico)
 P(branco)
Profa. Graça Porto
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Observe a reação de formação (síntese )
de um mol de água, a 25ºC e 1 atm de pressão.
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(g)
Cálculo da entalpia de formação:
H = H(produtos) - H(reagentes)
Profa. Graça Porto
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H = H(produtos) – H(reagentes)
H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
H = HºH2O(l)
HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol 
COMO
e
ENTÃO
H = – 68,4kcal/mol 
Profa. Graça Porto
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H = H(produtos) – H(reagentes)
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(g ) H = ?
H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
H = HºH2O(l)
HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol 
H = – 68,4kcal/mol 
Profa. Graça Porto
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H = H(produtos) – H(reagentes)
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(g ) H = –68,4kcal/mol 
H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
H = HºH2O(l)
HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol 
H = – 68,4kcal/mol 
Profa. Graça Porto
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CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
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. 
Ex. 1 - Cálculo da entalpia da reação de formação do gás carbônico:
 C(grafite)+ O2(g)  CO2(g) H = ? kcal/mol
Profa. Graça Porto
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OBSERVE AS EQUAÇÕES:
 C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H = – 26,4kcal/mol
 CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g) H = – 67,6kcal/mol
Profa. Graça Porto
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EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA DAS MESMAS.
 1ª etapa: C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H1 = – 26,4kcal/mol
 2ª etapa: CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g) H2 = – 67,6kcal/mol
H = – 94,0kcal/mol
CONCLUINDO
H = H1 + H2
H = – 94,0kcal/mol
Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam.
Etapa final: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g)
Profa. Graça Porto
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1ª etapa : C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H1 = -26,4kcal/mol
2ª etapa : CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g) H2 = -67,6kcal/mol
Etapa final: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g) H = -94,0kcal/mol
Observe que o processo é puramente algébrico.
Profa. Graça Porto
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1ª etapa : C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H1 = -26,4kcal/mol
2ª etapa : CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g) H2 = -67,6kcal/mol
Etapa final: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g) H = -94,0kcal/mol
Observe que o processo é puramente algébrico.
H = H1 + H2 = -94,0kcal/mol 
Profa. Graça Porto
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Ex 2 - Dadas as equações:
 C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0kcal/mol
 H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) H2 = – 68,4kcal/mol
C(grafite)+ 2H2(g)  CH4(g) H3 = – 17,9kcal/mol
Calcular a entalpia da reação:
Profa. Graça Porto
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Resolução:
As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modo
que a sua soma resulte na equação-problema.
C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0kcal/mol
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) H2 = – 68,4kcal/mol
C(grafite)+ 2H2(g)  CH4(g) H3 = – 17,9kcal/mol
Equação-problema:
I)
II)
III)
Agora vamos identificá-las com algarismos romanos.
Profa. Graça Porto
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Agora, invertemos a equação III de modo a obter o
metano ( CH4 ) como reagente.
CH4(g)  C(grafite)+ 2H2(g) H3 = + 17,9kcal/mol
Observe a inversão de sinal do H3 
Devemos manter a equação I pois dessa forma
obteremos gás carbônico como produto.
 C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0kcal/mol
2( H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) H2 = – 68,4kcal/mol)
Multiplicar por 2 a equação II para que os coeficientes
fiquem ajustados.
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) H2 = – 136,8 kcal/mol
O H2 também é multiplicado 
Profa. Graça Porto
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Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações, 
inclusive das variações de entalpia.
CH4(g)  C(grafite)+ 2H2(g) H3 = + 17,9 kcal/mol
 C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0 kcal/mol
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) H2 = – 136,8 kcal/mol
_____________________________________________________________
Profa. Graça Porto
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CH4(g)  C(grafite)+ 2H2(g) H3 = + 17,9 kcal/mol
 C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0 kcal/mol
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) H2 = – 136,8 kcal/mol
_____________________________________________________________
Observe os cortes:
H = H1 + H2 + H3
Profa. Graça Porto
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CALORES PADRÃO DE FORMAÇÃO 
OU ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO 
O índice sobrescrito º significa estado padrão.
O índice subscrito f significa formação.
.
 É o calor desenvolvido na formação de um mol de
 determinado composto, a partir das substâncias 
simples correspondentes no estado padrão.
 Representa-se por: Hfº
Profa. Graça Porto
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REAÇÃO DE FORMAÇÃO - é aquela em que um mol de um único 
composto é formado a partir de substâncias simples no 
estado padrão.
Exs.:
C(grafite )+ O2(g)  CO2(g)
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l)
Os valores de H são pré-estabelecidos e encontrados
 em tabelas, para aqueles compostos que estejam na sua 
forma mais estável a 1 atm de pressão, ou seja,
 no estado padrão. 
1 mol

1 mol

Profa. Graça Porto
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Plan1
		
		SUBSTÂNCIA		Hº (kcal/mol)		SUBSTÂNCIA		Hº (kcal/mol)
		
		H2O(v)		-57.8		NH3(g)		-11.0
		H2O(l)		-68.4		HF(g)		-64.2
		H2O(s)		-69.8		HCl(g)		-22.1
		CO(g)		-26.4		HBr(g)		-8.7
		CO2(g)		-94.1		HI(g)		-6.2
		CH4(g)		-17.9		HNO3(l)		-41.5
		H3COH(l)		-57.0		C12H22O11(s)		-531.5
		C2H5OH(l)		-66.4		NaCl(s)		-98.5
Profa. Graça Porto
CALOR PADRÃO DE COMBUSTÃO 
OU ENTALPIA-PADRÃO DE COMBUSTÃO 
É o calor liberado na combustão total de um mol de uma 
substância em que os componentes dessa reação estão no
estado-padrão.
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) H=–68,4kcal/mol
 
 
 
C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(l) H=–325 kcal/mol
COMBUSTÃO - reação de uma substância com o oxigênio (O2) em que
ocorre liberação de energia. ( REAÇÃO EXOTÉRMICA )
Profa. Graça Porto
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O PODER CALÓRICO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS
A gasolina possui maior poder clalorífico que o álcool. 
Para cada litro de gasolina queimado são produzidos 
aproximadamente 8000 quilocalorias, enquanto para cada
 litro de álcool queimado, temos a produção de 
aproximadamente 5000 quilocalorias.
Veja a tabela de calorias de alguns alimentos, a seguir.
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
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CALOR DE DISSOLUÇÃO OU
 ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO 
É o calor desenvolvido ( liberado ou absorvido) provocado
 pela dissolução de um mol de substância, numa quantidade
 de água suficiente para se obter uma solução diluída,
 no estado padrão.
H2SO4(l) + aq  H2SO4(aq) H = – 22,9 kcal/mol 
KNO3(s) + aq  KNO3(aq) H = + 8,5 kcal/mol 
Profa. Graça Porto
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CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO OU
 ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
É o calor liberado na neutralização de um equivalente-grama
 de um ácido por um equivalente-grama de uma base, ambos 
em soluções aquosas diluídas, no estado padrão.
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) H = –13,8 kcal/eq-g 
HNO3(aq) + LiOH(aq)  LiNO3(aq) + H2O(l) H = –13,8 kcal/eq-g 
OBS.: Para ácidos e bases fortes o H será sempre o mesmo. 
Profa. Graça Porto
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A variação de entalpia de uma reação pode ser 
calculada, conhecendo-se apenas as entalpias 
de formação dos seus reagentes e produtos.
Profa. Graça Porto
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C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g) H = ? – kcal/mol
Consultando a tabela de calores de formação:
Observe a equação:
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Plan1
		
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H = H(produtos) –  H(reagentes)
H = [ 3(-94,1) + 4(-57,8)] - (-24,8 + zero)
H = [3HCO2(g)+ 4H H2O(g) ] - ( HC3H8(g)+ 5 HO2(g) ) 
H = - 488,7 kcal/mol
Profa. Graça Porto
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ENERGIA DE LIGAÇÃO
É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UM MOL DE
 LIGAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA NO ESTADO GASOSO.
EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias 110kcal.
 Para romper um de ligação H – C são necessárias 100kcal.
 Para romper um de ligação O = O são necessárias 118kcal.
.
* esses valores são tabelados
Profa. Graça Porto
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Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos:
 H2O(l)  2H(g) + O(g) H = ? kcal/mol
 
110Kcal
 110kcal 
 H2O(l)  2H(g) + O(g) H = 220 kcal/mol
 
Profa. Graça Porto
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Observe a reação em que todos os participantes estão
 no estado gasoso:
Para romper as ligações intramoleculares do metanol e do
oxigênio, serão absorvidos, para:
1 mol de O — H  +464,0 kJ + 464,0 kJ
1 mol de C — O  +330,0 kJ + 330,0 kJ
3 mols de C — H  3 (+413,0 kJ) + 1239,0 kJ 
3/2 mols de O = O  3/2 (+493,0 kJ) + 739,5 kJ
 TOTAL ABSORVIDO + 2772,5 kJ
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
Para formar as ligações intramoleculares do CO2 e da água, 
serão liberadas:
2 mols de C = O  2 (-7444,0 kJ) -1 488,0 kJ
2 mols de H — O  2 ( - 464,0 kJ) - 928,0 kJ
 TOTAL LIBERADO -2 416,0 kJ
Cômputo dos produtos:
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
H = H(reagentes)
+ H(produtos)
O cálculo final será:
H = 2 772,5kJ + (- 2 416kJ)
H = 356,5kJ
CALOR
 LIBERADO
CALOR
 ABSORVIDO
Profa. Graça Porto
Profa. Graça Porto
A quebra de ligação envolve
 absorção de calor
Processo
 endotérmico
A formação de ligação envolve
 liberação de calor
Processo 
exotérmico
H
 H
—
 H
 H
—
Profa. Graça Porto
*