aula 6 - termoquimica

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TERMOQUÍMICA 
Sistema e Vizinhança 
v 
sistema 
vizinhança 
fronteira 
Q 
T 
Aberto Fechado Isolado 
TERMOQUÍMICA 
• Termodinâmica: é a ciência que estuda as relações entre o 
calor e outras formas de energia 
• Termoquímica: é uma das áreas da termodinâmica, que 
estuda as quantidades de calor absorvidas ou desprendidas 
nas reações químicas 
• Calor (Q): é a energia que entra ou sai do sistema, em virtude 
da diferença de temperatura entre o sistema termodinâmico e 
as suas vizinhanças 
• Trabalho (w): é uma maneira de aumentar ou diminuir a 
energia de um sistema 
 
TERMOQUÍMICA 
• Como se mede as quantidades de calor 
envolvidas em uma reação química? 
• Como relacionar as quantidades de calor 
envolvidas em uma determinada reação com a 
quantidade de calor de outra reação química? 
CALOR DE REAÇÃO 
• É a quantidade de energia (Q) trocada pelo sistema e pela 
vizinhança, necessária para que a temperatura do sistema, 
depois da reação completa, seja a mesma que os reagentes 
no início da reação (numa dada temperatura). 
 
 Q= const x ΔT 
SISTEMA-VIZINHANÇA 
TIPO DE 
REAÇÃO 
EFEITO 
OBSERVADO 
NO SISTEMA 
RESULTADO 
NO SISTEMA 
SINAL DE Q 
Endotérmica Frasco resfria Energia 
Aumenta 
Positivo 
Exotérmica Frasco aquece Energia 
Diminui 
Negativo 
Calorimetria 
Uma caloria foi definida como a quantidade de calor necessária 
para aumentar a temperatura da água de 14,5 °C para 15,5 °C. 
Agora definida como (SI) 1cal = 4,184J 
Capacidade calorífica ou capacidade térmica de 
um sistema é a quantidade de calor necessária 
para elevar a temperatura do sistema de 1°C. 
 
 
 
 
 
 
 
C=Q/ΔT 
A capacidade calorífica (C) de corpos 
constituídos da mesma substância é 
diretamente proporcional à massa (m) de 
cada corpo. Capacidade térmica 
caracteriza o corpo e não a substância. 
(Joule por Kelvin) 
Substância Calor Específico (cal/g.°C) 
água 1,0 
álcool 0,58 
alumínio 0,22 
ar 0,24 
carbono 0,12 
chumbo 0,031 
cobre 0,094 
ferro 0,11 
gelo 0,5 
hélio 1,25 
hidrogênio 3,4 
latão 0,092 
madeira 0,42 
mercúrio 0,033 
nitrogênio 0,25 
ouro 0,032 
oxigênio 0,22 
prata 0,056 
rochas 0,21 
vidro 0,16 
zinco 0,093 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Calor_espec%C3%ADfico 
Capacidade calorífica e calor específico 
Relacionado à capacidade calorífica (J °K-1 ) de um substância 
está o seu calor específico (J kg-1 K-1) ou (cal g-1 ºC-1) ou o seu 
calor específico molar (J °C-1 mol-1) 
 
Calor específico é uma grandeza física intensiva que define a 
capacidade térmica de uma substância por unidade de massa. 
Também é chamado de capacidade térmica mássica. 
 
 
 
Quando a substância é pura como a água podemos expressar 
capacidade térmica por mol - Calor específico molar 
 
 
 
Propriedades intensiva (não depende da 
quantidade de material da amostra) 
c=Q/nΔT 
c=Q/mΔT 
Exercícios 
• Uma amostra de 1,000g de sacarose C12H22O11 é colocada em uma bomba 
calorimétrica e queimada com oxigênio. O calorímetro contém 1,200 kg de 
água e sua temperatura aumenta de 22,90 para 25,54oC. Se a capacidade 
calorífica total do calorímetro (sem água) é 1,230 kJ oC-1, qual é o calor molar 
de combustão da sacarose? cágua=75,29 J.mol
-1. oC-1 
 
 
• O∆H ̊ de combustão de ácido benzóico, HC7H5O2, é -3227kJ mol-1. Num 
experimento, 0,8624 g de ácido benzóico é colocado num calorímetro e 
queimado em oxigênio. A água no calorímetro tem uma massa de 1,046kg, e 
sua temperatura aumenta de 23,812 para 27,920 oC. Num segundo 
experimento, 0,7421g de codeína, C18H23O4N, é colocado no mesmo 
calorímetro e queimado igualmente. Desta vez, o calorímetro tem 1,089kg de 
água e sua temperatura aumenta de 24,126 para 28,102oC. 
 Usando 75,29 JoC -1mol-1 como capacidade calorífica molar da água, calcule 
(a) a capacidade calorífica do calorímetro (sem água) e (b) o calor molar de 
combustão da codeína. 
Primeira Lei da Termodinâmica 
Euniv = Esis + Eamb 
Esis = Q + W 
Esis = Q (não há 
trabalho realizado) 
Esis = W(não há 
calor transferido) 
W = -PV 
ENTALPIA, H 
Q = Esis - W 
Q = H (à pressão constante) 
Q = Esis – 0 (à volume constante) 
ENTALPIA, H 
• É uma propriedade extensiva de uma substância, que esta 
relacionada com o calor de reação (Qp), e permite calcular o 
calor absorvido ou desprendido numa reação química. 
– É uma função de estado: H = Hfinal – Hinicial 
– A pressão constante: Qp = H 
• A variação de entalpia (ΔH), corresponde ao calor liberado ou 
absorvido pelo sistema a pressão constante (QP) 
Propriedades intensiva (não depende 
da quantidade de material da 
amostra) e extensiva (depende da 
quantidade de material da amostra) 
Função de estado = não 
depende do caminho 
• A equação química abaixo representa a reação entre sódio metálico 
e água. Esta reação, feita em um béquer aberto, a 25C, e 1 atm, 
libera 367,5 kJ de energia. 
2Na(s) + 2H2O(l)  2NaOH(aq) + H2(g), H = -367,5 kJ 
2 mol de Na(s) + 2 mol de H2O(l) 
 
 
 ΔH = -367,5 kJ 
 (há desprendimento de 367,5 kJ de calor) 
 
 2 mol de NaOH(aq) + 1 mol de H2(g) 
 
 
ENTALPIA 
EQUAÇÕES 
TERMOQUÍMICAS 
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g), ∆H = -367,5 kJ 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), ∆H = -483,7 kJ (*) 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l), ∆H = -571,7 kJ 
• Duas regras importantes: 
– Quando uma equação termoquímica for multiplicada por um fator, o 
valor de H da equação será multiplicado pelo mesmo fator. 
– Quando uma equação termoquímica for invertida, o valor de H muda 
de sinal. 
H2O(g) →H2(g) + 1/2O2(g), ∆H = 241,8 kJ (*) 
 
 
LEI DE HESS 
• Afirma que se uma equação química puder ser escrita como a soma de 2 
ou mais etapas, a variação de entalpia da equação global é igual à soma 
das variações de entalpia das etapas. 
• Para entender a Lei de Hess: 
 
EXEMPLO 
• Deseja-se saber a variação de entalpia para a seguinte reação: 
2C(grafita) + O2(g) → 2CO(g) 
• A síntese é difícil de estudar devido a formação de CO(g), porém é fácil 
medir a combustão de C(graf) e CO(g): 
2C(grafita) + 2O2(g) → 2CO2(g), ∆H = -787,0 kJ 
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g), ∆H = -566,0 kJ 
• Combinando as equações, ou seja, invertendo a 2ª equação e 
combinando-a com a 1ª, temos: 
2C(grafita) + 2O2(g) → 2CO2(g), ∆H = -787,0 kJ 
2CO2 (g) → O2(g) + 2CO(g), ∆H = +566,0 kJ 
2C(grafita) + O2(g) → 2CO(g), ∆H = -221,0 kJ 
 
OUTRO EXEMPLO 
• Sabendo que, 
S(s) + O2(g) → SO2(g), ∆H = -297,0 kJ 
2SO3(g) → 2SO2(g) + O2(g), ∆H = 198,0 kJ 
• Podemos calcular a variação de entalpia para a reação: 
2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g) 
• Multiplicando a 1ª equação por 2 e invertendo a 2ª equação, temos: 
2S(s) + 2O2(g) → 2SO2(g), ∆H = -297,0 kJ x 2 = -594 kJ 
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g), ∆H = -198,0 kJ 
2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g), ∆H = -792,0 kJ 
 
 
Estanho é um metal prateado-branco, maleável, pouco 
dúctil, e tem uma estrutura altamente cristalina. Devido à 
quebra desses cristais, um estalo é ouvido quando uma 
barra é dobrada. O elemento tem duas formas 
alotrópicas: α-estanho (cinza), com uma estrutura cúbica, 
e β-estanho (prateado-branco) de estrutura tetragonal. 
 
Estanho branco tem uma, quando ele é resfriado abaixo 
de 13,2 ° C, muda lentamente do branco-prateado para o 
cinza 
Transformação alotrópica do estanho 
http://www.chatzones.co.uk/ 
Redes 
ESTADO PADRÃO 
• O estado padrão de uma substância é a fase mais estável queela 
existe, a 1 atm, em uma determinada temperatura. O estado 
padrão é indicado pelo símbolo (o). 
• Sendo assim, representa-se por Ho a variação de entalpia para 
uma reação em que reagentes e produtos estão no estado padrão. 
• Ho é a entalpia padrão da reação. 
• Ho reação = H
o(produtos) - Ho(reagentes) 
ENTALPIA PADRÃO DE 
FORMAÇÃO, Hof 
• É a variação de entalpia na formação de 1 mol de substância no seu 
estado padrão, a partir de substâncias elementares também nos 
seus estados padrões. 
 
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l), H
o
f = -285,8 kJ 
C(grafita) + O2(g) → CO2(g), H
o
f = -393,5 kJ 
C(grafita) → C(diamante), Hof = 1,9 kJ 
C(grafita) → C(grafita), Hof = 0,0 kJ 
 
 
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS, Hof (kJ mol
-1) 
Substância Hof Substância H
o
f Substância H
o
f Substância H
o
f 
Ag(s) 0 Ca(s) 0 HNO3(l) -173,2 NaHCO3(s) -947,7 
AgBr(s) -100,4 CaBr2(s) -682,8 H2SO4(l) -811,3 Na2CO3(s) -1131,0 
AgCl(s) -127,0 CaCO3(s) -1207,0 HC2H3O2(l) -487,0 NaCl(s) -411,0 
Al(s) 0 CaCl2(s) -795,0 Hg(l) 0 NaOH(s) -426,8 
Al2O3(s) -1669,8 CaO(s) -635,5 Hg(g) 60,8 Na2SO4(s) -1384,5 
C(graf) 0 Ca(OH)2(s) -986,6 I2(s) 0 O2(g) 0 
CO(g) -110,5 CaSO4.1/2H2O(s) -1432,7 K(s) 0 Pb(s) 0 
CO2(g) -393,5 CaSO4.2H2O(s) -2021,1 KCl(s) -435,9 PbO(s) -219,2 
CH4(g) -74,8 Cl2(g) 0 K2SO4(s) -1433,7 S(s) 0 
CH3Cl(g) -82,0 Fe(s) 0 N2(g) 0 SO2(g) -296,9 
CH3I(g) 14,2 Fe2O3(s) -822,2 NH3(g) -46,2 SO3(g) -395,2 
CH3OH(l) -238,6 H2O(g) -241,8 NH4Cl(s) -315,4 
CO(NH2)2(s) -333,2 H2O(l) -285,9 NO(g) 90,4 
CO(NH2)2(aq) -391,2 H2(g) 0 NO2(g) 33,8 
C2H2(g) 226,8 H2O2(l) -187,6 N2O(g) 81,6 
C2H4(g) 52,3 HBr(g) -36,0 N2O4(g) 9,7 
C2H6(g) -84,7 HCl(g) -92,3 N2O5(g) 11,0 
C2H5OH(l) -227,6 HI(g) 26,6 Na(s) 0 
EXEMPLO 3 
• Cálculo da entalpia para a reação: 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
1. Utilizando a fórmula: Horeação = H
o(produtos) - Ho(reagentes) 
Horeação = (-393,5) + 2(-241,8) – [(-74,8) + 2(0)] = -802,3 kJ 
2. Utilizando a Lei de Hess 
C(graf) + H2(g) → CH4(g), H
o
f = -74,8 kJ (inverter) 
C(grafita) + O2(g) → CO2(g), H
o
f = -393,5 kJ 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), H
o
f = -241,8 kJ (x2) 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + H2O(g), H
o
f = -802,3 kJ 
 
ENTALPIA MÉDIA DE 
LIGAÇÃO 
• Na reação abaixo, quatro ligações C-H de uma espécie gasosa 
são rompidas, pode-se atribuir a cada uma dessas ligações 
uma entalpia média de ligação, E(C-H), igual a 1663,5/4 = 
415,9 kJ mol-1. 
 
CH4(g) → C(g) + 4H(g), H
o = 1663,5 kJ 
OUTRAS VARIAÇÕES DE 
ENTALPIA 
Atomização Na(s) → Na(g), Hoat = 108,0 kJ 
Ligação 1/2Cl2(g) → Cl(g), H
o
at = 121,0 kJ 
Ionização Na(g) → Na+(g) + e-(g), Hoi = 495,0 kJ 
Afinidade eletrônica Cl(g) + e-(g) → Cl-(g), Hoae = -348,0 kJ 
Rede Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s), Hor = -787,0 kJ 
Na(s) + 1/2Cl2(g) → NaCl(s), H
o
f = -411,0 kJ 
 
 
 
e
n
ta
lp
ia
 
e
s
ta
b
ilid
a
d
e
 
+108 kJ 
+121 kJ 
+495 kJ 
-348 kJ 
-449 kJ 
-678 kJ -302 kJ 
TERMOQUÍMICA 
Energia de Rede 
Energia liberada quando um número apropriado de íons gasosos é 
reunido para formar um mol do sólido iônico correspondente, a 0 K. 
K(s) + ½ Cl2 (g) 
438 
KCl (s) 
K+(g) + e
-
(g) + ½ Cl2 (g) 
425 
122 
K+(g) + e
-
(g) + Cl (g) 
- x 
-355 
K+(g) + Cl
-
 (g) 
K(g) + ½ Cl2 (g) 
89 
Ciclo de Born-Haber para o KCl 
E
n
e
rg
ia
 (
k
J
 .
 m
o
l-1
) 
Entalpia de Rede 
 
719 (kJ . mol-1) 
 
Estrutura Cristalina Cúbica 
de Face Centrada 
30 
 Ciclo de Born-Haber: determinação da Erede. 
31 
 Exemplo 1. Construa o Ciclo de Born-Haber para o sólido iônico CaCl2, 
indicando todas as etapas. A partir dos dados contidos no quadro abaixo 
(valores do quadro são aproximados), determine o valor da energia de rede 
para esse composto. O cloro (Cl2) é um gás quando se considera o estado 
padrão. 
Espécie Química Dados (kJ mol-1) 
Ca(g) H0f = 178,20 
Ca+(g) 1ª EI = 590,00 
Ca2+(g) 2ª EI = 1145,0 
Cl(g) H0f = 121,68 
Cl‒(g) AE = ‒ 349,00 
CaCl2(s) H
0
f = ‒ 795,80 
32 
 Exemplo 2. Construa o Ciclo de Born-Haber para o sólido iônico FeI2, 
indicando todas as etapas. A partir dos dados contidos no quadro abaixo 
(valores do quadro são aproximados), determine o valor da energia de rede 
para esse composto. O iodo (I2) é um sólido quando se considera o estado 
padrão. 
Espécie Química Dados (kJ mol-1) 
Fe(g) H0f = + 416,3 
Fe+(g) 1ª EI = + 762,5 
Fe2+(g) 2ª EI = + 1562 
I2(g) H
0
f = + 62,40 
I(g) EL = + 151,1 
I‒(g) AE = ‒ 295,2 
Fel2(s) H
0
f = ‒ 113,0