Termoquímica: Energia em Reações Químicas

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Físico-química básica – Olímpio Silva 
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Termoquímica 
 
 
 
 
 
 
 
 
A energia é um assunto de grande importância não apenas nos 
meios científicos, mas também para a sociedade em geral. Uma das 
fontes energéticas mais importantes são os combustíveis, substâncias 
que ao queimarem liberam energia que podem ser aproveitadas para 
diversas finalidades. 
 
Calor é a energia transferida entre dois corpos ou entre diferentes partes de um mesmo corpo 
que tem temperaturas diferentes. 
Temperatura é o grau de agitação das partículas em uma substância. 
 
As reações químicas podem ser: 
 
Exotérmicas: quando a reação ocorre com liberação de calor (de exo: para fora). 
 
CALOR SAI 
REAÇÃO QUÍMICA EXOTÉRMICA 
 
Endotérmicas: quando a reação ocorre com absorção de calor (de endo: para dentro). 
 
CALOR ENTRA 
REAÇÃO QUÍMICA ENDOTÉRMICA 
 
1. Entalpia ou calor de reação 
 
Disciplina: Físico – Química Básica Professor: Olímpio da Silva 
Aluno:_______________________________________________ Turma: __________ 
Termoquímica é a parte da Química que trata das trocas de calor que acompanham as reações. 
 
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 Toda substância possui uma quantidade de energia armazenada nas suas ligações. Quando a 
energia contida nos reagentes é maior que a contida nos produtos, temos uma reação exotérmica 
pois ocorre liberação de energia. Quando a energia contida nos reagentes é menor que a contida nos 
produtos, temos uma reação endotérmica pois ocorre absorção de energia. Essa energia contida nas 
substâncias recebe o nome de entalpia (H). A variação de entalpia para uma dada reação química é 
dada por: 
 
∆H = HP - HR 
Onde: 
HP é a soma das entalpias dos produtos, 
HR é a soma das entalpias dos reagentes. 
 
Quando a reação se realiza a pressão constante o ∆H é chamado de calor de reação. Em 
Termoquímica é usual se expressar as variações de energia nas reações através de quilocalorias 
(Kcal). A quilocaloria é mil vezes o valor de uma caloria. Uma caloria corresponde a quantidade de 
calor necessária para se elevar de 14,5ºC para 15,5ºC a temperatura de 1g de água. Outra unidade 
usual em Termoquímica é o Joule (J). Uma caloria equivale a 4,18 J. 
 
 
 
Nas reações exotérmicas, ∆HR > ∆HP e por isso ∆H é negativo (∆HP - ∆HR = -). 
 
 
Nas reações endotérmicas, ∆HR < ∆HP e por isso ∆H é positivo (∆HP - ∆HR = +). 
 
 
 
1 Cal = 4,18 J 
 
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Como o valor do ∆H varia com a pressão, temperatura, variedade alotrópica e estado físico, 
estes devem vir especificados na equação termoquímica. 
 
H2(g) + ½ O2(g) —> H2O(l) ∆H= -68,3 Kcal/mol, 25ºC, 1 atm 
 
Quando uma reação termoquímica não informar os valores de temperatura e pressão, 
subentende-se que a mesma se realize a 25ºC (ou 298 K) , 1 atm e forma alotrópica e estado físico 
mais usuais do elemento ou composto. Esta condição é definida como padrão em Termoquímica. 
 
Para uma mesma substância: 
 
H sólido < H líquido < H vapor 
 
Pois devemos adicionar energia ao sistema para que as moléculas ou agregados iônicos 
possam ter alguma liberdade e passar do estado sólido para o líquido. Da mesma forma devemos 
adicionar energia ao sistema para que as moléculas ou agregados iônicos possam se afastar ainda 
mais umas das outras, indo do estado líquido para o gasoso. 
 
Entalpia ou calor padrão de formação de uma substância (∆H0f): 
 
 
 
 
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). É costumeiro se indicar entalpia em condição 
padrão por ∆H0. Assim, para as formas alotrópicas do elemento químico carbono, temos: 
 
Gás oxigênio: ∆H0 = zero (forma mais estável) 
Gás ozônio: ∆H0 > zero 
 
 
Fósforo vermelho: ∆H0 = zero (forma mais estável) 
Fósforo branco: ∆H0 > zero 
 
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Grafite: ∆H0 = zero (pois é a forma mais estável) 
Diamante: ∆H0 > zero (pois possui mais energia que a forma grafite) 
 
 
Enxofre rômbico: ∆H0 = zero (forma mais estável) 
Enxofre monoclínico: ∆H0 > zero 
 
 
Logo, calor de formação: 
 
 
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A equação abaixo representa a formação do CO2 a partir de 
suas substâncias simples mais estáveis. Como a reação se 
desenvolve sob as condições padrão, este calor pode ser chamado de 
calor padrão de formação do CO2. 
 
Cgrafite + O2(g) —> CO2(g) ∆H = -94,1 Kcal/mol 
 
 As equações abaixo representam formação do CO2 . A 
primeira a partir do carbono sob a forma de diamante, que não é a 
forma mais estável do carbono. A segunda mostra a formação do 
CO2 utilizando o CO como ponto de partida. Os calores 
desenvolvidos durante estas reações não podem ser chamados de 
calor padrão de reação de formação do CO2. 
 
Cdiamante + O2(g) —> CO2(g) ∆H = -94,5 Kcal/mol 
 
CO(g) + ½O2(g) —> CO2(g) ∆H = -67,7 Kcal/mol 
 
 Entalpia ou calor de combustão de uma substância: 
 
É a variação de entalpia ou quantidade de calor absorvido ou liberado na formação de um 
mol de uma determinada substância, a partir das substâncias simples correspondentes, todas elas 
no estado padrão, estado físico e variedade alotrópicas mais estáveis. 
 
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 É a variação de entalpia ou quantidade de calor liberado 
durante a combustão total de1 mol da substância, com todas as 
substâncias no estado padrão. 
 
 
 
 
 
 
No caso de substâncias orgânicas, considera-se combustão total 
sempre que os únicos produtos sejam CO2 e H2O. As reações de 
combustão são exotérmicas e seus valores de ∆H são sempre negativos. 
Para o etano temos: 
 
 
 
 C2H6(g) + 7/2 O2(g) —> 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = 
-373 Kcal/mol 
 
 
 
 
 
 
 
2. Energia de ligação 
 
Energia necessária para o rompimento de um mol de ligações entre um dado par de 
átomos, no estado gasoso nas condições padronizadas. 
 
Molécula de H2 (H - H) 
 
H2(g) => 2 H(g) ∆H = +102 Kcal/mol 
 
Em moléculas como O2 e N2, em que ocorre respectivamente ligação dupla e tripla. O valor 
de ∆H obtido se refere ao calor necessário para quebrar um mol de ligações duplas e triplas, 
respectivamente. Em moléculas como o CH4, que apresenta quatro ligações simples iguais, 
dividem-se o valor do calor gasto para quebrar todas as ligações de um mol de moléculas e obtém-
se o valor relativo a um mol de ligações C - H. 
 
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Exemplo 1 (UFSC) 
Dadas as variações de entalpia de formação para as substâncias: 
CH4(g) = - 17,9 Kcal/mol 
CO2(g) = - 94,0 Kcal/mol 
H2O(l) = - 68,3 Kcal/mol 
Calcule a entalpia da reação de combustão do metano. 
1 CH4(g) + 2 O2(g) => 1 CO2(g) + 2 H2O(l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Exemplo 2 São dadas as seguintes energias de ligação: 
ligação | energia (kJ/mol) 
 H - H 436, 0 
 O = O 495, 6 
 H - O463, 5 
Utilizando-se os valores fornecidos, prevê-se que a reação H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) tem ∆H, em 
kJ/mol aproximadamente igual a: 
a) - 468,1 b) - 243,2 c) - 121,6 d) +243,2 
 
 
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3. Lei de Hess 
 
A lei de Hess é também conhecida como lei dos estados final e inicial. Ela estabelece que a 
entalpia de uma reação depende somente de seus estados inicial e final, e não do caminho seguido 
pelo processo. Um exemplo clássico do funcionamento da Lei de Hess é a obtenção do CO2. 
O CO2 pode ser obtido diretamente, a partir de Cgrafite e O2(g): 
 
Cgrafite + O2(g) => CO2(g) ∆H = - 94,1 Kcal 
 
Uma outra opção seria a obtenção do CO2 a partir do CO(g): 
 
 Cgrafite + ½ O2(g) => CO(g) ∆H = - 26,4 Kcal 
 CO(g) + ½ O2(g) => CO2(g) ∆H = - 67,7 Kcal 
 ______________________________________________ 
 Cgrafite + O2(g) => CO2(g) ∆H = - 94,1 Kcal 
 
O CO(g) foi eliminado pois aparece nos dois membros. 
Saindo-se de um mesmo estado inicial e chegando-se a um mesmo estado final, 
independentemente dos caminhos seguidos pelas reações, o ∆H será sempre o mesmo. 
A Lei de Hess nos permite: 
- somar equações como se fossem equações matemáticas, visando obter a equação desejada. 
- inverter equações, e com isso, invertendo o sinal do ∆H da reação. 
- multiplicar ou dividir equações por um número diferente de zero, multiplicando ou 
dividindo também o valor do ∆H. 
- calcular a variação de entalpia de um processo a partir da somatória dos calores de 
formação de reagentes e de produtos: 
 
 ∆H = Σ ∆Hformação produtos - Σ ∆Hformação reagentes 
 
Exemplo (UF - Vale do Sapucaí - MG) 
Um indivíduo queria transformar grafita em diamante e sabia que: 
 
Cgrafita + O2(g) => CO2(g) ∆H = - 94,1 Kcal/mol 
Cdiamante + O2(g) => CO2(g) ∆H = - 94,5 Kcal/mol 
 
 
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Qual será a quantidade de calor, em Kilocalorias, necessária para a transformação de 2,4Kg de 
grafita em diamante? 
 
 
Espontaneidade dos processos 
 
Uma análise superficial dos processos exotérmicos nos faz crer que a eliminação de energia 
seja o critério que define que um dado processo é espontâneo. No entanto, existem processos 
endotérmicos que são espontâneos e um exemplo é a evaporação da água. Então a definição da 
espontaneidade ou não de um processo precisa um critério mais sofisticado. 
 
A ordenação ou desordem de um sistema acarreta um consumo de uma parte da energia 
disponível para o processo. Esta é conhecida como energia de organização e é igual a: 
 T . ∆S 
onde T é a temperatura absoluta. 
 
Então a energia útil de uma reação seria igual a: 
 
∆H - T . ∆S 
 
Então, se chamarmos a porção útil do ∆H de ∆G (energia livre de Gibbs), teremos 
 
∆G = ∆H - T . ∆S 
 
Então, segundo o novo critério: 
 
Reação espontânea libera energia livre, ∆G < 0 
 
Reação não espontânea absorve energia livre, ∆G > 0 
 
Quando ∆H - T . ∆S = zero, ∆G = zero e o processo se encontra em equilíbrio químico. 
 
 
∆∆∆∆H ∆∆∆∆S ∆∆∆∆G 
+ −−−− + (sempre) 
A entropia (S) é uma grandeza de um sistema que é relacionada com o seu grau de desordem. 
Quanto maior for esta desordem, maior será a entropia. Quando um processo ocorre com 
aumento de entropia dizemos que ∆S > 0. Quando um processo ocorre com diminuição da 
entropia dizemos que ∆S < 0. 
 
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+ −−−− (sempre) 
+ + 
+ 
−−−− 
quando ∆H > T· ∆S 
quando ∆H < T· ∆S 
−−−− −−−− 
+ 
−−−− 
quando |∆H| < |T· ∆S| 
quando |∆H| > |T· ∆S| 
 
Exemplo (UFES) 
A transformação isotérmica: 
 
N2O(g) => N2(g) + ½ O2(g) 
 
apresenta, na temperatura de 25ºC, variação de entalpia de -19,5Kcal/mol e variação de 
entropia de 18 cal/K.mol. Podemos afirmar que a variação de energia livre neste sistema garante 
que o processo é espontâneo ou não-espontâneo? 
 
 
 
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Referências 
� FELTRE, Ricardo. Química: físico-química. 6 ed. São Paulo: Moderna, 2004. 
� PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite do. Química na abordagem do 
cotidiano: físico-química. 4 ed. São Paulo: Moderna, 2006. 
� USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química - volume 2: físico-química. 12 ed. São 
Paulo Saraiva, 2009. 
 
 
Anotações