Termoquímica 1

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Prof. Glaucio Braga Ferreira – IQ/UFF
UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE 
INSTITUTO DE QUÍMICA
Termoquímica “Lançamento da Saturno V”
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A natureza da energia
Energia cinética e energia potencial
• Energia cinética é a energia do movimento: E= ½ mv2
• Energia potencial é a energia que um objeto possui em virtude de 
sua posição. A energia potencial pode ser convertida em energia 
cinética. Por exemplo: um ciclista no topo de um morro.
• A energia potencial eletrostática, Ed = kQ1Q2/d, é a atração entre 
duas partícula com cargas contrárias, Q1 e Q2, a uma distância d
entre si. 
• A constante κ = 8,99 × 109 J m/C2.
• Se as duas partículas têm cargas opostas, Ed será a repulsão 
eletrostática entre elas.
Unidades de energia
• A unidade SI para energia é o joule, J, 1J = 1 kg.m2/s2.
• Algumas vezes utilizamos a caloria: 1 cal = 4,184 J (exatos)
• Uma caloria nutricional: 1 cal = 1.000 cal = 1 kcal
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Sistema e vizinhanças
• Sistema: é a parte do universo na qual estamos 
interessados.
• Vizinhança: é o resto do universo.
A transferência de energia: trabalho e calor
• Força é uma tração ou uma compressão exercida em um objeto.
• Trabalho é o produto da força aplicada em um objeto em uma 
distância (w = Fxd).
• Energia é o trabalho realizado para mover um objeto contra uma 
força.
• Calor é a transferência de energia entre dois objetos.
• Energia é a capacidade de realizar trabalho ou de transferir calor.
A natureza da energia
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Energia interna
• Energia interna: é a soma de toda a energia cinética e potencial de 
um sistema.
• Não se pode medir a energia interna absoluta. Para nós o 
importante é a variação de Energia interna (∆E) que é igual a 
diferença da energia final menos a inicial.
A primeira lei da termodinâmica
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Zn(s) + 2H+ →→→→ Zn+2(aq) + H2(g)
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A relação de ∆∆∆∆E a calor e a trabalho
• A energia não pode ser criada ou destruída.
• A energia (sistema + vizinhança) é constante.
• Toda energia transferida de um sistema deve ser transferida para as 
vizinhanças (e vice-versa).
• A partir da primeira lei da termodinâmica:
quando um sistema sofre qualquer mudança física ou química, 
a variação obtida em sua energia interna, ∆E, é dada pelo 
calor adicionado ou liberado pelo sistema, q, mais o trabalho 
realizado pelo ou no sistema:
∆∆∆∆E = q + w
A primeira lei da termodinâmica
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A primeira lei da termodinâmica
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A primeira lei da termodinâmica
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Processos endotérmicos e exotérmicos
• Endotérmico: absorve calor da vizinhança.
• Exotérmico: transfere calor para a vizinhança.
• Uma reação endotérmica mostra-se fria.
• Uma reação exotérmica mostra-se quente.
Termita
A primeira lei da termodinâmica
NH4SCN + Ba(OH)2.8H2O
Ba(SCN)2(aq) +2NH3(aq)+10H2O(l)
2Al(s) + Fe2O3(s)
Al2O3(s) + 2Fe(l)
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Funções de estado
• Função de estado: depende somente dos estados inicial e final do 
sistema, e não de como a energia interna é utilizada.
A primeira lei da termodinâmica
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Funções de estado
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Entalpia
• As reações químicas podem absorver ou liberar calor.
• No entanto, elas também podem provocar a realização de trabalho.
• Por exemplo, quando um gás é produzido, ele pode ser utilizado 
para empurrar um pistão, realizando, assim, trabalho.
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
• O trabalho realizado pela reação acima é denominado trabalho de 
pressão-volume (w = - P∆V). 
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• Entalpia, H: é o calor transferido entre o sistema e a vizinhança 
realizado sob pressão constante (H = E+PV).
• Entalpia é uma função de estado.
• A variação da Entalpia é dada por (∆H = ∆E+P∆V).
• Quando ∆H é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança.
• Quando ∆H é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança.
Entalpia
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Entalpias de reação
A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do ∆H
é diretamente proporcional à quantidade):
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g) ∆H = −1780 kJ
• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do ∆H:
CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) ∆H = +890 kJ
• A variação na entalpia depende do estado:
H2O(g) → H2O(l) ∆H = -88 kJ
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Capacidade calorífica e calor específico
• Calorimetria = a medição do fluxo de calor.
• Calorímetro = o instrumento que mede o fluxo de calor.
• Capacidade calorífica = a quantidade de energia necessária para 
aumentar a temperatura de um objeto (em um grau).
• Capacidade calorífica molar = a capacidade calorífica de 1 mol de 
uma substância.
• Calor específico = a capacidade calorífica específica = a 
capacidade de calor de 1 g de uma substância.
Calorimetria
Caloresp. = (qtransf.)/(gramas de subs.)x(variação de temp.)
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Calorimetria a pressão constante
Calorimetria
0,84CO2(g)0,45Fe(s)
0,82CaCO3(s)0,14Hg(l)
2,20CH4(g)0,90Al(s)
4,18H2O(l)1,04N2(g)
J/g.KComp.J/g.KComp.
q=(calor específico)x(gramas da subs.)x∆∆∆∆T
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• A reação é realizada a uma 
pressão constante da 
atmosfera.
• Utilize uma bomba 
calorimétrica.
• Normalmente estuda a 
combustão.
Bomba calorimétrica 
(calorimetria de volume constante)
Calorimetria
qr=-(Ccal)x∆∆∆∆T
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• A lei de Hess: se uma reação é executada em uma série de etapas, 
o ∆H para a reação será igual à soma das variações de entalpia para
as etapas individuais.
• Por exemplo:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = -802 kJ
2H2O(g) → 2H2O(l) ∆H = -88 kJ
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -890 kJ
Calorimetria
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Observe que: 
∆H1 = ∆H2 + ∆H3
Calorimetria
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• Se 1 mol de composto é formado a partir de seus elementos 
constituintes, a variação de entalpia para a reação é denominada 
entalpia de formação, ∆Hof .
• Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 oC (298 K). 
• A entalpia padrão, ∆Ho, é a entalpia medida quando tudo está em 
seu estado padrão.
• Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é formado a 
partir de substâncias em seus estados padrão.
• Se existe mais de um estado para uma substância sob condições 
padrão, o estado mais estável é utilizado.
• A entalpia padrão de formação da forma mais estável de um 
elemento é zero.
Entalpias de formação
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Entalpias de formação
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Utilização de entalpias de formação para 
o cálculo de entalpias de reação
• Utilizamos a lei de Hess para calcular as entalpias de uma reação a 
partir das entalpias de formação.
Entalpias de formação
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Alimentos
• Valor de combustão = a energia liberada quando 1 g de substância
é queimada.
• 1 caloria nutricional, 1 cal = 1000 cal = 1 kcal.
• A energia em nossos corpos vem de carboidratos e gorduras
(principalmente).
• Intestinos: carboidratos convertidos em glicose:
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g)+ 6H2O(l), ∆H = -2803 kJ
• As gordurasse quebram como se segue:
2C57H110O6 (s) + 163O2 (s) → 114CO2 (s) + 110H2O(l), ∆H = -75,520 kJ
• Gorduras: contêm mais energia; não são solúveis em água; 
portanto são boas para armazenagem de energia.
Alimentos e combustíveis
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Combustíveis
• Em 2000 os Estados Unidos consumiram 1,03 × 1017 kJ de 
combustível.
• A maior parte a partir do petróleo e do gás natural.
• O restante a partir de carvão, usinas nucleares e hidroelétricas.
• Os combustíveis fósseis não são renováveis.
• O valor de combustão = a energia liberada quando 1 g de subsância
é queimado.
• O hidrogênio tem grande potencial como combustível com um 
valor de combustão de 142 kJ/g. O petróleo não refinado apresenta 
um valor de combustão de 45 kJ/g 
Alimentos e combustíveis
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