Termoquímica: Reações Exotérmicas e Endotérmicas

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TERMOQUÍMICA 
 
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As reações químicas como foram tratadas na frente 1 são sempre acompanhadas de trocas de 
energia, podendo apresentar diversas formas. Nessa aula vamos nos fixar na variação de calor, ou seja, 
na variação de entalpia. 
REAÇÕES EXOTÉRMICAS E ENDOTÉRMICAS: VARIAÇÃO DE ENTALPIA 
Do ponto de vista do fluxo de calor, podemos distinguir dois tipos de reação: 
1. Reações EXOTÉRMICAS: Onde existe liberação de calor pelo sistema reacional para o 
ambiente. 
Ex.: 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) 
2. Reações ENDOTÉRMICAS: Onde existe absorção de calor pelo sistema reacional do 
ambiente. 
Ex.: 
H2O(s) → H2O(l) 
Como acabamos de ver em reações exotérmicas e endotérmicas existe uma troca de calor entre 
o sistema e o meio ambiente. Esse fluxo de calor esta relacionado com uma propriedade, dos sistemas 
reativos, chamada conteúdo térmico ou ENTALPIA. Em uma reação exotérmica a entalpia dos produtos 
gerados é menor do que dos reagentes. Essa diferença é a fonte do calor gerado. No caso da reação 
exotérmica acontece o oposto e a entalpia dos produtos é maior do que a dos reagentes. Para suprir a 
falta de energia dos reagentes o sistema absorve energia do ambiente. Ou seja: 
[ ]
[ ] )(0
)(0
ivocalorpositHHH
ivocalornegatHHH
reagentesprodutos
reagentesprodutos
>−=∆
<−=∆
 
 
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Os princípios que acabamos de ver são baseados na lei de conservação da energia, ou seja, o 
fluxo de calor observado no meio ambiente é compensado pela variação da entalpia do sistema 
reacional. 
EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS 
O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma reação química é determinado em 
aparelhos chamados calorímetros. Estes variam em detalhes e são adaptados para cada tipo de reação 
que quer se medir o calor. Basicamente, no entanto, um calorímetro é constituinte de um recipiente 
com paredes adiabáticas, contendo uma massa conhecida de parede água, onde se introduz um sistema 
em reação. O recipiente é provido de um agitador e de um termômetro que mede a variação de 
temperatura ocorrida durante a reação. 
A determinação do calor liberado ou absorvido numa reação química é efetuada através da 
expressão: 
TmcQ ∆= 
Onde: 
• Q: é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação. Esta grandeza pode ser 
expressa em calorias (cal) ou em Joule (J). O sistema internacional de medidas (SI) recomenda a 
utilização do Joule, no entanto, a caloria ainda é muito utilizada. 
∆H<0 
Reagentes 
Produtos 
∆H>0 en
ta
lp
ia
 
e
n
ta
lp
ia
 
Reagentes 
Produtos 
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• m: é a massa, em gramas, do líquido presente no calorímetro. 
• c: é o calor especifico do líquido presente no calorímetro. Para a água seu valor é 
Cg
cal
o
1 
• ∆∆∆∆T: é a variação de temperatura sofrida pela massa de líquido devido a ocorrência da 
reação medida em graus Celsius. 
Para demonstrar os valores de calor absorvido ou liberados pela reação podemos: 
Para reações exotérmicas: 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l); ∆H= - 890kJ 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) + 890kJ 
Para reações endotérmicas: 
H2O(g) → H2O(l): ∆H=+40,7kJ 
H2O(g) +40,7kJ → H2O(l) 
LEIS DA TERMOQUÍMICA 
Para fazermos uso efetivo das equações termoquímicas, aplicamos 3 leis básicas da 
termoquímica: 
1. O valor de ∆H é diretamente proporcional à quantidade de reagente ou produto. 
Ex.: 1,00mol de CH4 produz 890kJ (∆H=-890kJ) 
 2,00mols de CH4 produzirão 1780kJ 
 
 
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2. O ∆H de uma reação é numericamente igual ao valor de ∆H da reação inversa, porém 
com sinal trocado. 
Ex.: 
H2O(g) → H2O(l): ∆H=+40,7kJ a 100°C 
H2O(l) → H2O(g): ∆H= – 40,7kJ a 100°C 
O calor liberado na condensação de vapor de água é a mesma quantidade de calor que 
se necessita para evaporar a mesma quantidade de água. 
3. O valor de ∆H para uma reação é o mesmo seja calculado em uma reação direta ou em 
varias etapas. Ou seja, ∆H3=∆H2 + ∆H1 
Essa relação é conhecida como Lei de Hess. 
Sn(s) + 2Cl2(g) → SnCl4(l) ∆H = -545,2kJ 
Essa reação pode ser descrita em 2 etapas: 
Etapa1: Sn(s) + Cl2(g) → SnCl2(l) ∆H1=-349,8kJ 
Etapa2: SnCl2(l) + Cl2(g) → SnCl4(l) ∆H2=-195,4kJ 
 Sn(s) + 2Cl2(g) → SnCl4(l) ∆H3=? 
O valor de ∆H3 é igual à soma dos ∆H das etapas 1 e 2: 
∆H3 = ∆H1 + ∆H2 = -195,4 + -349,8 = -545,2kJ 
 
 
 
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CALORES DE FORMAÇÃO 
O calor de formação de um composto, ∆Hf, é igual a variação de entalpia quando um mol de um 
composto é formado a partir de seus elementos básicos em suas formas mais estáveis a 25°C e 1,00 
atm. 
Ex.: 
Ag(s) + ½Cl2(g) → AgCl(s) 
∆Hf = ∆Hf,AgCl – (∆Hf,Ag + ∆Hf,Cl2) = – 127,0 = ∆Hf,AgCl – (0 + 0) ∴ ∆Hf,AgCl = – 127,0kJ 
Os calores de formação dos compostos presentes em uma reação podem ser utilizados para 
calcular o valor do ∆H desta reação. 
∆H = Σ ∆Hf,produtos – Σ ∆Hf,reagentes 
Ao aplicar esta relação devemos atentar para: 
1. Os calores (∆H) devem ser multiplicados pelo número de moles utilizados na reação. 
2. Todo elemento básico em sua forma estável tem valor de ∆H=0. 
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MEDIDA DO FLUXO DE CALOR 
Para realizarmos medidas termoquímicas acuradas, executamos as reações dentrro de aparelhos 
chamados calorímetros. Dentro deste equipamento encontra-se água ou outra substância com 
capacidade de absorção de calor conhecida. As paredes do equipamento devem ser isolantes para que o 
calor gerado pela reação seja totalmente absorvido pela água e não vaze do equipamento. 
CALORÍMETRO SIMPLES 
Um calorímetro simples bastante usado em laboratórios de química consiste em um copo de 
poliestireno parcialmente cheio de água ( massa conhecida). O copo tem uma tampa bastante 
hermética por onde passamos um termômetro e medimos a temperatura inicial da água e a final após a 
reação. O poliestireno é razoavelmente bastante isolante e a quantidade de calor perdida para o 
ambiente é desprezível. Depois de anotadas as temperaturas procedemos os seguintes cálculos: 
1. Calcule a quantidade de calor, q, absorvida pela água. 
tmcq ∆= 
Onde 
m = massa da água em gramas 
c = calor especifico (no caso da água 4,18J/(g ºC)) 
∆t = diferença da temperatura inicial e final (tfinal-tinicial) 
Se usarmos água no equipamento 
tm
Cg
jq águaágua ∆××= o18,4 
2. Calculo do ∆H para a reação, usando a relação 
∆H=-qágua 
Em uma reação em exotérmica o ∆H é negativo, portanto o valor de qágua é positivo. E para 
reação endotérmica o valor de qágua é negativo, e então, ∆H é positivo. 
 
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Exemplo1: 
Quando 0,4000g de NaOH são dissolvidos em 100,0g de água, a temperatura sobe de 25,00 a26,03ºC. Calcule o valor de ∆H. 
qágua= 4,18x100,0x(26,03-25,00) = 430J 
∆H = - qágua = -430J 
As informações obtidas em experiências como essa do exemplo podem ser utilizadas para 
escrever equações termoquímicas. 
Exemplo2: 
Usando as informações do exemplo anterior escreva a equação termoquímica para a dissolução 
de 1 mol de NaOH em água, isto é, obtenha o ∆H para a reação: 
?;)()()( 2 =∆+ →
−+ HOHNaNaOH aqaq
OH
s 
Sabemos que 0,400g de NaOH tem ∆H = -430J 
1mol de NaOH tem 40,0g 
Portanto: 
0,400g  -430J 
40,0g/mol  ∆H 
mol
kJ
mol
J
g
J
mol
g
H 43000.43
400,0
4300,40
−=−=
−×
=∆