AULA 6 - Termoquímica

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Geórgia Bechara 
Termoquímica 
É a ciência que estuda as transferências de calor 
associadas a uma reação química ou mudanças de 
estado físico de uma substância. 
 
 
CALOR DE REAÇÃO 
É o nome dado à quantidade de calor 
 liberado ou absorvido numa reação. 
TERMOQUÍMICA 
 
 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 
C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O 
Absorvem calor do meio ambiente 
Liberam calor para o meio ambiente 
Quando envolve liberação de calor, denomina-se 
 REAÇÃO EXOTÉRMICA 
 
 
 
Quando envolve absorção de calor, denomina-se 
REAÇÃO ENDOTÉRMICA 
 
Classificação das reações termoquímicas: 
Toda espécie química possui uma energia, 
que quando medida à pressão 
constante, é chamada de 
ENTALPIA (H) 
Não é possível calcular a entalpia de um sistema, e sim a 
sua variação ( ΔH ) 
ΔH = H final – H inicial 
Indica a quantidade de calor envolvida em uma 
transformação. 
(∆H) = Variação de 
entalpia 
Hreagentes = Entalpia 
dos reagentes 
(∆H) = Hprodutos - Hreagentes 
Hprodutos = Entalpia 
dos produtos 
 CALOR DE REAÇÃO (∆H) 
 
 ∆H = H Produtos – H Reagentes 
 
 
Reação Exotérmica Reação Endotérmica 
 
O calor liberado é igual a: O calor absorvido é igual a: 
 
 
 
∆H = H Produtos – H Reagentes 
 
 H Produtos < H Reagentes 
 
 
∆H < 0 
 
∆H = H Produtos – H Reagentes 
 
 H Produtos >H Reagentes 
 
 
∆H > 0 
Reação endotérmica 
Reação exotérmica 
Reação Exotérmica 
P R 
Energia 
H = HP - HR 
H < 0 
H - 
Produtos 
H < 0 
Caminho da Reação 
H 
Reagentes 
Reação Endotérmica 
Produtos 
H > 0 
Caminho da Reação 
H 
Reagentes 
R P 
Energia 
H = HP - HR 
H > 0 
H + 
O calor pode ser representado 
como parte integrante da reação 
ou 
na forma de variação de entalpia 
2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g) 
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) ΔH = + 92,2 KJ 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 92,2 KJ 
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 
É a representação de uma reação química em que está 
especificado: 
 
 
2. O estado físico de todas as substâncias. 
3. Variedade alotrópica (quando existir). 
1. Equação química ajustada 
 
4. Indicação da entalpia molar , isto é, por mol de produto formado ou 
reagente consumido. 
 
5. Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi 
medido o ∆H. 
Exemplo: ∆H° = - 342,8 kJ/mol 
Condição padrão: 25°C e 1 atm 
 
 
 ∆H° Entalpia padrão: medida à 25°C e 1 atm. 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ 
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ 
2X 2X 
Quantidades de reagente 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( s ) ∆ H = – 293 KJ 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ∆ H = – 286 KJ 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( v ) ∆H = – 243 KJ 
Estado físico dos reagentes e produtos 
H2O ( s ) 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) 
H2O ( l ) 
H2O ( v ) 
ΔH3 = – 293 KJ 
ΔH2 = – 286 KJ 
ΔH1 = – 243 KJ 
1 
2 
3 
ENTALPIA 
caminho da reação 
Hsólido < Hlíquido < Hgasoso 
A Termoquímica e os estados de agregação. 
 Quanto menor o conteúdo energético, maior é a estabilidade do composto. 
 O carbono grafite é mais estável que o carbono diamante. 
 O fósforo vermelho é mais estável que o fósforo branco. 
 O enxofre rômbico é mais estável que o enxofre monoclínico. 
Estado alotrópico 
Temperatura 
 
Ao variar a temperatura, variam a agitação das moléculas e a entalpia 
dos envolvidos na reação. 
Formas alotrópicas estáveis Formas alotrópicas menos estáveis 
O2 (oxigênio) O3 (ozônio) 
C (grafite) C (diamante) 
P4 (Fósforo branco) P4 (Fósforo vermelho) 
S8 (Rômbico) S8 (Monoclínico) 
ALOTROPIA: só ocorre com substâncias simples. 
 
Densidade do C grafite = 2,25 g/cm3. 
Densidade do Cdiamente= 3,51 g/cm3 
Densidade do fulereno= 1,25 g/cm3 
 
 
ESTADO ALOTRÓPICO 
 
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ 
C(diamante) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 395,0 KJ 
ENTALPIA 
caminho da reação 
C(grafite) + O2(g) 
C(diamante) + O2(g) 
CO2(g) 
ΔH = – 393,1 KJ 
ΔH = – 395,0 KJ 
É a equação química que indica a variação de entalpia da reação, 
os estados físicos das substâncias e as condições de 
 temperatura e pressão em que a mesma se processa. 
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ 
(25°C , 1 atm) 
Observações: 
Se a equação termoquímica 
em um sentido for endotérmica, 
no sentido contrário será exotérmica 
Quando não citamos os valores da pressão e da temperatura 
é porque correspondem as condições ambientes 
Estado padrão dos elementos e dos 
compostos químicos 
Um elemento químico ou composto se encontra no 
ESTADO PADRÃO 
quando se apresenta em seu estado físico, alotrópico ou 
cristalino mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão. 
C(grafite) O2(g) CO2(g) H2O ( l ) 
Quando a substância é SIMPLES e se encontra no estado padrão 
sua entalpia será igual a ZERO 
É a variação de entalpia envolvida na FORMAÇÃO DE 1 MOL 
da substância, a partir das substâncias simples 
correspondentes, com todas as espécies 
 no estado padrão 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ 
1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g)  NH3 (g) ΔH = – 11 kcal 
Substância 
H° 
(kJ/mol) 
Substância H° (kJ/mol) 
C (grafite) 0,0 N2O (g) +81,6 
C (diamante) +1,9 N2O3 (g) +86,6 
C4H10 (g) (butano) –125,7 S (monoclínico) +0,3 
C6H6 (l) (benzeno) +49,1 SO3 (g) –395,7 
C2H6O (l) (etanol) –277,6 Fe3O4 (s) –1.118,4 
C3H6O (l) (acetona) –248,4 
Podemos calcular a variação de entalpia de uma 
reação a partir das entalpias de formação das 
substâncias que participam da reação 
 pela fórmula: 
ΔH = H final – H inicial 
É a energia liberada na combustão completa 
de 1 mol de uma determinada substância, 
com todas as substâncias envolvidas 
na combustão, no estado padrão 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( l ) ΔH = – 68 KJ 
C(grafite) + O2 (g)  CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ 
É a variação de entalpia associada à combustão (queima) de 1 
mol de substância a 25 oC e 1 atm com excesso de oxigênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ∆H de combustão: 1 mol da substância que sofre 
combustão; negativo, pois as reações de combustão são 
exotérmicas. 
Energia fornecida para romper 1 mol de ligações entre dois 
átomos em um sistema gasoso a 25 ºC e 1 atm. 
 
 Reagentes: processo endotérmico – quebra de ligações 
 
 Produtos: processo exotérmico – formação de ligações 
∆H da reação = 
+ 
Calor absorvido na 
quebra das ligações 
presentes nos reagentes 
(H>0) 
Calor liberado na 
formação das ligações 
presentes nos produtos 
(H<0) 
H – H (g) 2 H (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol 
Exemplos... 
Exemplo 1: São dadas as seguintes energias de ligação: 
Ligação Energia (KJ/mol) 
H – Cl 
H – F 
Cl – Cl 
F – F 
431,8 
563,2 
242,6 
153,1 
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de entalpia, 
em kj, da ordem de: 
2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g) 
Ligação Energia (KJ/mol) 
a) – 584,9, sendo endotérmica. 
b) – 352,3, sendo exotérmica. 
c) – 220,9, sendo endotérmica. 
d) + 220,9, sendo exotérmica. 
e) + 352,3, sendo endotérmica. 
2 H – Cl + F – F  2 H – F + Cl – Cl 
2 X 431,8 + 1 X 153,1 
863,6 + 153,1 
+ 1016,7 
2 X 563,2 + 1 X 242,6 
1126,4 + 242,6 
– 1369 
ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj 
Exemplo 2: Com base nos valores abaixo, determine a variação de entalpia da 
reação: 
3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2 
N – H 93 kcal/mol 
H – Cl 103 kcal/mol 
N N 225 kcal/mol 
Cl – Cl 58 kcal/mol 
 
Cl – Cl 3 + 2 N – H 
H 
H 
H – Cl 6 
3 x 
174 + 558+ N N  
58 + 93 6 x 
+ 732 kcal 
103 6 x + 225 
618 + 225 
– 843 kcal 
ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal 
C(grafite) + O2 (g) CO2 (g) ΔH = – 393,5 KJ 
C(grafite) + O2 (g) 
ΔH2 = – 283,5 KJ 
caminho direto 
CO2(g) 
ΔH1 = – 110 KJ 
estado inicial estado final 
CO(g) + 1/2 O2 (g) 
estado intermediário 
 
Observe que: ΔH1 + ΔH2 = ΔH 
(– 110) + (– 283,5) = – 393,5 KJ 
Estas observações foram feitas por 
Germain Henry Hess e ficou conhecida como 
LEI DE HESS 
As reações químicas podem ocorrer em várias etapas, 
porém, verifica-se que sua variação de entalpia 
depende apenas dos estados inicial 
e final da mesma 
Exemplo 3: A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro 
dadas abaixo: 
Fe(s) + 1/2 O2(g)  FeO(s) 
 2 Fe(s) + 3/2 O2(g)  Fe2O3(s) 
ΔH = – 64 kcal 
ΔH = – 196 kcal 
Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação: 
2 FeO(s) + 1/2 O2(g)  Fe2O3(s) 
Devemos inverter e multiplicar por “ 2 ” a primeira equação 
2 FeO(s) 2 Fe(s) + O2(g) ΔH = + 128 kcal 
Devemos repetir a segunda equação Somando as duas equações, teremos: 
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 196 kcal 
2 FeO(s) + 1/2 O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 68 kcal