Introdução à Termoquímica

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Termoquímica
Marilena Meira
Termoquímica
• Estuda os fenômenos químicos ou físicos que 
envolvem absorção ou liberação de calor. 
• Um processo que ocorre com absorção de 
calor é denominado de endotérmico. calor é denominado de endotérmico. 
• Quando o processo ocorre com liberação de 
calor é denominado de exotérmico. 
Entalpia
• Denomina-se de entalpia ao conteúdo de 
energia de uma substância a pressão 
constante e é representado pela letra H. 
Entalpia
• Não existe nenhuma maneira de medir o 
conteúdo de entalpia de uma substância.
• É possível medir o calor liberado ou absorvido 
em uma reação em um calorímetro a pressão em uma reação em um calorímetro a pressão 
constante (qp) que é por definição igual a ∆H.
• qp = ∆H
Variação de energia interna
• O calor liberado ou absorvido em uma reação 
ou processo físico a volume constante (qv) é 
denominado variação de energia interna e é 
representado por ∆E.representado por ∆E.
qv = ∆E
Para reações que não envolvem gases:
∆E = ∆H
∆H = ∆E + ∆ngásRT
Variação de Entalpia
• ∆H = calor absorvido ou liberado no processo 
à pressão constante;
• ∆∆∆∆H = H(produtos) – H (reagentes)• ∆∆∆∆H = H(produtos) – H (reagentes)
• Processo endotérmicos: ∆H > 0;
• Processos exotérmicos: ∆H < 0;
• A variação de entalpia é proporcional à 
quantidade das substâncias envolvidas.
1C H OH + 3O � 2CO + 3H O ∆Η = -1368 KJ
Variação de entalpia
1C2H5OH + 3O2 � 2CO2 + 3H2O ∆Η = -1368 KJ
10C2H5OH + 30O2 � 20 CO2 + 30 H2O ∆H = -13680 KJ
Processo Endotérmico é qualquer processo no qual o 
calor tem que ser fornecido para o sistema a partir da 
vizinhança. A variação de entalpia é positiva.
A + B + energia � C + D
Processo endotérmico
A + B + energia � C + D
∆H = HP - HR
A + B � C + D ∆H > 0
energia + 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)
energia + H2O (s) → H2O (l)
Processo endotérmico
PRODUTOS
E
N
E
R
G
IA
REAGENTES
∆H > 0
E
N
E
R
G
IA
C(s) + H2O(g) ���� CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal
Exemplo: reação endotérmica
C(s) + H2O(g)
CO(g) + H2(g)
∆H= +31,4kcal
E
N
E
R
G
IA
Processo exotérmico
• Processo Exotérmico é qualquer processo que libera 
calor – transfere energia térmica do sistema para a 
vizinhança. A variação de entalpia é menor que zero.
A + B � C + D + energia
∆H = H - H∆H = HP - HR
A + B � C + D ∆H < 0
2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l) + energia
H2O (g) → H2O (l) + energia
REAGENTES
Processo exotérmico
E
N
E
R
G
IA
PRODUTOS
∆H < 0E
N
E
R
G
IA
Exemplo: reação exotérmica
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) ���� 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ/mol
2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)
∆H= -1368kJ/mol
H (kJ)
Entalpia padrão
• Com o objetivo de se comparar dados de 
entalpia de diferentes reações ou processos 
definiu-se um estado padrão
• Estado padrão corresponde à forma mais • Estado padrão corresponde à forma mais 
estável de uma substância na pressão de 1 
atm de pressão.
• O conteúdo de energia de uma substância no 
estado padrão é representado por H0.
Entalpia das substâncias simples no 
estado padrão
• Como não é possível medir a entalpia de uma 
substância e sim a variação de entalpia de 
uma reação foi convencionado que:
• As substâncias simples no estado padrão e • As substâncias simples no estado padrão e 
em sua forma alotrópica mais estável tem 
entalpia igual a zero. 
Entalpia das substâncias simples
• C (grafite) H = 0
• C (diamante) H ≠ 0
• O2 (gasoso) H = 0
• O (gasoso) H ≠ 0• O3 (gasoso) H ≠ 0
• S (rômbico) H = 0
• S (monoclínico) H ≠ 0
• Pn (vermelho) H = 0
• P4 (branco) H ≠ 0
Mudanças de estado
• As mudanças de estado são processos físicos 
acompanhados de variação de entalpia. 
• Por exemplo, para que o gelo passe para o 
estado líquido é necessário que absorva calor, estado líquido é necessário que absorva calor, 
sendo, portanto um processo endotérmico. 
Entalpia de fusão
• Denomina-se de entalpia de fusão ao calor 
absorvido na fusão de 1 mol da substância 
sólida.
• Exemplo:
H2O (s) � H2O (l) ∆H = 7,3 KJ
• A água líquida tem entalpia maior que o gelo.
Entalpia de solidificação
• Denomina-se entalpia de solidificação ao calor 
liberado na solidificação de 1 mol da 
substância líquida.
• Exemplo:• Exemplo:
• H2O (l) � H2O (s) ∆H = -7,3 KJ
• É o processo inverso à fusão. A entalpia de 
solidificação é numericamente igual a entalpia 
de fusão (sinais contrários)
Entalpia de vaporização
• Denomina-se entalpia de vaporização ao calor 
absorvido na vaporização de 1 mol da 
substância líquida.
• Exemplo:• Exemplo:
• H2O (l) � H2O (v) ∆H = 44 KJ
• O vapor de água tem entalpia maior que a 
água líquida.
Entalpia de liquefação
• Denomina-se de entalpia de liquefação ao 
calor liberado na liquefação de 1 mol da 
substância no estado gasoso.
• Exemplo:• Exemplo:
• H2O (g) � H2O (l) ∆H = - 44 KJ
• É o processo inverso à vaporização.
Mudanças de estado
Estado gasoso
Vapor
E
N
E
R
G
IA
Estado líquido
Estado sólido E
N
E
R
G
IA
Água
Gelo
+7,3 KJ/mol
+ 44 KJ/mol - 44 KJ/mol
-7,3 KJ/mol
Equação termoquímica
• Como a entalpia de uma substância varia de acordo 
com o estado físico, a pressão, a temperatura e a 
variedade alotrópica (para algumas substância simples) 
deve-se em uma equação termoquímica indicar:
• Variação da entalpia• Variação da entalpia
• Os números de moles das substâncias.
• Os estados físicos das substâncias participantes e a 
forma alotrópica se houver.
• A temperatura e pressão se diferentes do estado 
padrão.
A entalpia de uma reação depende do 
estado físico das substâncias
Entalpia de formação (∆Hf). 
• Denomina-se entalpia de formação ou calor 
de formação de uma substância ao calor 
liberado ou absorvido na formação de 1 mol 
desta substância a partir de substâncias desta substância a partir de substâncias 
simples no estado padrão. 
• Exemplo:
C (grafite) + O2(g) ���� CO2(g) ∆Hf = -94,1 kcal.mol
-1
Exemplo
Dados:
∆Hf
0
NaHCO3 = -947,7 KJ/mol
Na2CO3 = 1131 KJ/mol
H2O = -242 KJ/mol
CO2 = -394 KJ/mol
Combustão
• Uma combustão consiste na reação de uma 
substância com o oxigênio. 
• A substância que se queima ou entra em 
combustão é denominada de combustível e o 
oxigênio é o comburente. oxigênio é o comburente. 
• Todas as substâncias orgânicas formadas por C, H 
ou C, H e O forma dióxido de carbono e água 
através da reação de combustão com excesso de 
oxigênio. 
• As combustões são sempre reações exotérmicas. 
Entalpia de combustão
• Denomina-se de calor ou entalpia de combustão 
ao calor liberado na queima de 1 mol da 
substância no estado padrão.
• Por exemplo, a entalpia de combustão do álcool • Por exemplo, a entalpia de combustão do álcool 
etílico é igual a -1368 KJ.
1C2H5OH(l) + 3O2(g) � 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = -1368 KJ
• A entalpia de combustão do hidrogênio é -286 KJ.
H2(g) + 1/2O2(g) � H2O(l) ∆H = - 286 KJ
Entalpia de combustão
• Qual o calor liberado na queima de 1 Kg de 
álcool sabendo o seu calor de combustão é 
igual 1368 KJ/mol.
• 1C2H5OH + 3O2 � 2CO2 + 3H2O ∆H = -1368 KJ
46 g -----1368 KJ
1000 g ---- x 
x = 29739 KJ
Lei de Hess
• A entalpia de muitas reações não pode ser 
determinada em laboratório. Assim por exemplo, 
não é possível medir a entalpia de formação do 
álcool etílico, pois não é possível sintetizá-lo a 
partir de hidrogênio, carbono e oxigênio. partir de hidrogênio, carbono e oxigênio. 
• Em casos como esses faz-se uso da Lei de Hess
que diz que a variação de entalpia de uma dada 
reação é sempre a mesma esteja a reação 
ocorrendo em uma ou mais etapas.
Lei de Hess
• A entalpia de uma reação química que ocorre em 
várias etapas é a soma das entalpias de todas as 
etapas da reação. 
• Resumindo: A soma dos ∆H de todas as etapas da 
reação química, é o ∆H da reação química total . reação química, é o ∆H da reação química total . 
O ∆H de reação química só
depende dos estados inicial e
final.
Lei de Hess:
final.
∆H = Hfinal – H inicial
∆H = Hprodutos– H reagentes
Lei de Hess
Lei de Hess
• Seja por exemplo calcular a entalpia de 
formação do etanol a partir das reações 
abaixo:
C + O2 � CO2 ∆H = -394 KJ2C + 2O � 2CO ∆H = 2(-394) KJ ∆H = -788 KJ C + O2 � CO2 ∆H = -394 KJ
H2 + 1/2O2 � H2O ∆H = -286 KJ
1C2H5OH + 3O2 � 2CO2 + 3H2O ∆H = -1368 KJ
2C + 3H2 + 1/2O2 ���� C2H5OH
2C + 2O2 � 2CO2 ∆H = 2(-394) KJ ∆H = -788 KJ 
3H2 + 3/2O2 � 3H2O ∆H = 3(-286) KJ ∆H = -858 KJ 
2CO2 + 3H2O � 1C2H5OH + 3O2 ∆H = +1368 KJ
∆∆∆∆H = -278 KJ