Termoquímica-2019-Clebio-FQII

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28/05/2019
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Termoquímica
Cap. 5 – Química a Ciência Central
Introdução
❖ O estudo da energia e suas transformações é conhecido
como TERMODINÂMICA.
❖ Em grego: thérme (calor), dy’namis (energia).
❖ A parte da termodinâmica que estuda as relações entre
as reações químicas e as variações de energia envolvendo
calor é a chamada TERMOQUÍMICA.
❖ Se queremos entender a QUÍMICA de forma adequada,
temos que entender as variações energéticas que
acompanham as mudanças químicas.
Sistemas e Vizinhanças
❖ Em termodinâmica, um sistema é definido como o objeto
ou conjunto de objetos que estão sendo estudados.
❖ A vizinhança inclui tudo o que esteja fora do sistema,
que possa trocar energia com ele.
sistema
vizinhança
contorno
❖ P.E.: Se estamos estudando
o calor liberado em uma reação
química, o sistema pode ser
definido como sendo o frasco
da reação e seu conteúdo.
❖ A vizinhança seria o ar na
sala e qualquer outra coisa em
contato com o frasco.
Sistema
Vizinhança
Sistemas e Vizinhanças Energia
❖ O que é energia?
“Energia é resultado da 
realização de trabalho ou 
transferência de calor”
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Trabalho e Calor
❖ Trabalho é o procedimento utilizado para fazer com que
um objeto se mova contra uma força.
❖ Calor é a energia utilizada para provocar um aumento na
temperatura de um objeto.
1ª Lei da Termodinâmica
❖ Uma das mais importantes observações da ciência
afirma: A ENERGIA NÃO PODE SER CRIADA NEM
DESTRUÍDA.
❖ Ou seja, a ENERGIA É CONSERVADA.
❖ Essas afirmações resumem a chamada 1ª LEI DA
TERMODINÂMICA.
❖ Qualquer energia perdida pelo sistema deve ser
aproveitada pela vizinhança e vice-versa.
1ª Lei da Termodinâmica
❖ Generalizando, quando um sistema sofre qualquer
mudança química ou física, a variação obtida em sua
energia interna, E, é dada pelo calor, q, adicionado
ou liberado do sistema, mais o trabalho realizado, w,
pelo ou no sistema.
E = q + w
Energia interna
1ª Lei da Termodinâmica
❖ ENERGIA INTERNA E
❖ Para um dado sistema, a energia interna inclui os
deslocamentos dos átomos e moléculas no espaço, suas
rotações, deformações e vibrações internas.
❖ Inclui as energias do núcleo de cada átomo e dos
elétrons constituintes.
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1ª Lei da Termodinâmica
❖ Portanto, o que é importante é o E (delta E), ou seja, a
variação da energia interna que acompanha uma mudança
no sistema.
❖ O E é uma grandeza termodinâmica que possui 3 partes:
um número e uma unidade que justas informam a magnitude
da mudança, e um sinal que o informa o sentido.
1ª Lei da Termodinâmica
❖ Um valor positivo para E ocorre quando Efinal > Einicial ,
indicando que o sistema ganhou energia de sua vizinhança.
❖ Um valor negativo para E ocorre quando Efinal < Einicial,
indicando que o sistema perdeu energia para sua vizinhança.
E = Efinal - Einicial
sistema
vizinhança
1ª Lei da Termodinâmica
❖ Quando calor é adicionado ao
sistema ou trabalho é realizado
por ele, E aumenta.
❖ Quando calor é transferido da
vizinhança para o sistema, q tem
valor positivo.
❖ Quando trabalho é realizado
no sistema pela vizinhança, w tem
valor positivo.
1ª Lei da Termodinâmica
❖ Processo endotérmico: ocorre com absorção de calor
pelo sistema. (Endo = para dentro)
❖ P.E.: fusão do gelo
Nesse processo o calor flui da
vizinhança para dentro do sistema.
❖ Se nós como partes da vizinhança,
tocarmos o recipiente no qual o gelo
está derretendo, ele nos passa a
sensação de frio porque o calor passou
de nossas mão para o recipiente.
1ª Lei da Termodinâmica
❖ Processo exotérmico: ocorre com emissão de calor pelo
sistema. (Exo = para fora).
❖ Durante um processo exotérmico o calor flui do
sistema em direção à sua vizinhança.
❖ P.E.: A reação da termita
❖ A reação do alumínio em pó com Fe2O3 é altamente exotérmica.
❖ A reação ocorre violentamente para formar o Al2O3 e ferro
fundido.
H2SO4
2 Al(s) + Fe2O3 (s) Al2O3 + 2 Fe(s)
Reação da Termita 
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Reação da Termita Reação da Termita
Entalpia
❖ A função termodinâmica chamada entalpia (do grego
enthalpien = aquecer) mede o fluxo de calor nas mudanças
químicas que ocorrem a pressão constante quando é
realizado trabalho Pressão x Volume.
❖ A entalpia é uma função de estado pois a energia interna
e a pressão e o volume também são.
Entalpia
H = qp
❖ O qp significa calor a pressão constante.
❖ A variação de entalpia é, portanto, o calor obtido ou
dispendido à pressão constante.
❖ Como qp é algo que podemos medir ou calcular
rapidamente e uma vez que a maioria das reações químicas
de interesse ocorrem à pressão constante, a entalpia é uma
função termodinâmica mais útil do que a energia interna.
Entalpia
❖ Quando H é positivo, ou seja, qp é positivo, o sistema
ganhou calor da vizinhança, caracterizando um processo
endotérmico.
❖ Quando H é negativo, o sistema liberou calor para a
vizinhança, caracterizando um processo exotérmico.
Entalpias de Reação
❖ Como H = Hfinal - Hinicial , a variação de entalpia de
uma reação química é dada pela entalpia dos produtos menos
a entalpia dos reagentes.
❖ A variação de entalpia que acompanha uma reação é
também chamada de calor de reação podendo ser algumas
vezes escritas como Hr.
H = H (produtos) - H (reagentes)
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Entalpias de Reação
❖ A combustão do hidrogênio se dá da seguinte forma:
2H2(g) + O2(g) → 2 H2O H = - 483,6 kJ
❖ Quando a reação é controlada para que 2 mols de H2(g) se
queime para formar 2 mols de H2O, à pressão constante, os
sistema libera 483,6 kJ de calor.
❖ O H é negativo, portanto essa reação é exotérmica.
❖ A reação do hidrogênio com oxigênio é altamente
exotérmica e ocorre rapidamente depois de iniciada.
Entalpias de Reação
❖ Outro exemplo da reação
violenta e explosiva do hidrogênio
com oxigênio foi a explosão do
dirigível alemão Hindenburg em
1937.
❖ Essa tragédia levou à
interrupção do uso de hidrogênio
como gás flutuante.
❖ Os dirigíveis passaram usar o
gás hélio, que não é inflamável.
Entalpias de Reação
Foto tirada apenas 32
segundos depois da
primeira explosão.
Desastre de Hindenburg
Calorimetria
❖ O calor transferido em processo químico ou físico é medido
por meio da técnica experimental chamada calorimetria.
❖ O valor de H pode ser determinado experimentalmente pela
medida do fluxo de calor que acompanha uma reação à
pressão constante.
Calorimetria
❖ Quando o calor fui para dentro ou para fora de uma
substância, a temperatura da substância varia.
❖ Experimentalmente, pode-se então determinar o fluxo de
calor associado a uma reação química medindo a variação
de temperatura produzida.
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Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
❖ A variação de temperatura ocorrida em um objeto quando
ele absorve certa quantidade de energia é determinada por
sua capacidade calorífica.
❖ A capacidade calorífica de um objeto é a quantidade
de calor necessária para aumentar sua temperatura em
1K (ou 1ºC).
❖ Quanto maior a capacidade calorífica , maior o calor
necessário para produzir determinado aumento de
temperatura.
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
❖ A capacidade calorífica para 1 mol de substâncias é
chamada de capacidade calorífica molar.
❖ A capacidade calorífica de 1g de
substância é chamada capacidade
calorífica específica ou simplesmente
calor específico.
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
❖ O calor específico de uma substância pode ser determinado
experimentalmente medindo-se a variação de temperatura,
T, que uma massa, m, da substância sofre ao ganhar ou
perder uma certa quantidade específica de calor, q.
𝑪𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒆𝒔𝒑𝒆𝒄í𝒇𝒊𝒄𝒐 = 
(𝒒𝒖𝒂𝒏𝒕𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒅𝒆 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒕𝒓𝒂𝒏𝒔𝒇𝒆𝒓𝒊𝒅𝒐)
 𝒈𝒓𝒂𝒎𝒂𝒔 𝒅𝒂 𝒔𝒖𝒃𝒔𝒕â𝒏𝒄𝒊𝒂 𝐱 (𝒗𝒂𝒓𝒊𝒂çã𝒐 𝒅𝒂 𝒕𝒆𝒎𝒑𝒆𝒓𝒕𝒖𝒓𝒂)
 
𝑪𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒆𝒔𝒑𝒆𝒄í𝒇𝒊𝒄𝒐 = 
𝒒
𝒎 𝒙 𝑻
 
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
❖ Os calores específicos de várias substâncias são mostrados
na tabela abaixo.
❖ Podemos observar que ocalor específico da água é maior de
todos.
Capacidade Calorífica e 
Calor Específico
❖ Podemos calcular a quantidade de calor que uma substância
ganhou ou perdeu utilizando seu calor específico junto com
sua massa medida e a variação de temperatura.
q = (calor específico) x (massa da substância) x T
Calorimetria a pressão 
constante
❖ Para muitas reações é fácil
controlar a pressão para que H seja
medido diretamente. (H = qp )
❖ Um calorímetro bem simples, feito
com isopor (adiabático) é muito
utilizado para ilustrar os princípios da
calorimetria.
❖ A reação ocorre sob pressão
constante da atmosfera.
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Calorimetria a pressão 
constante
❖ Se considerarmos que o calorímetro
evita perfeitamente o ganho ou perda
de calor produzido da solução para sua
vizinhança (calorímetro adiabático)
então o calor obtido pela solução tem
que ser produzido pela reação química
dentro do calorímetro.
❖ Em outras palavras, o calor produzido
pela reação, qr, é inteiramente
absorvido pela solução; ele não escapa
do calorímetro.
Calorimetria a pressão 
constante
❖ Para uma reação exotérmica o calor é liberado pela reação e
obtido pela solução.
QUAL A CONSEQUÊNCIA DISSO NA SOLUÇÃO?
A temperatura da solução aumenta!!! 
Calorimetria a pressão 
constante
❖ Portanto, o calor absorvido pela solução, qsolução, é igual em
valor absoluto e de sinal contrário ao calor da reação.
❖ O valor de qsolução é facilmente calculado a partir da massa
da solução, de seu calor específico e da variação de
temperatura.
qsolução = - qr
qsolução = (calor específico) x (massa da substância) x T = -qr
qsolução = (calor específico) x (massa da substância) x T = -qr
Calorimetria a pressão 
constante
❖ Para soluções aquosas diluídas, o calor específico da solução
será aproximadamente o mesmo da água, 4,18 J/g K.
❖ A equação acima possibilita o cálculo de qr a partir da
variação de temperatura da solução na qual a reação ocorre.
❖ Por exemplo: Um aumento de temperatura (T > 0)
significa que a reação é exotérmica (qr < 0).
Exercícios de Aplicação
1- A adição de 5,44mL de NH4NO3(s) a 150,0mL de água em um
calorímetro de copo de café (com agitação para dissolver o sal iônico)
resultou em uma diminuição na temperatura de 18,6oC para 16,2oC.
(a) Calcule a variação de entalpia dessa reação;
(b) Calcule a variação de entalpia por mol de NH4NO3(s) na água.
NH4NO3(s) → NH4
+ (aq) + NO3
- (aq)
Obs: Suponha que a densidade da solução aquosa seja 1,00g/mL e que
a capacidade calorífica da solução seja 4,2 J/g.K.
Exercícios de Aplicação
2- Um pedaço de titânio com massa de 20,8g é aquecido em água à
99oC, e em seguida colocado em um calorímetro adiabático que
contém 75,0g de água à 21,7oC. Quando o equilíbrio térmico é
alcançado a temperatura final da solução é 24,3oC. Calcule a
capacidade calorífica do titânio nessas condições.
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❖ As equações químicas balanceadas que mostram a variação
de entalpia associada a quantidade de matéria de reagentes e
produtos são chamadas equações termoquímicas.
Entalpias de Reação Entalpias de Reação
❖ A variação de entalpia que
acompanha uma reação pode
também ser representada em um
diagrama de entalpia.
❖ Como a combustão ao ar do
H2(g) é exotérmica, a entalpia dos
produtos da reação é mais baixa
que entalpia dos reagentes pois
após a energia foi liberada na
forma de calor para a vizinhança.
Entalpias de Reação
❖ Propriedades importantes da entalpia de reação.
1) 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
Entalpias de Reação
2) A variação de entalpia de uma reação é igual em valores
absolutos, mas oposta em sinais para o H da reação
inversa. Quando invertemos uma reação, invertemos os
papéis dos produtos e dos reagentes.
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) H = - 890 kJ
CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) H = + 890 kJ
Lei de Hess

Lei de Hess
❖ Em virtude da entalpia ser uma função de estado, o H
associado a qualquer processo químico depende:
(1) da quantidade de substância que sofre variação;
(2) da natureza do estado inicial dos reagentes e do
estado final dos produtos.
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Lei de Hess
❖ Isso significa que se uma reação específica pode ser
executada em uma etapa ou em uma série de etapas, a soma
das variações de entalpia individuais deve ser a mesma da
variação de entalpia associada a um processo de etapa única.
Lei de Hess
❖ Portanto, a Lei de Hess estabelece que se uma reação for
executada em uma série de etapas, o H para a reação
será igual à soma das variações de entalpia para as etapas
individuais.
Lei de Hess
❖ A variação de entalpia total para o processo é independente
do número de etapas ou da natureza particular da maneira pela
qual a reação é executada.
❖ Podemos então calcular o H para qualquer processo, desde
que encontremos uma rota pela qual H seja conhecido para
cada etapa.
Lei de Hess
❖ A Lei de Hess fornece um meio útil de se calcular as
variações de energia que são difíceis de medir diretamente,
por exemplo através de um calorímetro.
❖ Em muitos casos, acontecerá de uma dada reação poder ser
alcançada por mais de um conjunto gradual de equações.
❖ A entalpia é uma função de estado, portanto sempre
teremos o mesmo valor de H para um reação total, não
importando quantas etapas aplicamos para chegar aos
produtos finais.
❖ A calorimetria e a aplicação da Lei de Hess tornaram
disponível um grande número de valores para reações químicas.
❖ Freqüentemente, esses valores são agrupados em tabelas
para facilitar a consulta e utilização dos dados.
❖ Uma tabela muito útil contém as entalpias de formação ou
calor de formação, Hf, onde o subscrito f indica que a
substância foi formada a partir de seus elementos.
Entalpias de Formação
❖ A ordem de grandeza de qualquer variação de entalpia
depende das condições de temperatura, pressão e estado (gás,
líquido ou sólido) dos reagentes e produtos.
❖ Para se comparar entalpias de diferentes reações, temos
que definir um conjunto de condições, chamado estado padrão,
no qual a maioria das entalpias são tabeladas.
❖ O estado padrão de uma substância é sua forma pura à
pressão atmosférica (1 atm) e à temperatura de interesse,
a qual normalmente é 298 K (25ºC).
Entalpias de Formação
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❖ A entalpia padrão de uma reação é definida como a
variação de entalpia quando todos os reagentes e produtos
estão em seus estados padrão.
❖ Indica-se uma entalpia padrão como Ho , onde o índice
superior o indica condições de estado padrão.
❖ A entalpia padrão de formação, Hof, é a variação da
entalpia para a reação que forma 1 mol de composto a
partir de seus elementos, com todas as substâncias em
seus estados padrão. Normalmente informamos valor de
Hof a 298 K.
Entalpias de Formação Entalpias de Formação
❖ Se um elemento existir em mais de uma forma sob condições
padrão, a forma mais estável do elemento é utilizada para a
reação de formação.
❖ Por exemplo, a entalpia padrão de formação para o etanol é a
variação de entalpia para a seguinte reação:
A fonte elementar de oxigênio é O2, e não O ou O3, pois a
forma mais estável do oxigênio a 298 K e a 1 atm é O2.
Da mesma forma, a fonte elementar de carbono é o carbono
grafite C, e não o carbono diamante.
Entalpias de Formação
❖ A estequiometria de reações de formação sempre indica que
1 mol da substância desejada é produzida.
❖ Como resultado, as entalpias de formação são informadas em
kJ/mol da substância.
❖ Por definição, a entalpia padrão de formação da forma
estável de qualquer elemento é zero, pois não existe reação
de formação apropriada quando o elemento já está em seu
estado padrão.
❖ Por exemplo, os valores de Hof para C (grafite), H2 (g), O2
(g) são zero por definição.
Entalpias de Formação
❖ Os valores de Hof tabeladas tem muitas utilizaçõesimportantes.
❖ Podemos usar a Lei de Hess para a calcular a variação de
entalpia padrão para qualquer reação da qual conhecemos os
valores de Hof para todos os reagentes e produtos.
❖ Por exemplo: A combustão do propano.
Entalpias de Formação Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
❖ Podemos escrever essa equação como a soma de três
reações:
3 C(s) + 4 H2(g) → C3H8(g) H1 = H
o
f [C3H8] 
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Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
❖ Pela Lei de Hess, podemos escrever a variação de entalpia
padrão da reação total, como a soma das variações de entalpia
para os processos.
❖ Podemos, portanto, utilizar os valores tabelados para
calcular um valor numérico para Hor.
Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
❖ Vários aspectos desses cálculos dependem de algumas
diretrizes. Vejamos:
Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
(1) A primeira equação química é o inverso de formação de C3H8 (g),
portanto a variação de entalpia para essa reação é -Hof .
(2) A segunda equação é a reação para formação de 3 mols de CO2
(g). Como a entalpia é uma propriedade extensiva, a variação de
entalpia é 3 Hof (CO2 (g)). Assim como a equação 3 apresenta
4 Hof (H2O (l)).
Entalpias de Formação
Exemplo: combustão do propano
(3) O valor de Hor representa a variação de entalpia para a
a reação de 1 mol de C3H8 e 5 mols de O2 para forma 3 mols
de CO2 e 4 mols de H2O.
❖ Podemos reescrever qualquer reação na forma de várias
reações de formação.
❖ Isto pode ser feito, pois o calor padrão da reação é a soma
dos calores padrão de formação dos produtos menos os calores
padrão de formação dos reagentes.
❖ n e m são os coeficientes estequiométricos da equação
química.
Entalpias de Formação
❖ O primeiro termo da equação representa as reações de
formação dos produtos, que são escritos no sentido da direita
para esquerda, isto é, os elementos reagindo para formar
produtos.
❖ O segundo termo representa o inverso das reações de
formação dos reagentes.
Entalpias de Formação
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Exercício: Lei de Hess
3- A partir das variações de entalpia para as seguintes reação:
H2(g) + F2(g) → 2 HF(g) H = -537,0 kJ
C(s) + 2 F2(g) → CF4(g) H = -680,0 kJ
2 C(s) + 2 H2(g) → C2H4(g) H = +52,3 kJ
Calcule o H para a reação do etileno com F2:
C2H4(g) + 6 F2(g) → 2 CF4(g) + 4 HF(g) Hr = ?
4- A partir das variações de entalpia para as seguintes reação:
C(s) + O2(g) → CO2(g) H = -393,5 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) H = -285,8 kJ
CH4 (g) + 2 O2(g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) H = -890,3 kJ
Calcule o H para a seguinte reação global: 
C (s) + 2 H2(g) → CH4(g) Hr = ?
Exercícios de Aplicação
1- Muitos isqueiros contêm butano líquido, C4H10(l). Usando as 
entalpias de formação, calcule a quantidade de calor produzida 
quando 1,0 g de butano sofre combustão completa ao ar. 
 
2- A combustão completa ao ar do naftaleno (C10H8) libera 5.154 
KJ/mol de naftaleno. 
 
(a) Escreva a equação termoquímica balanceada para essa reação. 
(b) Calcule a entalpia padrão de formação do naftaleno. 
 
Dados: Hof [C4H10(l)] = -147,6 kJ/mol 
 Hof [CO2(g)] = -393,0 kJ/mol 
 Hof [H2O(l)] = -285,0 kJ/mol 
 
 
 
 
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