Tema V - TERMOQUÍMICA

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TERMODINÂMICA
QUÍMICA
aberto
massa & energiaTroca:
fechado
energia
isolado
nada
Sistema
Vapor
Vizinhança
SISTEMA E 
VIZINHANÇA
Calor Calor
PROPAGAÇÃO DO CALOR
Convecção Condução
Irradiação
Irradiação
- energia transferida entre dois corpos (ou entre 
diferentes partes de um mesmo corpo), com 
temperaturas diferentes.
CALOR
Critério dos sinais
SISTEMA
Q > 0 Q < 0
Trabalho, w = P∆V
• Quando um objecto se movimenta contra uma força
oposta, dizemos que este realizou trabalho
• o objecto fica com maior energia que a que
possuía anteriormente
• O trabalho pode ser feito sobre o sistema ou pelas
vizinhanças sobre este
• w é positivo quando as vizinhanças realizam
trabalho sobre o sistema
• negativo quando o sistema realiza trabalho
sobre as vizinhanças
• Os sistemas podem realizar trabalho por expansão,
• o sistema empurra as vizinhanças
• Quando o sistema é comprimido pelas vizinhanças,
• dizemos que o trabalho foi realizado sobre o
sistema
• Não havendo transferência de calor entre o sistema
e as vizinhanças
• a quantidade de trabalho feita sobre o sistema é
igual ao aumento da energia do sistema.
• Analogamente a quantidade de trabalho feita pelo
sistema sobre as suas vizinhanças
• é igual à diminuição de energia do sistema.
• O trabalho é expresso em joules (J)
Energia, U
• É a capacidade de realizar trabalho
• A energia absoluta de um sistema não pode ser
medida,
• sua variação, durante as transformações, pode
ser medida
• A energia de um sistema pode ser aumentada pela
• adição de calor ao sistema (q >0) ou
• realizando trabalho sobre ele (w >0)
• A energia de um sistema pode diminuir
• retirando-se lhe calor (q < 0) ou
• quando o sistema realiza trabalho sobre as
vizinhanças (w < 0)
• Se nenhum trabalho é realizado sobre o sistema ou
pelo sistema,
• o aumento da energia do sistema será igual ao calor
absorvido,
- energia transferida entre dois corpos (ou entre 
diferentes partes de um mesmo corpo), com 
temperaturas diferentes.
CALOR
Critério dos sinais
SISTEMA
Q > 0 Q < 0
• Se é realizado trabalho pelo sistema ou sobre ele,
• não havendo trocas de calor, teremos
• Quando estão envolvidas trocas de calor e
realização de trabalho durante as transformações,
temos:
• Expressão da primeira lei da termodinâmica
• Esta é a expressão da lei de conservação de
energia
Calor e entalpia
• Se durante uma transformação o volume não altera, não
há trabalho realizado
• Assim a 1ª lei da termodinâmica ficará
• o calor absorvido durante uma transformação a volume
constante é igual à variação da energia do sistema
• Na prática têm importância processos a pressão
constante
• Reescrevendo a 1ª lei da termodinâmica
• O calor absorvido durante o processo é igual ao aumento
na energia do sistema,
• deduzindo-se, no entanto qualquer trabalho realizado
sobre o sistema
• O calor absorvido sob condições de pressão constante é
denominado entalpia, H.
Ou
Entalpia e Energia
• A variação de volume em processos a pressão
constante é pequena
• por isso desprezível o trabalho realizado pelo
sistema ou sobre este
• Logo
• Isto quer dizer que o aumento de energia em
processos a pressão constante é, essencialmente,
• igual ao calor absorvido ou cedido pelo sistema
CALOR ESPECÍFICO
- energia trocada com a vizinhança na forma 
de calor fazendo variar a sua temperatura.
Ex: aquecimento de uma panela de alumínio.
T
Q
m
1
c

= TmcQ =
dT )T(cmQ
2
1
T
T
PP = dT)T(cmQ
2
1
T
T
VV =
1. Experimentalmente 
• calorímetros
• bombas calorimétricas
2. Algebricamente (Cálculo)
• Lei de Hess (mais adiante…)
”A variação de entalpia da reação depende 
apenas dos seus estados inicial e final.”
MEDIÇÃO DO CALOR
MEDIÇÃO DO CALOR DA REACÇÃO
• Em meio aquoso (ex.: neutralizações): calorímetro 
(garrafa térmica – v, K).
• Reacções de combustão: bomba calorimétrica (P, K).
Calorímetro Bomba 
calorimétrica
Transferência de 
calor
para uma massa
de água.
Q = m . c . ∆T
Calorímetro
Bomba calorimétrica
MEDIÇÃO DO CALOR DA REACÇÃO
o Estudo das variações de energia que
acompanham as reacções químicas.
❖ Devido a um novo arranjo para as
ligações químicas.
TERMOQUÍMICA
a A + b B + …. c C + d D + …. ΔH= ± XY kJ/mol 
Estado Inicial Estado Final
0 0 0
T f ,T i,TH H H = −
0 0 0 0
C,T D,T A,T B,T(cH dH ...) (aH bH ...)= + + − + +
o O conteúdo de energia armazenado,
principalmente na forma de ligações é
chamado de ENTALPIA (enthalpein, do
grego = calor) e simbolizado por H (heat ).
• A entalpia é uma função de estado.
ΔH = ΔU + P ΔV
TERMOQUÍMICA (cont.)
CALORIA – qtd de energia necessária para
aumentar em 1°C a temperatura de 1 g de água.
JOULE – qtd de energia necessária para
deslocar uma massa de 1 kg, inicialmente em
repouso, fazendo percurso de 1 metro em 1
segundo.
1 cal = 4,18 J
UNIDADES DE ENERGIA NAS 
REACÇÕES QUÍMICAS
EFEITOS ENERGETICOS NAS 
REACÇÕES QUÍMICAS
6CO 2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2
LUZ
CLOROFILA GLICOSE
Na fotossíntese ocorre absorção de calor
Na combustão do etanol ocorre libertação de calor
ETANOL
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
REAÇÃO EXOTÉRMICA - libertação de calor. 
∆H < 0
Ex: processos de combustão, respiração e etc.
REAÇÃO ENDOTÉRMICA - absorção de calor. 
∆H > 0 
Ex: fotossíntese, cozimento dos alimentos.
CLASSIFICAÇÃO DAS 
REACÇÕES TERMOQUÍMICAS:
∆H = ∑H Produtos – ∑H Reagentes
Reação Exotérmica Reação Endotérmica
Calor libertado: Calor absorvido : 
∆H = ∑H Prod – ∑H Reag
∑H Prod < ∑H Reag
∆H < 0
∆H = ∑H Prod – ∑H Reag
∑ H Prod > ∑H Reag
∆H > 0
ENTALPIA DA REACÇÃO (∆H)
H2(g) + 1/2O2 (g) H2O(l) 
LIBERTA 68300 cal/ mol de H2O
Essa energia envolvida na reação química está 
“armazenada” sob a forma de ligações - ENTALPIA (H)
∑H Reagente(s) ∑H Produto(s)
H2 (g) + 1/2O2 (g) H2O (l)
ENTALPIA DA REACÇÃO
Substância simples, no estado padrão, tem 
entalpia de formação igual a zero.
FACTORES QUE AFECTAM A 
ENTALPIA DE UMA REACÇÃO
1. O estado físico
2. Estado alotrópico dos reagentes e produtos
3. Temperatura
4.Quantidades de reagentes e produtos
∆H° Entalpia padrão: 
T = 25°C e P = 1 atm.
EFEITO DA TEMPERATURA SOBRE A ENTALPIA
aA + bB → cC + dD
aA+bB T2 cC+dD T2
H2
cC+dD T1aA+bB T1
H1
H H
H2 = H+ H1+ H
2
1
T
p p p p
T
12 [cC (C) dC (D) aC (A) bC (B)]dTH H = + + − − 
2
1
T
p p
T
H [cC (C) dC (D)]dT = +
Cp
Equação de KirchhoffTHH
2
1
T
T p12
dC +=
1 2
2 1
T T
p p p p
T T
H [aC (A) bC (B)]dT [aC (A) bC (B)]dT = + = − + 
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)
Exemplo:
C (diamante) + O2 CO2 ∆H = - 94,55 kcal/mol
ALOTROPIA E ∆H
∆H = - 94,05 kcal/molC (grafite) + O2 CO2
∑HR
∑HP
A + B → C + D +
∑ HR ∑HP>
REACÇÃO EXOTÉRMICA
CAMINHO DA REAÇÃO
∆H
CALOR LIBERTADO
Q
HP
HR
A + B + → C + D 
∑HP ∑ HR>
REACÇÃO ENDOTÉRMICA
CAMINHO DA REAÇÃO
∆H
CALOR ABSORVIDO
Q
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
- representação de uma reação química em que 
estão especificados:
1. Equação química acertada
2. Estado físico de todas as substâncias
3. Variedade alotrópica (quando existir)
4. Entalpia molar (por mol de produto formado ou 
reagente consumido)
5. Condições de pressão e temperatura em que foi 
medida a ∆H.
REAÇÃO EXOTÉRMICA
2 C(s) + 3 H2(g) → C2H6(g) H= – 20,2 kcal
2 C(s) + 3 H2(g) → C2H6(g) + 20,2 kcal
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Fe3O4(s) → 3Fe (s) + 2 O2(g) H= + 267,0 kcal
Fe3O4(s) → 3Fe (s) + 2 O2(g) - 267,0 kcal
REPRESENTAÇÃO DO 
EFEITO TÉRMICO
1. Entalpia de mudança de fase
2. Entalpia ou calor de formação
3. Entalpia ou calor de decomposição
4. Entalpia de combustão
5. Entalpia de dissolução
6. Entalpia de neutralização7. Entalpia ou energia de ligação
TIPOS DE ENTALPIAS 
OU CALORES DE REACÇÃO
- variação de entalpia envolvida na formação de 
uma mol de substância, a partir de substâncias 
simples, no estado padrão.
Ex. Reacção de síntese (formação) de metano:
•Cgrafite + 2 H2 (g) → CH4 (g) ∆Hf° = - 74,8 kJ/mol
ENTALPIA DE FORMAÇÃO
Entalpia padrão 
de formação
(Hf
0)
Entalpia 
muito baixa. 
Molécula 
muito passiva.
Conserva 
muita 
entalpia 
capaz de 
quebrar a 
maioria das 
ligações.
Ex:
Reacção expontânea?
(1) O + H2O → HO + HO
(2) O(1D) + H2O → HO + HO
(59.6 - 57.8) (9.3 + 9.3)
1.8 < 18.3
NÃO !
(104.9 - 57.8) (9.3 + 9.3)
47.1 > 18.3
SIM !
- energia absorvida no rompimento de uma mol 
de ligações entre dois átomos, supondo-se todas as 
substâncias no estado padrão.
∆H = Hlig. rompidas + Hlig. formadas
Quebra de ligação: absorção de calor. 
Formação de ligação: libertação de calor. 
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
- variação de entalpia liberada na combustão de 
um mol de substância, estando todos os 
participantes no estado padrão.
Ex. reação de combustão de uma mol de metano:
CH4 (g)+O2 (g)→CO2 (g)+2 H2O (l) ∆H =-212.8 kCal/mol
ENTALPIA DE COMBUSTÃO
”A variação de entalpia da reacção depende 
apenas dos seus estados inicial e final.”
Lei de Hess
• Cálculo teórico da ∆H sem execução experimental.
• ∆H determinada 
indiretamente, por 
operações algébricas 
adequadas de 
equações 
intermediárias e 
respectivas entalpias.
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + …
• Somar as equações de todas as reações 
intermediárias, de forma adequada.
• Quando inverter uma equação química, deve-se 
inverter também a sua ∆H (multiplicar por -1).
• Se multiplicar ou dividir uma equação por um 
número, sua ∆H também deve ser multiplicada ou 
dividida.
Lei de Hess (cont.)
2 2C (s) O (g) CO (g)+ → H = -393.5 kJ
2 2
1
CO (g) CO (g) O (g)
2
→ + H = +283 kJ
2
1
C (s) O (g) CO (g)
2
+ → H = -110.5 kJ
H: funcão de estado
H = -110.5 kJ
Lei de Hess (exemplo)
QUESTÕES!?
Q
U
E
S
T
Õ
E
S
!?