Aula 7 - Termoquímica

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Termoquímica 
Mestranda: Daniele Potulski 
Disciplina: Química da Madeira I 
Termoquímica 
• É a parte da química que estuda as trocas de energia em uma 
reação química. 
 
ENERGIA INTERNA 
• Reação que ocorre com absorção de energia. 
 
Ep > Er e ΔE > 0 
 
• Reação que ocorre com liberação de energia. 
 
Ep < Er e ΔE < 0 
 
Er = energia interna dos reagentes Ep = energia dos produtos 
Termoquímica 
EXEMPLO 
• O calor liberado na queima do gás butano que cozinha os 
alimentos; 
 
C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) + calor 
 
• O calor liberado na combustão do álcool ou da gasolina que 
movimenta os veículos; 
 
C2H60(l) + 3O2(g) => 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor 
 
Na equação química, o calor é representado junto aos produtos para significar 
que foi produzido, isto é, liberado para o ambiente durante a reação. 
Termoquímica 
ENTALPIA – (H) 
• O calor é uma forma de energia e, segundo a Lei da 
Conservação da Energia, ela não pode ser criada e nem 
destruída, pode apenas ser transformada de uma forma para 
outra. 
• Portanto a energia: 
• liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia 
antes, armazenada nos reagentes, sob uma outra forma; 
• absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece 
no sistema, armazenada nos produtos, sob uma outra forma. 
• A energia armazenada nas substâncias - reagentes (Hr) ou 
produtos (Hp) - dá-se o nome de conteúdo de calor (Q) ou 
entalpia (H). 
ΔH = Hp – Hr Q = - ΔH 
Termoquímica 
• Cada substância armazena um certo conteúdo de calor, que 
será alterado quando a substância sofrer uma transformação. 
• Essas transformações chamadas trocas de calor nas reações 
químicas se classificam em dois tipos: 
• reações exotérmicas – liberam calor; 
• reações endotérmicas - absorvem calor; 
 
 
 
 
 
 
 
 REAÇÃO EXOTÉRMICA REAÇÃO ENDOTÉRMICA 
 
Termoquímica 
REAÇÃO EXOTÉRMICA – Libera calor 
 
 Hp < Hr 
 ΔH < 0 
 Q > 0 
 
 
 C + O2 CO2 + 94 kcal 
 
 C + O2 CO2 
 ΔH = -94 kcal 
 
 
 
 
 
C + O2 
 CO2 
- kcal 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Entalpia_r_exotermica.PNG
Termoquímica 
REAÇÃO ENDOTÉRMICA – Absorve calor 
 
 Hp > Hr 
 ΔH > 0 
 Q < 0 
 
 
 C + 2S CS2 - 19 kcal 
 
 C + 2S CS2 
 ΔH = +19 kcal 
 
 
 
 
 
C + O2 
 CO2 
- kcal 
 C + 2S 
CS2 
- kcal 
Termoquímica 
 
Termoquímica 
ESTADO PADRÃO 
• Ocorre quando uma substância é uma substâncias simples e 
se encontra à 25 °C de temperatura, pressão de 1 atm ou 760 
mmHg, no seu estado físico mais comum e no seu estado 
alotrópico mais estável; 
• Essas condições experimentais são chamadas de condições 
padrão ou estado padrão, e a entalpia, determinada nessas 
condições, é a entalpia padrão que é igual a zero. 
• A entalpia padrão á representada por H0. 
• EXEMPLO: 
• Substâncias com entalpia padrão zero: 02 gasoso, H2 gasoso, I2 
sólido, C grafite, S8 rômbico etc.. 
• Substâncias com entalpia padrão diferentes de zero: 02 liquido, 03 
gasoso, H2 liquido, I2 gasoso, C diamante etc.. 
 
Termoquímica 
TIPOS DE CALOR 
• Entalpia ou calor de formação: variação de entalpia da reação 
de formação de 1 mol de uma substância, partindo de 
reagentes no estado padrão (H = 0). 
• Entalpia ou calor de neutralização: variação de entalpia da 
reação de um equivalente-grama de uma base, estando 
reagente e produtos em solução aquosa em diluição total ou 
infinita, 25 °C e 1 atm. 
• Energia de ligação: variação de entalpia que acontece na 
quebra de um mol de ligações, estando reagentes e produtos 
no estado gasoso a 25 °C e 1 atm. 
 
Termoquímica 
ENTALPIA OU CALOR DE FORMAÇÃO 
• A entalpia de formação pode ser positiva ou negativa; 
 
ΔH formação = H produtos 
 
EXEMPLO: 
 
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔH = -68,3 kcal/mol 
 
 
• O valor ΔH = -68,3 kcal é a entalpia de formação da água 
(entalpia padrão). 
Termoquímica 
ENTALPIA OU CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
• Em uma neutralização a variação de entalpia é sempre 
negativa, pois toda neutralização é exotérmica. 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ) ΔH = -13,84 kcal/eq.g 
 
• Neutralizando um ácido forte com uma base forte, tem-se 
variação de entalpia praticamente constante ΔH= - 13,8 
kcal/eq. 
 
Termoquímica 
ENERGIA DE LIGAÇÃO 
• A energia de ligação é sempre positiva, pois a reação é sempre 
endotérmica, isto porque a o rompimento de ligações é um 
processo que consome energia. 
 
 
H2(g) 2 H(g) ΔHl = +104,2 kcal/mol 
 
 
• A energia de ligação pode ser determinada 
experimentalmente. 
 
Termoquímica 
 
Termoquímica 
LEI DE HESS 
 “O calor liberado ou absorvido numa reação química 
independe dos estados intermediários pelos quais a reação 
passa.” 
 
• Ou seja, a variação de entalpia de uma reação não depende 
de estados intermediários: depende apenas dos estados inicial 
e final da reação; 
• De acordo com essa lei é possível calcular a variação de 
entalpia de uma reação através da soma algébrica de 
equações químicas. 
Termoquímica 
LEI DE HESS – EXEMPLO 
 
 
 
 
• A partir das equações é possível determinar a variação de 
entalpia da reação de formação do metano, CH4, reação essa 
que não permite medidas calorimétricas precisas de seu calor 
de reação por ser lenta e apresentar reações secundárias. 
 
 
 
Termoquímica 
LEI DE HESS – EXEMPLO 
• A soma algébrica das reações dadas deve, portanto, resultar 
na reação de formação do metano, cujo queremos 
determinar: 
 
• No entanto, para obtermos essa equação devemos efetuar as 
seguintes operações: 
• multiplicar a reação II por 2, para que o número de mols de H2(g) 
seja igual a 2, consequentemente o também será multiplicado 
por 2; 
• inverter a reação III, para que CH4(g) passe para o segundo 
membro da equação. Em vista disso, ΔH o também terá seu sinal 
invertido, isto é, a reação passará a ser endotérmica; 
• somar algebricamente as equações e as ΔH. 
 
 
Termoquímica 
LEI DE HESS – EXEMPLO 
 
 
 
 
 
 
I. C(graf) + O2(g) CO2(g) ΔH = -393 kJ 
II. 2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(l) ΔH = -571 kJ 
III. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = + 889,5 kJ 
 
 
Termoquímica 
LEI DE HESS – EXEMPLO 
• Assim temos: 
 
 
Termoquímica 
ENTROPIA (S) 
• A entropia está associada à ordem ou à desordem de um 
sistema. Quanto mais desorganizado o sistema, maior será sua 
entropia; 
• A entropia, como a energia, é um fator que influencia a 
espontaneidade de uma reação; 
 
 
 DESORDEM = ENTROPIA (S) = ΔS > 0 
 DESORDEM = ENTROPIA (S) = ΔS < 0 
 
• ΔS é a energia de organização, ou seja, a energia gasta para 
montar as moléculas dos produtos de uma reação; 
Termoquímica 
EXEMPLO: 
• A evaporação de um líquido: no estado gasoso as moléculas 
movimentam-secom mais liberdade do que no estado líquido, 
estão, portanto, mais desorganizadas; 
• A dissolução de qualquer substância em um liquido: produz um 
sistema em que a desorganização é maior. 
 
• Da mesma forma que para a entalpia, para a determinação da 
entropia das substâncias foi necessário estabelecer, 
arbitrariamente, a entropia de algumas substâncias e, a partir 
disso, construir uma escala relativa de entropias. Estabeleceu-
se que uma substância, na forma de um cristal perfeito, a zero 
Kelvin, tem entropia zero. 
 
Termoquímica 
 
Termoquímica 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G) 
• É relação entre a entalpia e entropia e determinam a 
espontaneidade de uma reação. 
• São espontâneos os processos que ocorrem com diminuição de 
entalpia e aumento de entropia. 
• Não são espontâneos os processos que ocorrem com aumento de 
entalpia e diminuição de entropia. 
• A energia livre ou útil mede a energia máxima que o sistema 
pode liberar em forma de trabalho útil; 
 
ΔG = ΔH – T * ΔS 
 
ΔG: variação de energia livre do sistema - kcal/mol; 
ΔH: variação de entalpia - kcal/mol; 
T: temperatura absoluta – Kelvin; 
ΔS: variação de entropia – cal/K.mol; 
Termoquímica 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G) 
• O sinal do ΔG informa se uma reação é espontânea ou não: 
 
• ΔG < 0 O processo é espontâneo (a capacidade do 
sistema realizar trabalho aumenta); 
• ΔG > 0 O processo é não-espontâneo (a capacidade 
do sistema realizar trabalho diminui); 
• ΔG = 0 O sistema está em equilíbrio; 
 
Cinética química 
ENERGIA DE ATIVAÇÃO 
• É a mínima quantidade de energia para que a colisão entre as 
partículas dos reagentes resulte em reação. É a energia 
necessária para levar os reagentes ao complexo ativado - 
estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os 
produtos. 
• Quanto menor a energia de ativação maior a velocidade da 
reação. 
 
ENERGIA DE ATIVAÇÃO - EATIVAÇÃO 
Cinética química 
• É o estudo da velocidade das reações químicas; 
• A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes 
são consumidos ou rapidez com que os produtos são 
formados; 
• As velocidades das reações químicas são determinadas através 
de leis empíricas, chamadas leis da velocidade, deduzidas a 
partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na 
velocidade da reação; 
 
Cinética química 
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUANTO A VELOCIDADE 
• Reações instantâneas: São aquelas reações que ocorrem numa 
velocidade muito elevada, dificultando a sua determinação. 
Como exemplo, podemos citar as reações explosivas, reações 
de precipitação, reações de neutralização de ácido por base, 
entre outras. 
• Reações lentas: São as reações que ocorrem numa velocidade 
muito baixa. 
• Reações moderadas: São aquelas reações que ocorrem numa 
velocidade intermediária. A Cinética Química interessa-se 
principalmente por este tipo de reação, pois a sua velocidade 
pode ser medida com exatidão. 
Cinética química 
• As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e 
estas podem ser alteradas dependendo da frequência dos 
choques e da energia das moléculas que se chocam; 
• Essas duas propriedades variam de acordo com: 
• Estado dos reagentes; 
• Temperatura; 
• Luz; 
• Pressão 
• Concentrações dos reagentes; 
• Concentração dos catalisadores; 
 
 
 
 
 
Cinética química 
ESTADO DOS REAGENTES 
• Numa reação química é necessário que ocorra o rompimento 
de ligações nos reagentes, para que consequentemente, 
ocorra a formação de novas ligações nos produtos. 
• Quanto maior o número de ligações a serem rompidas nos 
reagentes e quanto mais fortes forem essas ligações, mais 
lenta será a reação, e vice-versa. 
 
TEMPERATURA 
• O aumento da temperatura faz aumentar a agitação 
molecular, a energia cinética, o número de partículas com 
energia maior ou igual à energia de ativação, o número de 
choques, aumentando a velocidade da reação. 
 
Cinética química 
LUZ 
• Sob a presença da luz, muitas reações aceleram a sua 
velocidade - reações fotoquímicas. 
• Na grande maioria das reações fotoquímicas, percebe-se a 
presença de um reagente colorido, denominado componente 
fotoquimicamente ativo. 
• Esse reagente possui moléculas que absorvem luz visível, 
permanecendo ativadas energeticamente, facilitando a 
reação. 
 
 
 
Cinética química 
PRESSÃO 
• O aumento da pressão num sistema que contém pelo menos 
um participante gasoso, implica em diminuir o volume do 
sistema, aumentando o número de colisões entre os 
reagentes e, consequentemente, a velocidade da reação. 
 
 
 
 
Cinética química 
CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES - Lei de Guldberg – Waage 
• Para uma temperatura determinada, a velocidade de uma 
reação é proporcional às molaridades dos reagentes com 
expoentes iguais aos respectivos coeficientes da equação 
química. 
aA + bB xX + yY 
 
V = K .[A]ᵃ * [B]ᵇ [A] = nA/v [B] = nB/v 
 
[A] = molaridade de A – mol/l [B] = molaridade de B – mol/l 
 K =constante - depende da temperatura; 
 
• A e B = reagentes gasosos, utilizam-se as pressões parciais: 
 V = K .pAᵃ * pBᵇ 
 
 
 
Cinética química 
CATALISADOR 
• Substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem ser 
consumida durante o processo. 
• Um catalisador reduz a energia de ativação necessária ara 
formar o complexo ativado e aumenta a velocidade da reação. 
Cinética química 
INIBIDORES DE REAÇÃO 
• É o oposto do catalisador, pois ele aumenta a energia de 
ativação e consequentemente reduz a velocidade da reação. 
• Essa substância reduz e até destrói a ação do catalisador. 
 
Cinética química 
VELOCIDADE OU RAPIDEZ DE UMA REAÇÃO 
• É definida como a relação entre a quantidade consumida ou 
produzida e o intervalo de tempo utilizado para que isso 
aconteça. 
 
 
 
 
 
Vm = velocidade média da reação. 
∆n = variação da quantidade em mols de um componente (em 
módulo). 
∆t = tempo gasto. 
Cinética química 
VELOCIDADE OU RAPIDEZ DE UMA REAÇÃO 
 
 
Cinética química 
EXERCÍCIO 
Seja a reação A + B → C + D, efetuando-se num sistema fechado. 
A quantidade em mols de C em dois instantes: 
 
t1 = 10min → n1 = 2 mol 
t2 = 20min → n2 = 3 mol 
 
A velocidade média será? 
 
Equilíbrio químico 
EQUILÍBRIO EM UM SISTEMA HOMOGÊNEO 
 
(A + B  C + D) = (C + D  A + B) 
 
A + B <-> C + D 
 
• Numa reação sem reversibilidade representamos com uma 
seta; já numa reação reversível, representamos com uma 
dupla seta. 
• O equilíbrio é atingido quando a velocidade da reação direta 
se iguala a velocidade da reação inversa. 
• A principal característica a ser observada num equilíbrio, é que 
esse equilíbrio é dinâmico, isto é, a reação continua a ocorrer, 
só que com velocidade direta e inversa equivalente. 
 
Equilíbrio químico 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO K V1 = V2 
 
 aA + bB xX + yY 
 
 Kc = [X]ᵡ * [Y]ᵞ OU Kp = pxᵡ * pyᵞ 
 [A]ᵃ * [B]ᵇ pAᵃ * pBᵇ 
 
 
Relação entre KP e Kc: 
Kp = Kc * (RT)
 Δn 
 
R = 0,082 - l.atm/K.mol 
T = Temperatura - Kelvin 
Δn = (x+y+ ...) – (a+b+...) 
KC = Concentrações KP = Pressões 
Equilíbrio químico 
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO – Princípio de Le Chatelier 
• Quando uma força externa age sobre um sistema em 
equilíbrio, ele se desloca, procurando fugir à ação da força 
aplicada. 
• Deslocar um equilíbrio químico significa fazer com que a 
velocidade da reação direta fique diferente da velocidade da 
reação inversa – V1 ≠ V2. 
• O deslocamento da equilíbrio químico é um artifício 
largamente utilizado nos processos industriais para melhorar a 
obtenção de determinadas substâncias. 
Equilíbrio químico 
• Pode-se deslocar o equilíbrio de uma reação de três formas: 
• Aumento de pressão “força” a reação no sentido em que o 
volume diminui e vice-versa - (Robin); 
• Aumento de temperaturadesloca o equilíbrio no sentido da 
reação endotérmica e vice-versa - (Van’t Hoff); 
• Adição de uma substância desloca o equilíbrio no sentido da 
reação que a consome. A retirada de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido da reação que a forma - (Guldberg–Wage); 
 
EXEMPLO: 
• Síntese de Haber–Bosch – É a produção da amônia à altíssima 
temperatura de 500°C, altíssima pressão de 200atm e na 
presença de ferro como catalisador. 
 
Equilíbrio químico 
EQUILÍBRIO IÔNICO 
• Trata-se de um sistema em equilíbrio em que há pelo menos 
um íon no equilíbrio. 
• Para reações de ionização em equilíbrio, vale a Lei da Diluição 
de Ostwald. 
 “A adição de solvente a um eletrólito fraco ou moderado, 
ou seja, uma diluição, faz que seu grau de ionização ou 
dissociação aumente tendendo a 100% .“ 
 
Equilíbrio químico 
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD 
• É a relação matemática entre a constante de ionização e o 
grau de ionização de um eletrólito (ácidos, bases). 
 
AB⁻ A⁺ + B⁻ 
 
 Ki = [A⁺] * [B⁻] = M *α² 
 [AB⁻] 1- α 
 
Ki = Constante de ionização; 
M = Concentração molar em mol/L; 
α = Grau de ionização; 
 
 
Para ácidos: Ka 
Maior Ka = maior força ácida 
Para Bases: Kb 
Maior Kb = maior força básica 
[A⁺] = M * α 
[B⁻] = M * α 
[AB⁻] = M * α 
Equilíbrio químico 
GRAU DE IONIZAÇÃO 
• É a relação entre o número de moléculas ionizadas e o 
número de moléculas inicialmente dissolvidas; 
 
 
α = Número de moléculas ionizadas 
 Número de moléculas dissolvidas 
 
 
Equilíbrio químico 
GRAU DE IONIZAÇÃO – EXEMPLO 
Se colocarmos 1 mol de HCl em 1 litro de água, podemos 
verificar que, para cada 1 000 moléculas de HCl dissolvidas, 920 
sofrem ionização e 80 não ionizam. 
 
Equilíbrio químico 
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA - Kw 
• Para a ionização da água: 
 
H2O H⁺ + OH¯ 
 
Kw = Ki * [H2O] = [H⁺] * [OH¯] 
 
Kw = produto iônico da água à 25 °C – varia com a temperatura; 
 
Kw = 1*10¯¹⁴ 
Ki = [H⁺] * [OH¯] 
 [H2O] 
Equilíbrio químico 
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA 
Equilíbrio químico 
pH e pOH 
• O pH é o logaritmo da concentração hidrogeniônica com sinal 
negativo ou o logaritmo do inverso da concentração 
hidrogeniônica. 
• É muito conveniente expressar a acidez ou alcalinidade de 
uma solução por seu pH. 
 
pH = -log [H⁺] [H⁺] = M * α A 25 °C: pH + pOH = 14 
 
 pOH = -log [OH¯] [OH¯] = M * α 
 
 Solução neutra pH = pOH = 7 
Solução básica pH > 7 e pOH < 7 
Solução ácida pH < 7 e pOH > 7 
Equilíbrio químico 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
• Qualquer solução que praticamente não varia de pH quando 
recebe pequenas quantidades de ácidos ou bases. 
 
 ÁCIDO BASE 
Equilíbrio químico 
HIDRÓLISE DE SAIS 
• Quando o sal reage com a água produzindo ácido e base, 
chamamos tal reação de hidrólise. 
• É a reação inversa da neutralização. 
 
 
 
• A constante de hidrólise de um sal deve considerar a equação 
iônica, estando ionizados os eletrólitos fortes e não-ionizados 
os eletrólitos fracos. 
Kh= Ki * [H2O] 
 
Equilíbrio químico 
HIDRÓLISE DE SAIS - EXEMPLO 
NH4Cl + H2O HCl + NH4OH 
 
NH4⁺ + Cl¯ + H2O H⁺ + Cl¯ + NH4OH 
 
Ki = [H⁺] * [NH4OH] 
 [NH4⁺] * [H2O] 
 
 Kh = [H⁺] * [NH4OH] *[H2O] 
[NH4⁺] * [H2O] 
 
Kh = [H⁺] * [NH4OH] 
 [NH4⁺] 
EXERCÍCIOS 
1. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas 
moléculas iguais reúnem-se para formar uma única 
estrutura. 
2NO2(g) → N2O4(g) 
 
Determine o valor de ΔH da dimerização acima, sendo dadas: 
Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol 
Entalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol 
Obrigada pela atenção!!