aula termoquímica

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Capítulo 5Capítulo 5TermoquímicaTermoquímica

QUÍMICAQUÍMICA A Ciência Central A Ciência Central

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A termoquímicaG

É a aplicação da primeira lei às reações químicas isotermas e isóbaras

O fundamento da termoquímica é a equação QP = ΔH, que fornece uma função de estado ligada à energia do sistema e mensurável experimentalmente.É graça às propriedades de função de estado de QP ou H que não é necessário medir os calores de reação de todas reações possíveis.

Como H depende só dos estados inicial e final, poderemos calcular ΔH para qualquer reação, simplesmente montando um caminho do estado inicial e para o estado final composto de etapas elementares para quais a mudança de entalpia é conhecida.


Unidades de energia• A unidade SI para energia é o joule, J.

• Algumas vezes utilizamos a caloria em vez do joule:1 cal = 4,184 J (exatos)

• Uma caloria nutricional:1 cal = 1.000 cal = 1 kcal

A natureza da energiaA natureza da energiaG


A primeira lei da A primeira lei da termodinâmicatermodinâmica

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Processos endotérmicos e exotérmicos• Endotérmico: absorve calor da vizinhança.

• Exotérmico: transfere calor para a vizinhança.

• Uma reação endotérmica mostra-se fria.

• Uma reação exotérmica mostra-se quente.


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Em uma reação exotérmica entalpia é convertida em calor: ΔH = QP que flui para o meio ambiente

Em uma reação endotérmica calor do meio ambiente é convertido em entalpia do sistema reativo: QP = ΔH


• Quando 5,0g de hidróxido de sódio são dissolvidos em 100g de água, a temperatura da água sobe de 25 para 38°C. A reação é:

NaOH(s) Na+(aq) + OH- (aq)

Esta reação é exotérmica ou endotérmica? Qual o sinal de ΔH?

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Solução: como a temperatura da água se elevou, calor deve ter sido liberado na reação. A reação é exotérmica; ΔH é negativo


Funções de estado• Função de estado: depende somente dos estados inicial e final do

sistema, e não de como a energia interna é utilizada.


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• As reações químicas podem absorver ou liberar calor.• No entanto, elas também podem provocar a realização de trabalho.• Por exemplo, quando um gás é produzido, ele pode ser utilizado

para empurrar um pistão, realizando, assim, trabalho.

Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)• O trabalho realizado pela reação acima é denominado trabalho de

pressão-volume.

EntalpiaEntalpiaG


EntalpiaEntalpiaG


• Entalpia, H: é o calor transferido entre o sistema e a vizinhança realizado sob pressão constante.

• Entalpia é uma função de estado.

EntalpiaEntalpiaG


• Quando H é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança.

• Quando H é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança.

EntalpiaEntalpiaG


EntalpiaEntalpiaG


É o calor trocado com as vizinhanças durante uma reação química em condições de igualdade de pressão e temperatura quando todas as espécies químicas (reagentes e produtos) envolvidas apresentam as mesmas condições depressão e temperatura.

Entalpias de reaçãoEntalpias de reaçãoG

Calor de reação

Estado padrão

É o estado mais estável do elemento, sob pressão igual a 1 atm e temperatura igual a 25 °C. A fim de se possa comparar os calores de reação de diferentes reações químicas, foi necessário estabelecer arbitrariamente um estado padrão de referência.


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



• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do H:

CO2(g) + 2H2O(l) CH4(g) + 2O2(g) H = +890 kJ

• A variação na entalpia depende do estado:

H2O(g) H2O(l) H = -88 kJ



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Entalpia padrão de reação

É a diferença de entalpia entre produtos e reagentes por unidade de reação. Considerando os produtos e os reagentes em condições padronizadas (estado padrão de referência).


• Se 1 mol de composto é formado a partir de seus elementos constituintes, a variação de entalpia para a reação é denominada entalpia de formação, Ho

f .

• Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 oC (298 K).

• A entalpia padrão, Ho, é a entalpia medida quando tudo está em seu estado padrão.

• Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é formado a partir de substâncias em seus estados padrão.

Entalpias de formaçãoEntalpias de formaçãoG


É o calor liberado ou absorvido, ∆H°f , quando há

formação de um mol do composto, sob 1 bar e a 298K a partir dos elementos no seus estados padrões.

G Entalpias de formaçãoEntalpias de formação


• Se existe mais de um estado para uma substância sob condições padrão, o estado mais estável é utilizado.

• A entalpia padrão de formação da forma mais estável de um elemento é zero.


As seguintes reações são exemplos de reações de formação padrões:


Quanto aos calores de formação (Hof ) deve-se

observar que:

• Em algumas reações é muito difícil determinar os calores de formação (entalpias de formação) diretamente no calorímetro. Ex: óxidos.

• Em situações nas quais os compostos são formados muito lentamente, além de gerar um grande número de produtos intermediários, o calor de formação é determinado indiretamente com o auxílio da Lei de Hess.



• A lei de Hess: se uma reação é 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 HessLei de HessG

Lei da soma constante dos calores de reação.

“O calor desprendido numa reação química não depende das etapas em que ela se efetua e é igual à soma algébrica dos calores (entalpias) das diversas etapas”.


• Se considerarmos os reagentes: aA + bB, sendo convertidos diretamente nos produtos: cC + dD ou indiretamente, através dos intermediários xX + yY.



• Por exemplo:

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ

2H2O(g) 2H2O(l) H = -88 kJ

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ

• A grande utilidade prática da Lei de Hess é permitir o cálculo das entalpias de reação em situações nas quais a determinação calorimétrica seria difícil ou impossível.

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Observe que: H1 = H2 + H3



Utilização de entalpias de formação para o cálculo de entalpias de reação

• Utilizamos a lei de Hess para calcular as entalpias de uma reação a partir das entalpias de formação.



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Por exemplo, para calcular a entalpia ΔHr da reação :

a 25°C sob 1 bar, a partir das entalpias padrões de formação de C2H4 e C2H6 a 25ºC, basta de construir o seguinte ciclo

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Como H é uma função de estado:

É a formalização da lei de Hess


Conhecendo-se o valor de ΔHr em uma dada temperatura (T = 25 °C), é possível calcular o ΔHr ° em qualquer outra temperatura caso se conheça as capacidades caloríficas de todas as substâncias envolvidas na reação.

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Para encontrar a relação entre entalpia de reação e temperatura, deriva-se a entalpia de reação relativamente à temperatura mantendo-se a pressão constante.

Efeito da temperatura sobre as Efeito da temperatura sobre as entalpias de reação.entalpias de reação.


GEfeito da temperatura sobre as Efeito da temperatura sobre as

entalpias de reação.entalpias de reação.Seja uma reação química:

cujo ΔH(T) é a entalpia a uma temperatura T. Podemos construir o seguinte ciclo:


Em conseqüência:

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ENERGIA DE LIGAÇÃO G

É um método de determinação indireta de calor de reação utilizado quando se dispõe de dados calorimétricos. Vários métodos têm sido propostos para estudar os calores de ligação em processos para os quais não se tem disponível dados experimentais. O mais usual destes métodos se baseia na entalpia de ligação.


Definição: É o calor de pressão associado com a quebra e formação de ligações químicas de moléculas gasosas. Esse método só pode ser utilizado desde que as substâncias apresentem apenas ligações covalentes e sejam assumidos dois postulados básicos:


1º) Todas as ligações de um tipo particular (Ex: C – H no metano CH4 ) são idênticas.

2º) As entalpias de ligação são independentes dos compostos nos quais elas aparecem.


Ex: Obtenção do valor de entalpia de ligação de C – H •Primeiro, toma-se o calor de formação do metano (CH4) a partir do C(s) e do H2(g). •Em seguida combina-se este calor com o calor de sublimação do carbono (C(s)→C(g)) e o calor de dissociação do H2 (g) → H – H Obtém-se assim o calor de dissociação do metano dentro dos átomos gasosos. •Este resultado é dividido por 4: CH4 a fim de se obter o valor da ligação C – H.



Significado: Sinal positivo: Quebra de ligação → calor absorvido Sinal negativo: Formação de ligação → calor liberado


Determinar o calor de reação de decomposição do eteno em etano à 25°C . Nesta reação as quatro ligações C – H do eteno não serão afetadas, portanto podem ser negligenciadas. Somente as ligações C = C do eteno e H – H do gás hidrogênio serão quebradas


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