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Capacidade Calorífica Específica e
Transferência de calor
A quantidade de calor transferida a ou a partir de
um objeto quando sua temperatura varia, depende
de três fatores:
• Quantidade de material
• Magnitude da variação de temperatura
• Identidade do material que ganha ou perde calor
Capacidade Calorífica (C)
 Chamada de calor específico, é a quantidade de
calor necessária para aumentar em um Kelvin a
temperatura de 1 grama de uma substância.
 Ela tem unidades de joules por grama por Kelvin
(J/g.K)
CALOR
 A quantidade de calor ganha ou perdida quando determinada
massa de uma substância é aquecida ou resfriada é calculada
usando a equação:
q = C.m.∆T
q: calor transferido (J)
m: massa da substância (g)
∆T: variação da Temperatura (K)
C: capacidade calorífica (J/g.K)
CALOR
q = C.m. ∆T
q é a quantidade de calor transferida a ou a partir de uma
determinada massa (m) da substância
C é a capacidade calorífica específica
∆T é a variação de temperatura
A letra grega delta maiúsculo (∆) significa “variação de”
A variação de temperatura, ∆T, é calculada como a temperatura final
menos a temperatura inicial.
∆T = Tfinal – T
inicial
∆T do sistema
Sinal de ∆T
Sinal de q
Direção da
transferência de
calor
Aumento
+
+
Calor transferido
da vizinhança para
o sistema
Endotérmico
Diminuição
-
-
Calor transferido
do sistema para a
vizinhança
Exotérmico
O sinal sinaliza a direção da transferência de calor
O calor não pode ser negativo, mas o conteúdo de calor de um objeto pode
aumentar ou diminuir dependendo do sentido da transferência de calor.
Exercício:
Sabendo-se que a capacidade calorífica do cobre é 0,385 J/g. K,
calcule o calor ganho por uma amostra de 10,0 g de cobre se sua
temperatura for aumentada de 298 K para 598K (325°C).
Resolução:
q = C.m. ∆T
q = (0,385 J/g.K) (10,0 g) (598 K – 298 K)
q = + 1,160 J
Observe que a resposta tem um sinal positivo. Isso indica
que o conteúdo de calor da amostra aumentou em 1,160 J
porque o calor foi transferido ao cobre (o sistema) pela
vizinhança.
As capacidades caloríficas de alguns metais, substâncias e compostos
são mostrados abaixo.
Substância
Nome
Capacidade
Calorífica
(J/g.K)
Al
alumínio
0,897
C
Grafite
0,685
Fe
Ferro
0,449
Cu
Cobre
0,385
Au
Ouro
0,129
NH3
Amônia
4,70
H2O (l)
Água líquida
4,184
C2H5OH(l)
Etanol
2,44
H2O (s)
Água sólida (gelo)
2,06
Madeira
1,8
Vidro
0,8
Granito
0,8
Cimento
0,9
Observações:
• Água tem um dos valores mais altos (4,184 J/g. K);
• As capacidade calorífica específica dos metais corresponde a um quinto deste
valor ou menos;
Exemplo:
Como a capacidade calorífica do ferro é de 0,45 J/g. K, para elevar a
temperatura de um grama de água em 1K necessita-se de aproximadamente nove
vezes mais calor do que é necessário para causar uma variação de 1K na
temperatura de um grama de ferro.
Quanto maior o calor específico e a massa, maior é a
quantidade
de
energia
térmica
que
uma
substância
pode
armazenar.
Exemplo:
Ao cobrir o pão com papel alumínio para aquecê-lo em um forno,
conseguimos remover o papel alumínio com os dedos mesmo que o pão
esteja muito quente.
Uma pequena quantidade de papel alumínio possui uma baixa capacidade
calorífica específica e pequena massa (g) de modo que ao tocar o papel
quente, apenas uma pequena quantidade de calor é transferida para os
dedos (que têm massa e capacidade calorífica específica maiores).
Exercício:
Determine a quantidade de calor que deve ser adicionada para elevar a
temperatura de um copo de café (250 ml) de 293,7 K a 368,8 K. Suponha
que a água e o café tenham a mesma densidade (1,00 g/mL) e a mesma
capacidade calorífica específica.
Dado: Capacidade calorífica específica da água: 4,184 J/g. K
Exercício:
Em uma experiência, determinou-se que foram necessários 59,8 J para
mudar
a
temperatura
de
25,0
g
de
etilenoglicol
(usado
como
anticongelante em motores de automóvel) em 1,00K. Calcule a capacidade
calorífica específica do etilenoglicol a partir desses dados.
Resolução:
q = C.m.∆T
Massa de café ?
d = m/v
m = d.v
m = (1,00 g/mL) (250 mL)
m = 250 g
∆T = T final – T inicial
∆T = 368,8 K – 293,7 k
∆T = 75,1 K
q = (4,184 J/g. K) (250 g) (75,1 K)
q = 79.000 J OU 79KJ
Número positivo (+)
Calor foi transferido para o café
A quantidade de calor do café aumentou
MEDIDA DO CALOR DE REAÇÃO
• O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma
reação
química
é
determinado
em
aparelhos
chamados
calorímetros.
• Estes variam em detalhes e são adaptados para cada tipo de
reação que se quer medir o calor.
• No entanto, um calorímetro é constituído de um recipiente com
paredes adiabáticas, contendo uma massa conhecida de parede
água, onde se introduz um sistema em reação. O recipiente é
provido de um agitador e de um termômetro que mede a
variação de temperatura ocorrida durante a reação.
CALORIMETRO
O calor de reação pode ser medido:
• À volume constante, num calorímetro hermeticamente fechado
• À pressão constante, num calorímetro aberto.
• Experimentalmente,
verifica-se
que
existe
uma
pequena
diferença entre esses dois tipos de medidas calorimétricas. Essa
diferença ocorre porque, quando uma reação ocorre à pressão
constante,
pode
haver
variação
de
volume
e,
portanto,
envolvimento de energia na expansão ou contração do sistema.
• A variação de energia determinada a volume constante é
chamada de variação de energia interna, representada por ∆E, e
a variação de energia determinada à pressão constante é chamada
de variação de entalpia, representada por ∆H.
ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Lei da Conservação da Energia,
“Energia não pode ser criada e nem destruída, pode apenas ser transformada
de uma forma para outra”.
Em vista disso, somos levados a concluir que 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.
• Cada substância, portanto, armazena um certo conteúdo de calor, que será
alterado quando a substância sofrer uma transformação.
•A liberação de calor pela reação exotérmica significa que o conteúdo total
de calor dos produtos é menor que o dos reagentes.
• A absorção de calor por uma reação endotérmica significa que o conteúdo
total de calor armazenado nos produtos é maior que o dos reagentes.
ENTALPIA
Entalpia é a quantidade de energia contida em uma determinada
substância que sofre reação;
• ela calcula o calor de um sistema, é a forma mais usada de expressar o
conteúdo calorífico de um componente em uma reação química.
• A variação da Entalpia está na diferença entre a entalpia dos produtos
e a dos reagentes, sendo assim, o calor de uma reação corresponde ao
calor liberado ou absorvido em uma reação, e é simbolizado por ∆H.
• Numa reação, a diferença entre as entalpias dos produtos e dos
reagentes corresponde à variação de entalpia.
VARIAÇÃO DE ENTALPIA ∆H
∆H = Hp - Hr
onde:
Hp = entalpia dos produtos;
Hr = entalpia dos reagentes.
Reação exotérmica Hp < Hr e, portanto, ∆H < O (negativo).
Reação endotérmica temos que Hp > Hr e, portanto, ∆H > O (positivo).
EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS E GRÁFICOS DE ENTALPIA
As reações, como sabemos, são representadas através de equações
químicas. No caso da representação de uma reação que ocorre com variação
de calor, é importante representar:
• quantidade de calor envolvida,
• as condições experimentais em que a determinação dessa quantidade de
calor foi efetuada.
Isso porque o valor do calor de reação é afetado por fatores como:
• a temperatura e a pressão em que se processa a reação,
• o estado físico
• variedades alotrópicas das substâncias participantes dessa reação.
A
equação
termoquímica.
que
traz
todas
essas
informações
chama-se
equação
Exemplos de equações termoquímicas:
H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g) + 184,9 kJ (25ºC, 1 atm)
Segundo a equação, 1 mol de hidrogênio gasoso reage com 1 mol de cloro
gasoso formando 2 mols de cloreto de hidrogênio gasoso, liberando
184,9 kJ de calor. Tal reação foi realizada à temperatura de 25ºC e à
pressão de 1 atm.
Podemos também escrever essa equação termoquímica utilizando a
notação ∆H. Neste caso temos:
H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g), ∆H = -184,9 kJ (25ºC, 1 atm)
O valor numérico de ∆H é precedido do sinal negativo pois a reação é
exotérmica.
H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g), ∆H = -184,9 kJ (25ºC, 1 atm)
Graficamente, a variação de entalpia que acompanha a reação é representada por:
H2(g) + I2(g) + 51,8 kJ => 2 HI
(g)
(25ºC, 1 atm)
Segundo a equação, quando, a 25ºC e 1 atm, 1 mol de hidrogênio gasoso
reage com 1 mol de iodo gasoso, formando 2 mols de iodeto de hidrogênio
gasoso, são absorvidos 51,8 kJ de calor.
A equação também pode ser escrita utilizando a notação ∆H:
H2(g) + I2(g) => 2 HI
(g)
∆H = + 51,8 kJ (25ºC, 1 atm)
O valor numérico de AH é positivo, pois a reação é endotérmica.
H2(g) + I2(g) => 2 HI
(g)
∆H = + 51,8 kJ (25ºC, 1 atm)
Graficamente a variação de entalpia dessa reação pode ser representada por:
DETERMINAÇAO INDIRETA DO CALOR DE REAÇAO
Vimos anteriormente que a variação de entalpia de uma reação á
determinada experimentalmente no calorímetro.
Existem, no entanto, maneiras indiretas de determinação da variação de
entalpia de uma reação.
Determinação através da definição de ∆H
Já vimos que a variação de entalpia ∆H de uma reação á a diferença entre as
entalpias dos produtos e reagentes de uma reação.
∆H = Hp - Hr
∆H = Hp - Hr
Se conhecêssemos as entalpias absolutas das substâncias, poderíamos
calcular, facilmente, a variação de entalpia associada a qualquer reação.
Como isto é impossível, pois apenas a diferença das entalpias dos
produtos e reagentes pode ser medida, os químicos resolveram atribuir,
arbitrariamente, a um grupo de substâncias um determinado valor de
entalpia e, a partir disso, construir uma escala relativa de entalpias das
demais substâncias.
ENTALPIA PADRÃO
A variação da entalpia pode ser conhecida dependendo da temperatura,
pressão, estado físico, número de mol e da variedade alotrópica das
substâncias.
Foi criada uma forma padrão de realizar tais comparações, chamada entalpiapadrão, para que as entalpias sejam comparadas de acordo com uma da
mesma
condição,
o
que
leva
o
nome
de
estado-padrão.
Essas condições experimentais são chamadas de condições padrão ou estado
padrão, e a entalpia, determinada nessas condições, é a entalpia padrão. A
entalpia padrão á representada por H0.
ESTADO PADRÃO DE ENTALPIA
Estado padrão
• Temperatura: 25 0C
• Pressão : 1 atm.
Na forma cristalina e estado físico mais estável e comum do composto ou
elemento.
No estado padrão o elemento químico tem entalpia igual a zero.
Exemplo:
Têm entalpias padrão zero as substâncias:
02 gasoso, H2 gasoso, I2 sólido, C grafite, S8 rômbico etc.,
Têm entalpias padrão diferentes de zero as substâncias:
02 liquido, 03 gasoso, H2 liquido, I2 gasoso, C diamante, S8
monoclínico etc.
A entalpia padrão de uma substância qualquer pode ser calculada
tomando-se como referência a variação de entalpia da reação de formação,
também chamada de entalpia de formação, dessa substância a partir de
seus elementos, no estado padrão.
Calor de formação ou entalpia de formação é o nome dado à variação de
entalpia associada à formação de um mol de uma substância a partir de
seus elementos constituintes, na forma de substâncias simples mais
estável e no estado padrão.
A entalpia de formação é representada por ∆H 0f.
EXEMPLOS
Acompanhe a seguir a determinação da entalpia padrão do
dióxido de carbono gasoso:
Reação de formação do C02(g):
A tabela a seguir traz as entalpias padrão de algumas substâncias.
Entalpia padrão (∆H 0f) em kcal/mol
H20 (l)
- 68,3
HCl (g)
- 22,0
HBr (g)
- 8,6
Hl (g)
+ 6,2
CO (g)
- 26,4
CO2 (g)
- 94,1
NH3 (g)
- 11,0
SO2 (g)
- 70,9
CH4 (g)
- 17,9
C2H4 (g)
+ 11,0
C2H6 (g)
- 20,5
C2H2 (g)
+ 53,5
C6H6 (l)
+ 12,3
LEI DE HESS
Em 1849, o químico Germain Henri Hess, efetuando inúmeras medidas
dos calores de reação, verificou que:
“A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos
estados inicial e final, não importando o caminho da reação”. Assim,
somando-se várias equações, soma-se também os respectivos ∆H;
invertendo-se a equação, inverte-se também o sinal do ∆H;
multiplicando-se uma equação por um número diferente de zero,
multiplica-se também o ∆H por esse número.
Esta é a lei da atividade dos calores de reação ou lei de Hess.
De acordo com essa lei é possível calcular a variação de entalpia de
uma reação através da soma algébrica de equações químicas que
possuam ∆H conhecidos. Por 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
A soma algébrica das reações dadas deve, portanto, resultar na
reação de formação do metano, cujo queremos determinar:
Temos:
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 ∆H também será
multiplicado por 2;
- inverter a reação III, para que CH4(g) passe para o segundo membro
da equação. Em vista disso, o ∆H também terá seu sinal invertido,
isto é, se a reação é exotérmica, invertendo-se o seu sentido, passará
a ser endotérmica e vice-versa;
somar algebricamente as equações e os ∆H.
Assim temos:
Exemplo:
C3H8 (g)
Calcule o ∆H da reação:
+
5 O2 (g)
-->
3 CO2 (g)
+
4 H2O (l) ,
dadas as equações abaixo:
C (s) + O2 (g) --> CO2 (g)
∆H = – 94 kcal
H2 (g) + 1/2 O2 (g) --> H2O (l)
∆H = – 68 kcal
3 C (s) + 4 H2 (g) --> C3H8 (g)
∆H = – 33,8 kcal
RESOLUÇÃO
Energia de ligação
É a energia fornecida para romper 1 mol de ligações entre dois átomos
e um sistema gasoso, a 25ºC e 1 atm.
Na tabela abaixo estão relacionadas as energias de algumas ligações
Ligação
Energia de ligação
kcal/mol de ligações
H - H
104,2
Cl - Cl
57,8
H - Cl
103,0
rompimento de ligações é um processo que
O = O
118,3
consome energia, ou seja, é um processo
Br - Br
46,1
endodérmico.
H - Br
87,5
C - C
83,1
C - H
99,5
C - Cl
78,5
são
todos
positivos,
isto
porque
o
PARA SE DETERMINAR O ∆H DE UMA REAÇÃO A PARTIR DOS
VALORES DEVEMOS CONSIDERAR:
• que todas as ligações dos reagentes são rompidas e determinar a
quantidade de energia consumida nesse processo;
• que as ligações existentes nos produtos foram todas formadas a
partir de átomos isolados e determinar a quantidade de energia
liberada nesse processo.
• O ∆H será correspondente à soma algébrica das energias
envolvidas nos dois processos, o de ruptura e o de formação de
ligações. É importante salientar que este método fornece valores
aproximados de ∆H.
TIPOS DE CALORES E ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES
A variação da entalpia recebe uma denominação particular da natureza
da reação:
Calor de combustão ou entalpia de combustão:
∆H associado à reação de combustão, no estado padrão, de um mol de
uma substância.
Calor de dissolução ou entalpia de dissolução:
∆H associado a um mol de uma substância em água suficiente para
preparar um solução diluída.
Calor de neutralização ou entalpia de neutralização:
É o ∆H da reação de neutralização de 1 equivalente-grama de um ácido por 1
equivalente de uma base, ambos na forma de soluções aquosas diluídas.
EXERCÍCIOS
1) Calcule o ∆H da reação abaixo em Kcal
S (rômbico) → S (monoclínico)
Sabendo que:
S (rômbico) + O2 (g) →
S (monoclínico) + O2 (g) →
SO2(g)
SO2(g)
∆H= - 296 kJ
∆H = -297,2 KJ
A soma da primeira reação com o inverso da segunda , da origem
a reação pedida.
S (rômbico) + O2 (g) → SO2(g)
SO2(g) → S (monoclínico) + O2(g)
Somando-se as duas equações:
S ( rômbico) → S (monoclínico)
∆H = - 296,0 + 297,2
∆H = + 1,2 kJ
∆H = - 296,0 kJ
∆H = + 297,2 kJ
Qual a entalpia da reação da formação de hematita?
2 FeO + ½ O2 → Fe2O3(s)
Sendo:
Fe(s) + ½ O2 → FeO (s)
∆H = - 272 KJ
2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) → Fe 2O3 (s)
∆H = - 823 KJ
Resolução:
a soma do inverso da primeira reação (multiplicada por 2) com a
segunda reação, gera a reação desejada:
2 FeO (s) → 2 Fe(s) + O2
∆H = + 544 KJ
2 Fe (s) +3/2 O2 (g) → Fe2O3
∆H = - 823 KJ
2 FeO (s) + 1/2 O2(g) → Fe2O3
∆H = + 544 – 823
∆H = - 279 KJ
Exercícios - caderno
ENTROPIA E ENERGIA LIVRE
INTRODUÇÃO
A Primeira Lei da Termodinâmica fala da “Conservação de Energia”
mas não nos indica o sentido em que um processo ou fenômeno
evolui espontaneamente.
Considerando que o Primeiro Princípio não nos indica em que
sentido um processo é espontâneo, concluímos que é necessário
obter outro princípio ou critério de espontaneidade.
Em 1860, Berthelot propôs a idéia de que um processo é espontâneo
quando libera energia (calor).
De fato, isto é verdade para muitas reações químicas, como por exemplo
a queima do carvão:
C(s) + O2 → CO2 ∆H = - 94,1 Kcal/mol
Reação espontânea e libera calor
No entanto, a evaporação da água é um processo espontâneo
(mesmo em temperatura ambiente) embora absorva calor.
H20
(l)
→ H20
(g)
∆H = + 10,4 Kcal/mol
Como explicar a espontaneidade desta reação?
Existe um outro fator além da liberação de energia (entalpia) que
influi na espontaneidade de um processo.
Exemplos:
1) Desordem energética
Ex: Pondo em em contato 2 barras metálicas idênticas e isoladas do
meio ambiente, uma a 400° C e outra a 200 ° C, ao fim de certo
tempo ambas estarão em “equilíbrio térmico” a 300 ° C.
O calor em vez de ficar “parado”, “arrumado” na barra metálica a 400°
C, espontaneamente se “espalha” e se “distribui” uniformemente
pelas duas barras.
2) Desordem material
Quando moléculas se afastam procurando ocupar de maneira uniforme o
maior espaço possível.
a) Mudança de estado
Gelo: moléculas em ordem geométrica
Água: moléculas em desordem
Vapor de água: moléculas em grande desordem
Aumento de
desordem
Processo
espontâneo
b) Expansão de um gás
Gás: moléculas ocupam o volume do recipiente 1
Abrindo o recipiente 1, o gás irá se espalhar por todo o sistema.
Aumento de desordem (espaço)
Processo Espontâneo
c) Mistura de Gases
Abrindo a
torneira
Aumento de desordem
Processo Espontâneo
d) Dissolução de um sólido em um líquido
ENTROPIA
Originalmente, "entropia" (troca interior) surgiu como uma palavra
cunhada do grego de
em
(en - em, sobre, perto de...) e sqopg
(tropêe - mudança, o voltar-se, alternativa, troca, evolução...).
O termo foi primeiramente usado em 1850 pelo físico alemão Rudolf
Julius Emmanuel Clausius (1822-1888).
A existência da ordem/desordem está relacionada com uma
característica fundamental da natureza que denominamos entropia .
Em nosso cotidiano percebemos que é mais fácil deixarmos as coisas
desorganizadas do que em ordem. Quando espalhamos objetos pela
casa, temos muito trabalho para colocarmos as coisas em ordem.
Organizar é sempre mais difícil que bagunçar.
A tendência do aumento da entropia está relacionada com uma das
mais importantes leis da física: A segunda lei da termodinâmica. Essa
lei mostra que, toda vez que realizamos algum trabalho, parte da
energia empregada é perdida para o ambiente, ou seja, não se
transforma em trabalho útil.
O físico austríaco Ludwig Boltzmann (1844-1906) foi um
dos cientistas que ajudaram a definir o conceito de
entropia tal como é conhecido hoje.
ENTROPIA
Para medir o grau de desordem de um sistema, foi definida a grandeza
termodinâmica entropia, representada pela letra S.
- Quanto maior a desordem de um sistema, maior a sua entropia
- O mínimo de entropia possível corresponde à situação em que átomos de
uma substância estariam perfeitamente ordenados em uma estrutura
cristalina perfeita. Essa situação deve ocorrer, teoricamente, a 0 K (zero
absoluto).
- Em outras temperaturas, a entropia de uma substância deve ser
diferente de zero. Quanto maior a temperatura de uma substância, maior o
movimento das suas partículas, mais desorganizada ela está e, portanto,
maior a sua entropia.
ENTROPIA
A entropia (cal/K.mol) a 25 °C para uma mesma substância, a entropia no
estado gasoso é maior que aquela no estado líquido, que, por sua vez, é maior
que a do estado sólido.
A variação de entropia em uma transformação depende apenas dos estados
inicial e final do sistema, independentemente de como os reagentes se
transformam
nos
produtos,
isto
é,
do
mecanismo
da
reação.
Por definição, a variação da entropia de uma transformação é igual à diferença
entre a entropia dos produtos e dos reagentes:
∆S = Sprodutos - Sreagentes
Assim, se:
ENTROPIA
∆S > 0
Sprodutos > Sreagentes : a transformação ocorre com aumento da
desordem do sistema e tende a ser espontânea;
∆S < 0
Sprodutos < Sreagentes : a transformação ocorre com diminuição da
desordem do sistema e tende a ser não-espontânea;
∆S = 0
o sistema está em equilíbrio
Qualquer evento acompanhado por aumento na entropia do
sistema tende acontecer de forma espontânea.
Uma forma de prever se uma reação ocorrerá com aumento ou
diminuição de entropia é analisando o estado físico dos reagentes
e dos produtos.
Como descrito anteriormente, os gases têm mais entropia que os
líquidos e estes que os sólidos.
Durante as reações químicas, a liberdade de movimento dos átomos
freqüentemente sofre mudanças por causa das alterações na
complexidade das moléculas. Vamos considerar a reação representada a
seguir:
2NO2(g) → N2O4(g)
Reagentes: há seis átomos formando duas moléculas de NO2(g)
Produtos: esses mesmos seis átomos estão combinados formando uma
molécula de N2O4(g) .
Os seis átomos divididos entre duas moléculas permitem grau maior de
liberdade de movimento que os seis átomos formando uma molécula.
Então, podemos concluir que essa reação, caso aconteça, ocorrerá com
diminuição de entropia.
Duas regras gerais podem ajudar a prever se a entropia nas
transformações aumenta ou diminui:
- examinar os estados físicos dos produtos e dos reagentes;
- verificar, quando os estados físicos dos reagentes e
produtos forem iguais, o aumento ou a diminuição do número
de moléculas após a transformação, o que pode ser feito
comparando a quantidade de matéria em mols dos reagentes e
dos produtos da reação.