H 2 O (g )

Profa. Graça Porto
TERMOQUÍMICA
A QUÍMICA
DOS EFEITOS
ENERGÉTICOS.
OS PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS DO
CALOR E DO TRABALHO SE APLICAM,
NO ESTUDO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
E NAS MUDANÇAS DO ESTADO FÍSICO
DE UMA SUBSTÂNCIA.
OBSERVE OS
FENÔMENOS
NELES,OCORREM TRANSFORMAÇÕES
FÍSICAS E (OU) QUÍMICAS
ENVOLVENDO VÁRIOS TIPOS DE ENERGIA,
INCLUSIVE ENERGIA TÉRMICA.
Profa. Graça Porto
CONCEITOS IMPORTANTES
SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo
para estudo.
ENERGIA - resultado do movimento e da força
gravitacional existentes nas partículas
formadoras da matéria.
ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema
através de reações químicas.
CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura
mais alta para o outro com temperatura mais baixa.
TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força
que se opõe a esse deslocamento.
EM UM SISTEMA ISOLADO
A ENERGIA É SEMPRE A MESMA, ELA SE CONSERVA;
PODE-SE DIZER ENTÃO QUE
A ENERGIA DO UNIVERSO É CONSTANTE.
ENERGIA INTERNA
ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA
SOB VOLUME CONSTANTE.
ENTALPIA
ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA
SOB PRESSÃO CONSTANTE, RESUMIDAMENTE, PODEMOS
DIZER QUE É O CONTÉUDO DE CALOR DA SUBSTÂNCIA.
Profa. Graça Porto
O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃO
É DENOMINADO CALORIMETRIA.
O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É
DENOMINADO CALORÍMETRO.
Profa. Graça Porto
CALORIA é a quantidade de energia necessária
para aumentar de 1ºC a temperatura de 1 g de água.
JOULE é a quantidade de energia necessária para
deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso,
fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo.
1 cal = 4,18 J
1 kcal = 1000 cal
1 kJ = 1000 J
Profa. Graça Porto
EFEITOS ENERGETICOS
NAS REACõES QUÍMICAS
Na fotossíntese ocorre absorção de calor
6CO 2 +
6H2O

LUZ
CLOROFILA
C6H12O6 + 6O2
GLICOSE
Na combustão do etanol ocorre liberação de calor
C 2H 5OH + 3O 2

2CO 2 + 3H 2O
ETANOL
Profa. Graça Porto
A TERMOQUÍMICA ESTUDA AS MUDANÇAS
TÉRMICAS ENVOLVIDAS NAS REAÇÕES QUÍMICAS
* quando envolve liberação de calor, denomina-se
REAÇÃO EXOTÉRMICA.
* quando envolve absorção de calor, denomina-se
REAÇÃO ENDOTÉRMICA.
Profa. Graça Porto
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a representação de uma reação química em que está
especificado:
* o estado físico de todas as substâncias.
* o balanceamento da equação.
* a variação de calor da reação ( H ).
* variedade alotrópica quando existir.
* as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja,
temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum)
Segue alguns exemplos...
Profa. Graça Porto
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)  3 Fe(s) + 2 O2(g)
 H= + 267,0 kcal
Fe3O4(s)  3 Fe(s) + 2 O2(g) - 267,0 kcal
Profa. Graça Porto
REAÇÃO EXOTÉRMICA
2 C(s) + 3 H2(g)  C2H6(g)
OBSERVE
OS SINAIS
 H = – 20,2 kcal
2 C(s) + 3 H2(g)  C2H6(g) + 20,2 kcal
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
OBSERVE
OS SINAIS
Fe3O4(s)  3 Fe(s) + 2 O2(g)  H = + 267,0 kcal
Fe3O4(s)  3 Fe(s) + 2 O2(g) - 267,0 kcal
Profa. Graça Porto
CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA

A +
HR
B


C
+
D
HP
HP
 ENTALPIA PRODUTO
HR
 ENTALPIA REAGENTE
H
 VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Profa. Graça Porto
REAÇÃO EXOTÉRMICA

A +
B

C

+
HR
D + CALOR
HP
REAÇÃO ENDOTÉRMICA

A +
B
HR
+ CALOR


C
+
D
HP
Profa. Graça Porto
Não esqueça:
HP
 ENTALPIA PRODUTO
HR
 ENTALPIA REAGENTE
H
 VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Profa. Graça Porto
REAÇÃO EXOTÉRMICA
A
+
B

C
HR
ENTÃO
+
= HP
D
+
+
HR > HP
HR
O SENTIDO DA SETA
SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
PARA O PRODUTO
HP
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
REAÇÃO EXOTÉRMICA
A +
B

C
+
D + CALOR
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
A +
B + CALOR

C
+
D
Profa. Graça Porto
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
A
+
B

+
Hp
ENTÃO
C
= Hr
+
D
+
Hp > Hr
HP
O SENTIDO DA SETA
SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
PARA O PRODUTO
HR
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
H = H
(PRODUTOS)
– H
(REAGENTES)
Se
HR
HP
H
>
0
Se
HR > HP
H
<
0

Profa. Graça Porto
H = H
Se
HR

(PRODUTOS)
HP
– H
H
(REAGENTES)
>
0
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Se
HR > HP
H
<
0
REAÇÃO EXOTÉRMICA
Profa. Graça Porto
H = H
Se
(PRODUTOS)
– H
(REAGENTES)
HR > HP
HR
H
<
0
HP
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
H = H
Se
(PRODUTOS)
– H
(REAGENTES)
REAÇÃO
EXOTÉRMICA
HR > HP
HR
H
<
0
HP
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
H = H
(PRODUTOS)
Se
– H
(REAGENTES)
Hp > Hr
HP
H
>
0
HR
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
H = H
(PRODUTOS)
Se
– H
(REAGENTES)
REAÇÃO
ENDOTÉRMICA
Hp > Hr
HP
H
>
0
HR
CAMINHO DA REAÇÃO
Profa. Graça Porto
OBS.:
* Convencionou-se entalpia zero para determinadas
substâncias simples, em razão de não ser possível
medir o valor real da entalpia de uma substância.
* Foram escolhidas condições-padrão para
estabelecer medidas relativas.
* Terá entalpia zero qualquer substância
simples que se apresente nos estados
físico e alotrópico mais comum,
a 25ºC e 1atm de pressão.
Profa. Graça Porto
ENTALPIA ZERO
Hº = 0
H2(g), N2(g) e etc
O2(g)
C(grafite)
S(rômbico)
P(vermelho)
ENTALPIA MAIOR QUE
ZERO Hº
0
--O3(g)
C(diamante)
S(monoclínico)
P(branco)
Profa. Graça Porto
ENTALPIA ZERO
Hº = 0
H2(g), N2(g) e etc
O2(g)
C(grafite)
S(rômbico)
P(vermelho)
ENTALPIA MAIOR QUE
ZERO Hº
0
--O3(g)
C(diamante)
S(monoclínico)
P(branco)
* A forma alotrópica menos estável
tem entalpia maior que zero.
Profa. Graça Porto
Observe a reação de formação (síntese )
de um mol de água, a 25ºC e 1 atm de pressão.
H2(g) +
1/2O2(g)  H2O(g)
Cálculo da entalpia de formação:
H = H(produtos) - H(reagentes)
Profa. Graça Porto
H2(g) +
1/2 O2(g)  H2O(g )
H = ?
H = H(produtos) – H(reagentes)
H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
COMO
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
H = HºH2O(l)
e
HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol
ENTÃO
H = – 68,4kcal/mol
Profa. Graça Porto
H2(g) +
1/2 O2(g)  H2O(g )
H = ?
H = H(produtos) – H(reagentes)
H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
H = HºH2O(l)
HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol
H = – 68,4kcal/mol
Profa. Graça Porto
H2(g) +
1/2 O2(g)  H2O(g )
H = –68,4kcal/mol
H = H(produtos) – H(reagentes)
H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
H = HºH2O(l)
HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol
H = – 68,4kcal/mol
Profa. Graça Porto
CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
LEI DE HESS
A entalpia de uma reação depende apenas dos estados iniciais
e finais da reação, não depende dos estados intermediários,
ou seja a reação é a mesma para uma ou mais etapas.
Ex. 1 - Cálculo da entalpia da reação de formação do gás carbônico:
C(grafite)+ O2(g) 
CO2(g)
H = ? kcal/mol
Profa. Graça Porto
OBSERVE AS EQUAÇÕES:
C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g)
H = – 26,4kcal/mol
CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g) H = – 67,6kcal/mol
Profa. Graça Porto
EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA DAS MESMAS.
Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam.
1ª etapa: C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g)
H1 = – 26,4kcal/mol
2ª etapa: CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g)
H2 = – 67,6kcal/mol
Etapa final: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g)
CONCLUINDO
H = – 94,0kcal/mol
H = H1 + H2
H = – 94,0kcal/mol
Profa. Graça Porto
Observe que o processo é puramente algébrico.
1ª etapa : C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g)
H1 = -26,4kcal/mol
2ª etapa : CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g)
H2 = -67,6kcal/mol
Etapa final: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g)
H = -94,0kcal/mol
Profa. Graça Porto
Observe que o processo é puramente algébrico.
1ª etapa : C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g)
H1 = -26,4kcal/mol
2ª etapa : CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g)
H2 = -67,6kcal/mol
Etapa final: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g)
H = -94,0kcal/mol
H = H1 + H2 = -94,0kcal/mol
Profa. Graça Porto
Ex 2 - Dadas as equações:
C(grafite )+ O2(g)  CO2(g)
H1 = – 94,0kcal/mol
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l)
H2 = – 68,4kcal/mol
C(grafite)+ 2H2(g)  CH4(g)
H3 = – 17,9kcal/mol
Calcular a entalpia da reação:
CH4(g) + O2(g)  CO2(g)+ H2O(l)
Profa. Graça Porto
Resolução:
As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modo
que a sua soma resulte na equação-problema.
Agora vamos identificá-las com algarismos romanos.
I) C(grafite )+ O2(g)  CO2(g)
H1 = – 94,0kcal/mol
II) H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l)
H2 = – 68,4kcal/mol
III) C(grafite)+ 2H2(g)  CH4(g)
H3 = – 17,9kcal/mol
Equação-problema:
CH4(g) + O2(g)  CO2(g)+ H2O(l)
Profa. Graça Porto
Devemos manter a equação I pois dessa forma
obteremos gás carbônico como produto.
C(grafite )+ O2(g)  CO2(g)
H1 = – 94,0kcal/mol
Multiplicar por 2 a equação II para que os coeficientes
fiquem ajustados.
(
2 H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l)
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)
H2 = – 68,4kcal/mol
)
H2 = – 136,8 kcal/mol
O H2 também é multiplicado
Agora, invertemos a equação III de modo a obter o
metano ( CH4 ) como reagente.
Observe a inversão de sinal do H3
CH4(g)  C(grafite)+
2H2(g)
H3 = + 17,9kcal/mol
Profa. Graça Porto
Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações,
inclusive das variações de entalpia.
C(grafite )+ O2(g)  CO2(g)
H1 = – 94,0 kcal/mol
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)
H2 = – 136,8 kcal/mol
CH4(g)  C(grafite)+ 2H2(g)
H3 = + 17,9 kcal/mol
_____________________________________________________________
Profa. Graça Porto
Observe os cortes:
C(grafite )+ O2(g)  CO2(g)
H1 = – 94,0 kcal/mol
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)
H2 = – 136,8 kcal/mol
CH4(g)  C(grafite)+ 2H2(g)
H3 = + 17,9 kcal/mol
_____________________________________________________________
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g)+ 2H2O(l) H = – 212,9 kcal/mol
H = H1 + H2 + H3
Profa. Graça Porto
CALORES PADRÃO DE FORMAÇÃO
OU ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO
É o calor desenvolvido na formação de um mol de
determinado composto, a partir das substâncias
simples correspondentes no estado padrão.
Representa-se por: Hf
º
O índice sobrescrito º significa estado
padrão.
O índice subscrito f significa formação.
.
Profa. Graça Porto
REAÇÃO DE FORMAÇÃO - é aquela em que um mol de um único
composto é formado a partir de substâncias simples no
estado padrão.
Exs.:
C(grafite )+ O2(g)  CO2(g)
1 mol
H2(g)
+ 1/2 O2(g)  H2O(l)
1 mol
Os valores de H são pré-estabelecidos e encontrados
em tabelas, para aqueles compostos que estejam na sua
forma mais estável a 1 atm de pressão, ou seja,
no estado padrão.
Profa. Graça Porto
SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol) SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol)
H2O(v)
-57,8
NH3(g)
-11,0
H2O(l)
-68,4
HF(g)
-64,2
H2O(s)
-69,8
HCl(g)
-22,1
CO(g)
-26,4
HBr(g)
-8,7
CO2(g)
-94,1
HI(g)
-6,2
CH4(g)
-17,9
HNO3(l)
-41,5
H3COH(l)
-57,0
C12H22O11(s)
-531,5
C2H5OH(l)
-66,4
NaCl(s)
-98,5
Profa. Graça Porto
CALOR PADRÃO DE COMBUSTÃO
OU ENTALPIA-PADRÃO DE COMBUSTÃO
É o calor liberado na combustão total de um mol de uma
substância em que os componentes dessa reação estão no
estado-padrão.
H2(g)
+ 1/2O2(g)  H2O(l)
H=–68,4kcal/mol
C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(l) H=–325 kcal/mol
COMBUSTÃO - reação de uma substância com o oxigênio (O2) em que
ocorre liberação de energia. ( REAÇÃO EXOTÉRMICA )
Profa. Graça Porto
O PODER CALÓRICO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS
A gasolina possui maior poder clalorífico que o álcool.
Para cada litro de gasolina queimado são produzidos
aproximadamente 8000 quilocalorias, enquanto para cada
litro de álcool queimado, temos a produção de
aproximadamente 5000 quilocalorias.
Veja a tabela de calorias de alguns alimentos, a seguir.
Profa. Graça Porto
ALIMENTO
Kcal/g ALIMENTO kcal/g
Cerveja
0,3
Feijão
3,5
Leite
0,7
Arroz
3,6
Peixe carne branca
0,8
Queijo prato
3,7
Batata
1,1
Carne de vaca
3,9
Ovos
1,6
Açúcar
3,9
Sorvete
1,7
Farinha de soja
4,3
Frango
2,3
Chocolate
5,2
Pão branco
2,3
Amendoim
5,6
Bife
2,7
Carne de porco
5,8
Milho
3,4
Manteiga
7,5
CALOR DE DISSOLUÇÃO OU
ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO
É o calor desenvolvido ( liberado ou absorvido) provocado
pela dissolução de um mol de substância, numa quantidade
de água suficiente para se obter uma solução diluída,
no estado padrão.
H2SO4(l) + aq  H2SO4(aq) H = – 22,9 kcal/mol
KNO3(s) + aq
 KNO3(aq) H = + 8,5 kcal/mol
Profa. Graça Porto
CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO OU
ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO
É o calor liberado na neutralização de um equivalente-grama
de um ácido por um equivalente-grama de uma base, ambos
em soluções aquosas diluídas, no estado padrão.
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) H = –13,8 kcal/eq-g
HNO3(aq) + LiOH(aq)  LiNO3(aq) + H2O(l) H = –13,8 kcal/eq-g
OBS.: Para ácidos e bases fortes o H será sempre o mesmo.
Profa. Graça Porto
A variação de entalpia de uma reação pode ser
calculada, conhecendo-se apenas as entalpias
de formação dos seus reagentes e produtos.
H = H(produtos) –  H(reagentes)
Profa. Graça Porto
Observe a equação:
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g) H = ? – kcal/mol
Consultando a tabela de calores de formação:
SUBSTÂNCIAS
C3H8(g)
CO2(g)
H2O(g)
O2(g)
H
-24,8kcal/mol
-94,1kcal/mol
-57,8kcal/mol
zero
Profa. Graça Porto
H = H(produtos) –  H(reagentes)
H = [3HCO2(g)+ 4H H2O(g) ]
- ( HC H
3
8(g)
+ 5 HO2(g) )
H = [ 3(-94,1) + 4(-57,8)] - (-24,8 + zero)
H = - 488,7 kcal/mol
Profa. Graça Porto
ENERGIA DE LIGAÇÃO
É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UM MOL DE
LIGAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA NO ESTADO GASOSO.
EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias
110kcal.
Para romper um de ligação H – C são necessárias
100kcal.
Para romper um de ligação O = O são necessárias
118kcal.
.
* esses valores
são tabelados
Profa. Graça Porto
Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos:
H2O(l)  2H(g) + O(g) H = ? kcal/mol
110kcal
110Kcal
O
H
H
H2O(l)  2H(g) + O(g) H = 220 kcal/mol
Profa. Graça Porto
Observe a reação em que todos os participantes estão
no estado gasoso:
H
|
H— C— O — H +
|
H
3/2O2

O = C = O + 2H2O
Para romper as ligações intramoleculares do metanol e do
oxigênio, serão absorvidos, para:
1 mol de O — H  +464,0 kJ
+ 464,0 kJ
1 mol de C — O  +330,0 kJ
+ 330,0 kJ
3 mols de C — H  3 (+413,0 kJ)
+ 1239,0 kJ
3/2 mols de O = O  3/2 (+493,0 kJ)
+ 739,5 kJ
TOTAL ABSORVIDO
+ 2772,5 kJ
Profa. Graça Porto
Cômputo dos produtos:
H
|
H— C— O — H +
|
H
3/2O2

O = C = O + 2H2O
Para formar as ligações intramoleculares do CO2 e da água,
serão liberadas:
2 mols de C = O  2 (-7444,0 kJ)
2 mols de H — O  2 ( - 464,0 kJ)
TOTAL LIBERADO
-1 488,0 kJ
- 928,0 kJ
-2 416,0 kJ
Profa. Graça Porto
O cálculo final será:
H = H(reagentes)
+
H(produtos)
H = 2 772,5kJ
+
(- 2 416kJ)
CALOR
ABSORVIDO
CALOR
LIBERADO
H = 356,5kJ
Profa. Graça Porto
A quebra de ligação envolve
absorção de calor
H
—
H
Processo
endotérmico
Processo
exotérmico
A formação de ligação envolve
liberação de calor
H— H
Profa. Graça Porto