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Química Geral e Inorgânica
QGI0001
Enga. de Produção e Sistemas
Profa. Dra. Carla Dalmolin
Termoquímica
Entalpia e Lei de Hess
Sistemas a Pressão Constante
 Quando o volume do sistema não é constante, a transferência
de calor gera também um trabalho compressão / expansão
ΔU = qP + w
ΔU = qp – PextΔV
Energia
transferida
sob a forma
de calor
Trabalho de
expansão a P
constante
qp = ΔU + PextΔV
qp = ΔU + PΔV
ΔH – Variação de entalpia
A variação da entalpia é o calor liberado / absorvido por um
sistema à pressão constante
ΔH e Calor
 Quando H é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança.
 Quando H é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança.
Entalpia e Entalpia molar
 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)
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g)
H = -890 kJ
H = -1780 kJ
 A entalpia molar é uma propriedade intensiva:
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g)
 1 mol de CO2 absorve 890 kJ de calor
 2 mol de H2O absorve 890 kJ de calor
 etc...
H = +890 kJ / mol
Entalpia como Função de Estado
 Por ser uma função de estado, o módulo da entalpia de uma
transformação é igual independente do sentido.
 O sinal + ou menos indica o sentido da transformação.
 Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do H:
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g)
H = +890 kJ
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)
H = -890 kJ
Entalpia, H
CH4(g) + 2 O2(g)
H = +890 kJ
H = -890 kJ
CO2(g) + 2 H2O(l)
Lei de Hess
A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação
das etapas em que a reação pode ser dividida.
Oxidação do Carbono:
C(gr) + O2(g)
CO2(g)
C(gr) + ½ O2(g)
CO(g)
ΔH0 = -110,5 kJ
CO(g) + ½O2(g)
CO2(g)
ΔH0 = -283,0 kJ
C(gr) + O2(g)
CO2(g)
ΔH0 = -393,5 kJ
Transformações de Fase
Processos Endotérmicos
vaporização
fusão
LÍQUIDO
SÓLIDO
solidificação
GASOSO
liquefação
Processos Exotérmicos
Transformações de Fase
ΔHprocesso direto = - ΔHprocesso inverso
ΔH1+2 = ΔH1 + ΔH2
ΔH < 0: processo exotérmico
ΔH > 0: processo endotérmico
Entalpia Padrão
 Estado de referência, de valor arbitrário, utilizado para facilitar
os cálculos de energia interna e entalpia.
Os elementos químicos, em sua forma alotrópica mais
estável, a pressão de 1 bar (~ 1 atm) e temperatura de 298
K (25 oC), têm valores nulos de energia interna e entalpia.
Entalpia padrão de formação:
2 C(gr) + 3 H2(g) + ½ O2(g)
C2H5OH(l)
ΔHf0 = -277,69 kJ
Indica o tipo de reação
Indica que reagentes e
produtos estão no estado
padrão
Termoquímica
Utilização de entalpias de formação e da Lei de
Hess 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:
Entalpias de reação (∆Hr˚):
∆Hr˚ = ∑ n ∆Hf˚ (produtos) - ∑ m ∆Hf˚ (reagentes)
Entalpias de Formação
 Considere a combustão do gás propano, C3H8(g) com oxigênio
para formar CO2(g) e H2O(l) sob condições padrão:
3C(s) + 4H2(g)  C3H8(g)
3C(g) + 3O2(g)  3CO2(g)
4H2(g) + 2O2(g)  4H2O(l)
H1 = Hf˚ (C3H8(g))
H2 = 3Hf˚ (3CO2(g))
H3 = 4 Hf˚ (4H2O(l))
C3H8(g)+ 5O2(g)  3CO2 (g)+ 4H2O(l) Hr˚ = H1 + H2 + H3
Hr˚ = -H1 + H2 +H3
Uso da Lei de Hess
O propano (C3H8) é um gás utilizado como combustível de lampiões em
acampamentos. A reação de formação deste gás a partir de seus
elementos pode ser escrita como:
3 C(gr) + 4 H2(g)
C3H8(g)
É difícil medir a variação de entalpia desta reação. Entretanto, as
entalpias de combustão são mais fáceis de medir. Assim, a partir dos
dados experimentais apresentados abaixo, calcule a entalpia de
formação do propano.
C3H8(g) + 5 O2(g)
C(gr) + O2(g)
H2(g) + ½ O2(g)
3 CO2(g) + 4 H2O(l)
ΔHc0 = -2220 kJ
CO2(g)
ΔHc0 = -394 kJ
H2O(l)
ΔHc0 = -286 kJ
Resolução
ETAPA 1: Procurar uma reação que envolva o grafite como reagente:
3 C(gr) + 3 O2(g)
3 CO2(g)
ΔH0 = 3 (-394) = -1182 kJ
ETAPA 2: Procurar uma reação que envolva o propano e escrevê-la no
sentido da formação deste gás como produto da reação:
3 CO2(g) + 4 H2O(l)
C3H8(g) + 5 O2(g)
ΔH0 = +2220 kJ
ETAPA 3: Somar as duas equações e simplificá-las:
3 C(gr) + 3 O2(g)+ 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
3 C(gr) + 4 H2O(l)
3 CO2(g) + C3H8(g) + 5 O2(g)
C3H8(g) + 2 O2(g)
ΔH0 = +1038 kJ
Resolução
ETAPA 4: Para cancelar o reagente H2O e o produto O2, utilizar uma
equação que contenha estes compostos como produto e reagente,
respectivamente:
3 C(gr) + 4 H2O(l)
4 H2(g) + 2 O2(g)
C3H8(g) + 2 O2(g)
ΔH0 = +1038 kJ
4 H2O(l)
ΔH0 = 4 (-286) = -1144 kJ
ETAPA 5: Somar as reações acima e simplificar a reação resultante para
chegar na reação de interesse (formação do gás propano):
3 C(gr) + 4 H2O(l) + 4 H2(g) + 2 O2(g)
3 C(gr) + 4 H2(g)
C3H8(g)
C3H8(g) + 2 O2(g) + 4 H2O(l)
ΔH0 = -106 kJ
Calor Liberado nas Reações
 Entalpia padrão de combustão (ΔHc0):
 Variação de entalpia por mol de uma substância que é queimada em uma
reação de combustão nas condições padrão.
 Reações de combustão:
 Queima de combustíveis fósseis: carvão, petróleo, gás natural – produz
energia para movimentar um motor, ou para aquecimento.
 Queima de alimentos – produz energia que mantém os seres vivos.
Compostos orgânicos
Presença de
elementos inorgânicos
CO2 + H2O+ C (combustão incompleta)
N2, NOx, SOx, etc.
Escolha de um Combustível
 Que quantidade de propano deve-se levar num acampamento?
 Existe uma alternativa de combustível mais leve com o mesmo poder
calorífico?
1) Calcular a massa de propano necessária para obter, por combustão,
350 kJ de calor. (energia necessária para aquecer 1L de água a partir
da temperatura ambiente até a sua ebulição)
C3H8(g) + 5 O2(g)
3 CO2(g) + 4 H2O(l)
ΔHc0 = -2220 kJ/mol
2) Calcular a massa de butano que deve ser queimada para fornecer os
mesmos 350 kJ de calor. Seria mais fácil carregar propano ou butano?
2 C4H10(g) + 13 O2(g)
8 CO2(g) + 10 H2O(l)
ΔHc0 = -5756 kJ/mol
3) O álcool em gel (etanol) é outro combustível também utilizado em
acampamentos. Qual a massa de etanol que deve ser queimada nas
mesmas condições?
C2H5OH(l) + 3 O2(g)
2 CO2(g) + 3 H2O(l)
ΔHc0 = -1368 kJ/mol