termoquímica - Colégio Dom Feliciano

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Curso Técnico em Química – Profª Cristina Lorenski Ferreira
Comp. Curricular Físico-Química – 3º módulo
TERMOQUÍMICA
A Termoquímica é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. A origem da
energia envolvida numa reação química decorre, basicamente, de um novo arranjo para as ligações químicas. O
conteúdo de energia armazenado, principalmente na forma de ligações é chamado de ENTALPIA (enthalpein, do grego =
calor) e simbolizado por H (heat).
1. As medidas do Calor:
1 cal = 4,18 J
1 kcal = 1000 cal
1 kJ = 1000 J
2. Classificação das Reações termoquímicas:
a) Reação Endotérmica: Quando a energia interna total dos reagentes for menor do que a dos produtos formados, a
reação somente poderá ser processada se puder absorver, no mínimo, a energia que falta.
Logo: H Produtos > H Reagentes: H > 0
LUZ
 C6H12O6 + 6O2

Fotossíntese: 6CO2 + 6H2O

Fe3O4(S)  3Fe(s) + 2O2(g) H= + 267,0 kcal ou Fe3O4(S)  3Fe(s) + 2O2(g) - 267,0 kcal
b) Reação Exotérmica:: Quando a energia interna total dos reagentes for maior do que a dos produtos formados,
haverá uma sobra de energia; consequentemente, a reação irá liberar energia.
Logo: H Produtos < H Reagentes: H < 0

Combustão de etanol: C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O

2C(S) + 3H2(g)  C2H6(g) H= – 20,2 kcal ou 2C(S) + 3H2(g)  C2H6(g) + 20,2 kcal
3. Calores de Reação:
HP: entalpia do produto HR: entalpia do reagente H: variação de entalpia
H = ΣH Produtos – ΣH Reagentes
4.





Equação Termoquímica:É a representação de uma reação química em que está especificado:
Equação química ajustada
O estado físico de todas as substâncias.
Variedade alotrópica (quando existir).
Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produto formado ou reagente consumido.
Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o ∆H.
5. Alotropia: Formas alotrópicas
Estáveis
Instáveis
O2
O3
C grafite
C diamante
Estáveis
P4 fósforo vermelho
S8 rômbico
Instáveis
P4 fósforo branco
S8 monoclínico
6. Estado padrão de uma substância: ∆H° - Entalpia padrão: medida à 25°C e 1 atm.
7. Tipos de Entalpia ou Calores de Reação
a) Entalpia de Mudança de Fase:
b) Entalpia de Formação: Energia envolvida na formação de 1 mol de
substância simples no estado alotrópico mais comum.
H2O(s) →
H2O(l) ∆H = + 1,7 kcal/mol
H2(g) + 1/2O2(g) → 1 H2O(l)
∆H°f = - 68,3 kcal /mol
H2O(l)
→
H2O(s) ∆H = - 1,7 kcal/mol
C (grafite) + O2(g) → 1 CO2(g)
H2O(l)
→
H2O(g) ∆H = + 10,5 kcal/mol
C (diamante) + O2(g) → 1 CO2(g)
H2O(g)
→
H2O(l) ∆H = - 10,5 kcal/mol
∆H°f = - 94,1 kcal /mol
∆H°f = - 94,5 kcal /mol
Obs:
↓ ∆H ↑Estabilidade
∆HC grafite ˂ ∆H C diamante
Logo: C grafite é mais estável!
Obs: Variedade alotrópica mais estável é mais abundante na natureza e apresenta menor conteúdo energético.
A entalpia molar (H) da substância no estado alotrópico mais estável e na condição padrão = 0
Exercício 1: Calcular a variação de entalpia da reação NH3(g) + HBr(g) → NH4Br(s) , conhecendo as seguintes entalpias
padrão de formação, em kJ/mol: NH3(g) = -45,9 ; HBr(g)= -36,3; NH4Br(s)= -270,8. RESPOSTA: -188,6 kJ/mol.
c) Entalpia de Combustão: Corresponde à energia liberada na combustão total de 1 mol de uma determinada
substância, supondo-se no estado padrão todas as substâncias envolvidas nessa combustão.

Combustão do metano: 1 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
∆H= -212,8 kcal/mol

Combustão do etanol: 1 C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
∆H= -327,6 kcal/mol
Exercício 2: Sabendo–se os valores das entalpias de formação a 25°C:
*94,1 kcal/mol para CO2 (g)
*68,3 kcal/mol para H2O (l);
*66,4 kcal/mol para C2H5OH (l|
a) Escreva a reação que corresponde a essa combustão.
b) Calcule o calor envolvido na queima de 92g de etanol. Resposta: 653,4 kcal
8. Energia de Ligação: É a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na quebra de 1 mol de
ligações químicas entre 2 átomos, considerando todas as substâncias no estado gasoso, a 25°C e 1 atm.

H
H ou H2(g) → 2H(g)
∆H= + 435,5 kJ/mol (São necessários 435,5 kJ para quebrar 1 mol de ligações
simples.)

O
O ou O2(g) → 2O(g)
∆H= + 497,8 kJ/mol (São necessários 497,8 kJ para quebrar 1 mol de ligações
duplas.)

N
N ou N2(g) → 2N(g)
∆H= + 943,8 kJ/mol (São necessários 943,8 kJ para quebrar 1 mol de ligações
triplas.)
Ex.: CH4(g) → C(g) + 4 H(g) ∆H= +1 651,6 kJ → Portanto: São necessários 1651,6kJ para quebrar 4 ligações C
logo, para quebrar cada ligação C H , teremos gasto 1651,6 / 4 = 412,9 kJ por mol de ligações C
H.
H
Atenção:
- Quanto maior é a energia de ligação, mais forte é a ligação, ou seja, é mais difícil quebrá-la.
- Assim como as entalpias padrão de formação das substâncias podem ser usadas para o cálculo das variações de
entalpia das reações das quais essas substâncias participam, as ENERGIAS DE LIGAÇÃO também permitem calcular as
variações de entalpia das reações químicas. Exemplo:
A seguir uma tabela com os valores das energias de ligação (kJ /mol):
H
I
298,4 Cl
Cl
242,0 H
Cl
430,9 I
I
150,9
Exercício 3: A partir dos dados acima, calcular a variação de entalpia da reação: 2 HI(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + I2(g)
LEI DE HESS
A lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que: A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou
absorvida em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
A partir da aplicação da lei de Hess podemos calcular o ∆H de uma reação x pela soma de reações de ∆H
conhecidos, cujo resultado seja a reação x.
- As equações químicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas;
- Invertendo uma equação termoquímica, devemos inverter o sinal do  ∆H;
- Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valo de ∆H será também
multiplicado (ou dividido) por esse número.
É importante lembrar que as entalpias das reações podem ser calculadas por três caminhos:
1. A partir das entalpias de formação das substâncias que participam da reação;
2. A partir das energias de ligação existentes nas moléculas das substâncias que participam da reação;
3. Pela lei de Hess, somando algebricamente várias equações com variações de entalpia já conhecidas, de modo a
obter a equação (e a variação de entalpia desejada).
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