TERMOQUÍMICA
Termoquímica
É o estudo das quantidades de calor liberadas
ou absorvidas durante as reações químicas ou
mudanças de estado físico de uma substâncias.
Para a Termoquímica, as reações químicas se
classificam em:

Reações exotérmicas – são aquelas que produzem ou liberam
calor, como por exemplo:
- a queima do carvão:
C + O2  CO2 + calor
- a combustão da gasolina:
C8H18 + 25/2 O2  8 CO2 + 9 H2O + calor

Reações endotérmicas – são as que absorvem calor, como por
exemplo:
- a decomposição do carbonato de cálcio:
CaCO3 + calor  CaO + CO2
Variação da Entalpia (H)
É a medida da quantidade de calor liberada ou absorvida pela
reação, a pressão constante.
O cálculo da variação da entalpia é dado pela expressão genérica:
H = Hfinal – Hinicial
ou
H = Hproduto - Hreagente
H em reações exotérmicas


Nas reações exotérmicas, a
entalpia dos produtos (Hp) é
menor do que a entalpia dos
reagentes (Hr).
Assim: H = Hp - Hr < 0; o valor
negativo
indica
que
as
substâncias perdem energia
(entalpia) durante a reação.
Entalpia (H)
Hr
H<0
Hp
caminho da reação
H em reações endotérmicas

Nas reações endotérmicas, a
Entalpia (H)
entalpia dos produtos (Hp) é
maior do que a entalpia dos
reagentes (Hr).
Hp

Assim: H = Hp - Hr > 0; o
valor positivo indica que as
substâncias ganharam energia
(entalpia) durante a reação.
Hr
H>0
caminho da reação
Representação:

Reação endotérmica:
CaCO2 (s)  CaO (s) + CO2 (g) H = + 1207 kJ
CaCO2 (s) + 1207 kJ  CaO (s) + CO2 (g)

Reação exotérmica:
S (g) + 3/2 O2  SO3 (s) H = - 94,4 kcal/mol
S (g) + 3/2 O2  SO3 (s) + 94,4 kcal/mol
Exemplos
01) Classifique as reações a seguir em endotérmicas ou exotérmicas:
a) CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g)
∆H = - 67,6 kcal
exotérmica
b) C(s) + H2O(g)  CO(g) + H2(g)
∆H = + 31,4 kcal
endotérmica
c) H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (g)
∆H = - 57,8 kcal
d) 940,0 kJ + N2  2 N
e) 506,6 kJ + O2  2 O
endotérmica
endotérmica
exotérmica
f) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) + 285,8 kJ/mol
g) C(s) + 715,5 kJ/mol  C(g)
exotérmica
endotérmica
h) 6 C(graf) + 3 H2(g)  C6H6(l)
H = + 48,9 kJ/mol
i) C(graf) + 2 H2(g)  CH4(g)
H = - 74,5 kJ/mol
j) C(graf) + O2(g)  CO2(g)
H = - 393,3 kJ/mol exotérmica
endotérmica
exotérmica
Exemplos
(Unama-PA) Durante o jogo de tênis, o da sugeriu a aplicação de
compressa quente sobre o local da lesão. No armário de medicamentos
havia dois tipos de compressas na forma de pacotes plásticos, sendo um
deles amarelo e o outro azul.
No pacote amarelo estava a informação: ao pressionar ocorre a reação
CaCl2(s)  Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) H = - 82,8 kJ
No pacote azul estava a informação: ao pressionar ocorre a reação
NH4NO3(s)  NH4+(aq) + NO3-(aq) H = 26,2 kJ
Qual dos dois pacotes deverá ser utilizado como compressa quente sobre a
lesão? Justifique sua resposta.
Pacote amarelo, pois haverá liberação de calor (reação exotérmica)
H nas mudanças de estado físico

Processos endotérmicos: fusão, vaporização e sublimação (sólido
para o gasoso).

Processos exotérmicos: solidificação, liquefação e sublimação
(gasoso para o sólido).
Exemplos
1) Ao sair de uma piscina em um dia de vento, sentimos frio.
Proponha uma explicação para isso, baseada nos conceitos de
mudança de fase e de troca de calor.
Quando a água que está sobre a pele passa da fase líquida para a fase
vapor, absorve calor das vizinhanças, o que inclui a superfície do corpo. Essa
perda de calor pelo corpo produz a sensação de frio.
2) Dos processos I a VI esquematizados abaixo, todos a pressão
constante, quais são endotérmicos? E exotérmicos?
II
I
SÓLIDO
LÍQUIDO
III
V
VI
GASOSO
IV
Endotérmicos: I, II e V
Exotérmicos: II, IV e VI
Exemplos:
3) (UEMG) Das equações químicas apresentadas a seguir, todas
são transformações endotérmicas, EXCETO:
a) H2 (l)  H2 (g)
b) O2 (g)  O2 (l)
c) CO2 (s)  CO2 (g)
d) Pb (s)  Pb (l)
Equação Termoquímica
É a equação à qual acrescentamos a entalpia da reação
e na qual mencionamos todos os fatores que possam
influir no valor dessa entalpia.
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l)
H = - 286,6 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)
C(diamante) + O2 (g)  CO2 (g) H = - 395,0 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)
H2 (g) + Cl2 (g)  2 HCl (g) H = - 184,1 kJ/mol (75 ºC; 1 atm)
Casos particulares das entalpias das reações
Estado padrão: um elemento químico está no estado padrão
quando se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou
cristalino) mais comum e estável, a 25 ºC e 1 atm de pressão.
Toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a
zero.
Exemplo: forma mais comum do carbono: grafite; forma mais
comum e estável do oxigênio: O2.
Entalpia padrão de formação

É a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol da
substância, a partir das substâncias simples correspondentes,
estando todas no estado padrão.
H2 (g) + S (rômbico) + 2 O2 (g)  1 H2SO4 (l)
Hfº = - 813,0 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)
2 C(grafite) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g)  1 C2H5OH (l)
Hfº = - 277,5 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)
Alguns valores das entalpias padrão de
formação
Substância
Entalpia de formação (kcal/mol)
CO (g)
- 26,4
NaCl (s)
- 98,6
HI (g)
+ 6,2
N2 (g)
zero
Observação:

O cálculo das variações de entalpia de todas as reações
químicas pode ser efetuado a partir das entalpias
padrão de formação das substâncias que participam da
reação dada.

Exemplo: (UFSC-SP) Um dos sistemas propelentes
usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N2H4)
como combustível e peróxido de hidrogênio (H2O2) como
oxidante. Esses reagentes são chamados hipergólicos,
isto é, eles iniciam a reação pelo simples contato. A
reação que ocorre é:
N2H4(l) + 2 H2O2(l)  N2(g) + 4 H2O(g)
Os reagentes são misturados a 25 ºC na relação molar
indicada na equação. Qual é o calor da reação?
São dadas as entalpias de formação:
N2H4(l) = + 12 kcal/mol
H2O2(l) = - 46 kcal/mol
H2O(g) = - 57,8 kcal/mol
Resolução:
N2H4(l) + 2 H2O2
+ 12
2.(-46)
- 92
Hreagentes = - 80 kcal/mol
N2 (g) + 4 H2O (g)
4.(-57,8)
- 231,2
Hprodutos = - 231,2 kcal/mol
H = Hprodutos - Hreagentes
H = - 231,2 – (- 80)
H = - 231,2 + 80
H = - 151,2 kcal/mol
Energia de Ligação

É a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada
na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondose todas as substâncias no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm.

Exemplos:
H2 (g)  2 H (g)
H = + 435,5 kJ/mol
Cl2 (g)  2 Cl (g)
H = + 242,0 kJ/mol
O2 (g)  2 O (g)
H = + 497,8 kJ/mol
(1 mol de ligações duplas)
N2 (g)  2 N (g)
H = + 943,8 kJ/mol
(1 mol de ligações triplas)
Observações:
* Quanto maior a energia de ligação, mais forte é a ligação, ou seja,
é mais difícil quebrá-la. Pelo contrário, ligações fracas (de energia
de ligação pequena) se quebram facilmente.
* Para quebrar uma ligação gastamos energia, no sentido inverso,
isto é, quando ligamos dois átomos – a mesma energia será
devolvida.
Alguns valores de energia de ligação (kcal/mol)
Ligação
Energia de
ligação
Ligação
Energia de
ligação
C-C
83,2
C-H
98,8
C=C
146,8
C=O
178,0
CC
200,6
H - Br
87,4
H-H
104,2
C-O
85,5
Observação:
O cálculo das variações de entalpia de qualquer reação química
pode ser efetuado a partir das energias de todas as ligações que
existem nos reagentes e produtos da reação considerada.
Exemplo: Dados os valores de energia de ligação:
H – H = 436 kJ/mol
C – H = 414 kJ/mol
C – C = 347 kJ/mol
Cl – Cl = 243 kJ/mol
C – Cl = 331 kJ/mol
H – Cl = 431 kJ/mol
Determine o H para a reação dada:
CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl + HCl
Resolução:
H
H C H + Cl
H
Cl
H
Energia absorvida
C – H = 4.(414) = 1656
Cl – Cl = 243
H = + 1899
H = + 1899 - 2004
H = - 105 kJ
H C Cl + H Cl
H
Energia liberada
C – H = 3.(414) = 1242
C – Cl = 331
H – Cl = 431
H = - 2004
LEI DE HESS
“A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou
absorvida) em uma reação química depende apenas dos
estados inicial e final da reação”.
Conseqüências:

As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem
equações matemáticas.

Multiplicando ou dividindo uma equação termoquímica por um valor
diferente de zero, o valor do H será também multiplicado ou dividido
pelo mesmo valor.

Invertendo uma equação termoquímica, inverte-se o sinal do H.
Exemplo:
Dadas as equações termoquímicas:
I. C(grafite) + 2 H2(g)  CH4(g) H = - 18 kcal/mol
II. C(g) + 2 H2(g)  CH4(g)
H = - 190 kcal/mol
Calcule o calor envolvido na reação:.
C(grafite)  C(g)
a) Manter a equação I
C(grafite) + 2 H2(g)  CH4(g) H = - 18 kcal/mol
b) Inverter a equação II
CH4(g)  C(g) + 2 H2(g)
H = + 190 kcal/mol
c) Soma das equações I e II
C(grafite) + 2 H2(g)  CH4(g) H = - 18 kcal/mol
CH4(g)  C(g) + 2 H2(g)
H = + 190 kcal/mol
C(grafite)  C(g)
H = + 172 kcal/mol
Exemplo

(UFPR) Os propelentes de aerossol são normalmente
clorofluocarbonatos (CFCs), como freon-11 (CFCl3) e freon-12
(CF2Cl2). Tem sido sugerido que o uso continuado destes pode
reduzir a blindagem de ozônio da estratosfera, com resultados
catastróficos para os habitantes de nosso planeta. Na estratosfera,
os CFCs e o O2 absorvem radiação de alta energia e produzem,
respectivamente, átomos de Cl e átomo de O. Dadas as equações
termoquímicas:
O2 + Cl  ClO + O
H = + 64 kcal
O3 + Cl  ClO + O2
H = - 30 kcal
Calcular o valor do H em módulo e em kcal, para a reação de
O3 + O  2 O2



Inverter a primeira equação:
ClO + O  O2 + Cl
Manter a segunda equação:
O3 + Cl  ClO + O2
Somar as equações:
ClO + O  O2 + Cl
O3 + Cl  ClO + O2
O 3 + O  2 O2
H = - 64 kcal
H = - 30 kcal
H = - 94 kcal
H = - 64 kcal
H = - 30 kcal