Aula 7: Variações da
energia nas reações,
Massa vs Energia, Calor de
formação e lei de Hess
Alan Garcia C. da Silva
Feira de Santana – BA
TERMOQUÍMICA
É a parte da Química que estuda as
variações de energia que acompanham
as reações químicas.
Os
elementos
que
ingerimos
são
decompostos em nosso
organismo por moléculas
complexas, denominadas
enzimas. Esse processo,
chamado
metabolismo,
ocorre em várias etapas e
libera a energia de que
necessitamos para crescer
e nos mantermos vivos.
Informação nutricional
Combustíveis
Em 2000, os Estados
Unidos consumiram
1,03 x 1017 kJ de
combustível.
Unidades de energia
A unidade SI para energia é o joule, J.
Algumas vezes utilizamos a caloria em vez do
joule:
1 cal = 4,184 J
Uma caloria nutricional:
1 cal = 1.000 cal = 1 kcal
Processos endotérmicos e
exotérmicos
Endotérmico: absorve calor da
vizinhança  mostra-se fria.
Exotérmico: transfere calor para
a vizinhança  mostra-se
quente.
A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de
grandeza do ΔH é diretamente proporcional à
quantidade):
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)
ΔH = -890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = -1780 kJ
Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do Δ H:
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) ΔH = +890 kJ
• ENTALPIA DE UM SISTEMA (H):
Pode ser conceituada como o conteúdo
energético do sistema.
• VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H)
H= Hp – Hr,
sendo que Hp é a entalpia dos produtos e Hr é a
entalpia dos reagentes.
• REAÇÃO EXOTÉRMICA:
É aquela que libera calor.
Hp < Hr
H < 0
Pelas equações ou pelo gráfico, devemos entender
que na síntese de 2 mol de NH3 ocorre a liberação de
92,2 kJ.
• REAÇÃO ENDOTÉRMICA:
É aquela que absorve calor.
Hp > Hr
H > 0
Pelas equações ou pelo gráfico, devemos entender que
na decomposição de 2 mol de NH3 ocorre a absorção de
92,2 kJ.
ΔH nas mudanças de estado físico
• LEI DE HESS
"A variação de entalpia envolvida numa reação
química, sob determinadas condições
experimentais, depende exclusivamente da
entalpia inicial dos reagentes e da entalpia
final dos produtos, seja a reação executada em
uma única etapa ou em várias etapas
sucessivas".
Essa lei é muito útil para determinar indiretamente
calor de reação, impossível de ser medido
experimentalmente. O calor total liberado ou
absorvido nas reações sucessivas:
A B e B C
é igual ao calor liberado ou absorvido na reação
A  C.
O calor liberado ou absorvido na reação A  C
não depende do número de estados
intermediários.
Conseqüências da Lei de Hess
• Podemos trabalhar com equações químicas como
se fossem equações matemáticas, isto é, permite
calcular o  de uma determinada reação x
(incógnita) pela soma de reações de

conhecidos, cujo resultado seja a reação de x.
• Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os
coeficientes de uma reação termoquímica por um
número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o
valor de  desta reação pelo mesmo número.
A lei de Hess: se uma reação é executada em uma
série de etapas, o ΔH para a reação será igual à
soma das variações de entalpia para as etapas
individuais.
Por exemplo:
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) Δ H = -802 kJ
2H2O(g) 2H2O(l)
Δ H = -88 kJ
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) Δ H = -890 kJ
CALOR OU ENTALPIA DE FORMAÇÃO:
Se 1 mol de composto é formado a partir de seus
elementos constituintes, a variação de entalpia
para a reação é denominada entalpia de
formação, ΔHof .
Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 oC
(298 K).
Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto
é formado a partir de substâncias em seus
estados padrão.
Exemplo:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H= -68,3 Kcal
½ H2(g) + I2(g)  HI(g)
H= -6,2 Kcal
Entalpia Padrão (H)
A entalpia de uma substância simples, a 1 atm e
25ºC,no estado padrão e forma alotrópica mais
estável, é considerada igual a zero.
H2(g).................... H=0
O2(g).................... H=0
O3(g).................... H0
C(grafite).................H=0
C(diamante)............. H0
Entalpia de uma substância composta:
É a entalpia de formação dessa substância a 1 atm e
25ºC, partindo-se de substância simples no estado e
forma alotrópica mais comuns.
Questão1: Com base na tabela representada, qual o
combustível
mais
eficiente
energicamente
transformando a quantidade de energia liberada por
grama do combustível?
Tabela: Entalpia de combustão padrão
para vários combustíveis.
Resolução da Questão 1:
C (12g/mol) = -393,5/12 = -32,79 KJ
CH4 (16g/mol) = -802/16 = - 50,13KJ
C3H8 (44g/mol) = -2.220/44 = -50,46 KJ
C4H10 (58g/mol) = -2.878/58 = - 49,62KJ
C8H18 (114g/mol) = -5.471/ 114= - 47,99KJ
C2H2 (26g/mol) = -1.300/26 = - 50,0KJ
C2H5OH (46g/mol) = -1.368/46 = - 29,74KJ
H2 (2g/mol) = -286/2 = - 143KJ
Questão 2: Um cimento portland possui a seguinte
composição química.
Componente
químico
C3S
CS2
C3A
C4AF
% no cimento
portland
51
24,5
9,5
7,5
Calor liberado
(J/g)
502
259
866
418
Com isso, qual o valor estimado do calor de hidratação
de 5,0Kg de cimento portland, em KJ?
Resolução da Questão 2:
C3S  5000g x 51% = 2.550g x 502 J/g = 1.280.100
CS2  5000g x 24,5% = 1.225g x 259 J/g = 317.275
C3A  5000g x 9,5% = 475g x 866 J/g =
411.350
C4AF  5000g x 7,5% = 375g x 418 J/g =
156.750
2.165.475 J = 2.165,5 KJ
Questão 3: Calcule a energia de combustão de 220g
gás proprano, conforme a reação:
C3H8 + O2  CO2 + H2O
Substância ΔHf° (KJ/mol)
C3H8 (g)
-103,85
H2O (l)
-285,8
CO2(g)
-393,5
Resolução da Questão 3:
Balanceamento: C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O
Cálculo do ΔH
ΔH = Hp – Hr =
[3 x HfCO2 + 4 HfH2O] – [HfC3H8] + 5HfO2]=
3x(-393,5) + 4x(-285,8)] – [(-103,85) = 0] =
[(-1.180,5) + (-1143,2)] + 103,85 = -2.219,85 KJ
44g de propano ---- 2.219,85
220g ------------------- X
X = 11.099,25KJ
Questão 4: A equação de decomposição do
mármore pode ser representada por:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ΔH = +177,5 kJ/mol
Qual a entalpia de formação do CaCO3 ?
Dados:
HCaO(s) = –635,5 kJ/mol
HCO2(g) = –394 kJ/mol
Resolução da Questão 4
Questão 5: O metanol, um combustível alternativo,
tem sido utilizado como substituto da gasolina e pode
ser produzido a partir do metano, conforme a equação:
Dado que:
Calcule a variação de entalpia (ΔH) da reação de
combustão do metanol, a partir dos dados fornecidos.
Resolução da Questão 5
Questão 6: Para determinar a entalpia de formação de
algumas substâncias que não podem ser sintetizadas
diretamente a partir dos seus elementos constituintes,
utiliza-se, muitas vezes, a entalpia de combustão de outras
substâncias.
H2(g) + ½O2(g) → H2O(ℓ) ΔH = -286kJ/ mol
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393 kJ/ mol
C8H8(ℓ) + 10O2(g) → 8CO2(g) + 4H2O(ℓ) ΔH = -4.400 kJ/mol
A partir das reações de combustão do estireno (C8H8), do
hidrogênio (H2) e da grafite (C) na condição-padrão acima,
calcule a entalpia de formação do estireno -- ΔH(f)º.
Resolução da Questão 6:
8 C + 4H2  C8H8