TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
Quase toda reação química é acompanhada de liberação
ou absorção de calor (queima da gasolina, queima do etanol,
queima do GLP).
A termoquímica estuda as quantidades de calor envolvidas
em uma reação química.
Como se mede as quantidades de calor envolvidas em uma
reação química.
Como relacionar as quantidades de calor envolvidas em uma
determinada reação com a quantidade de calor de outra
reação química.
TERMOQUÍMICA
Termodinânica: É â ciência das relações entre o calor e outras
formas de energia
Termoquímica: É uma das áreas da termodinâmica, que estuda as
quantidades de calor absorvidas ou desprendidas nas reações
químicas
Calor (Q): É a energia que entra ou sai do sistema, em virtude da
diferença de temperatura entre o sistema termodinâmico e as suas
vizinhanças
TERMOQUÍMICA
Sistema - Vizinhanças
Tipo de
reação
Efeito
observado
Endotérmica frasco resfria
Exotérmica
Resultado
no sistema
aumenta energia
frasco aquece diminui energia
Sinal de Q
+ (positivo)
- (negativo)
Calor de reação: (numa dada temperatura) É a quantidade
de calor (Q) trocada pelo sistema e pelas vizinhanças,
necessária para que a temperatura do sistema, depois da
reação completa, seja a mesma que no início da reação
TERMOQUÍMICA
Entalpia (H): É uma propriedade extensiva de uma substância,
que esta relacionada com o calor de reação (Qp), e permite
calcular o calor absorvido ou desprendido numa reação química
É uma função de estado:
A pressão constante:
(A variação de entalpia (ΔH), corresponde ao calor liberado ou
absorvido a pressão constante (QP))
TERMOQUÍMICA
Exemplo:
Na reação entre sódio metálico e água, realizada em um béquer
aberto, a 25C, e 1atm:
2 𝑁𝑎(𝑠) + 2 𝐻2 𝑂(𝑙) → 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2 (𝑔)
∆𝐻 = −367,5 𝑘𝐽
2 mols de Na(s) + 2 mols de H2O(l)
ΔH = -367,5 kJ
(há desprendimento de 367,5 kJ de calor)
2 mols de NaOH(aq) + 1 mol de H2 (g)
TERMOQUÍMICA
Energia Interna (U): É a energia total de um sistema, menos sua
energia cinética e sua energia potencial.
𝐸𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝐸𝑐𝑖𝑛 + 𝐸𝑝𝑜𝑡 + 𝑈
𝑈 = 𝐸𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 − 𝐸𝑐𝑖𝑛 − 𝐸𝑝𝑜𝑡
𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉
a pressão constante temos:
ΔH = ΔU + PΔV
ΔU  ΔH
∆𝑼 = ∆𝑯 − 𝑷∆𝑽
TERMOQUÍMICA
Equações Termoquímicas:
2 𝑁𝑎(𝑠) + 2 𝐻2 𝑂(𝑙) → 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2 (𝑔)
∆𝐻 = −367,5 𝑘𝐽
2 𝐻2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 2 𝐻2 𝑂(𝑔) ;
∆𝐻 = −483,7 𝑘𝐽
2 𝐻2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 2 𝐻2 𝑂(𝑙) ;
∆𝐻 = −571,7 𝑘𝐽
equação (1)
Duas regras importantes:
1. Quando uma equação termoquímica for multiplicada por um fator, o valor
de ΔH da equação também será multiplicado pelo mesmo fator;
2. Quando a equação química for invertida, o valor de ΔH fica com o sinal
trocado.
𝑯𝟐 𝑶(𝒈) → 𝑯𝟐 (𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈) ;
∆𝑯 = 𝟐𝟒𝟏, 𝟖 𝒌𝑱
(inverte o sinal e divide por 2 na eq. 1)
TERMOQUÍMICA
A LEI DE HESS: afirma que se uma equação química puder ser
escrita como a soma de 2 ou mais etapas, a variação de entalpia da
equação global é igual à soma das variações de entalpia das
etapas.
Para entender a Lei de Hess.
TERMOQUÍMICA
Exemplo:
Deseja saber a variação de entalpia da seguinte reação:
𝟐 𝑪(𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒂) + 𝑶𝟐
𝒈
→ 𝟐 𝑪𝑶(𝒈)
- Síntese difícil de estudar devido a formação de CO e CO2
- Porém e fácil medir a combustão de:
𝟐 𝑪(𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒂) + 𝟐 𝑶𝟐 𝒈 → 𝟐 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) ; ∆𝑯 = −𝟕𝟖𝟕, 𝟎 𝒌𝑱
- E a combustão de:
𝟐 𝑪𝑶(𝒈) + 𝑶𝟐
𝒈
→ 𝟐 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) ; ∆𝑯 = −𝟓𝟔𝟔, 𝟎 𝒌𝑱
Resolução:
Invertendo a 2ª. equação e somando a primeira temos:
2 𝐶(𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎) + 2 𝑂2 𝑔 → 2 𝐶𝑂2 (𝑔) ; ∆𝐻 = −787,0 𝑘𝐽
2 𝐶𝑂2 (𝑔) → 2 𝐶𝑂 𝑔 + 𝑂2 𝑔 ; ∆𝐻 = 566,0 𝑘𝐽
___________________________________________________________________________________________________________________________________
𝟐 𝑪(𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒂) + 𝑶𝟐
𝒈
→ 𝟐 𝑪𝑶(𝒈) ; ∆𝑯 = −𝟐𝟐𝟏, 𝟎 𝒌𝑱
TERMOQUÍMICA
Outro exemplo.
Sabendo que:
𝑆 𝑠 + 𝑂2 𝑔 → 𝑆𝑂2 𝑔 ; ∆𝐻 = −297 𝑘𝐽
2 𝑆𝑂3 𝑔 → 2 𝑆𝑂2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 ; ∆𝐻 = 198 𝑘𝐽
Qual é a variação de entalpia da seguinte reação:
2 𝑆(𝑠) + 3 𝑂2 (𝑔) → 2 𝑆𝑂3 (𝑔)
Resolução:
Multiplicando a 1eq. por 2 e invertendo a 2eq. tem-se:
2 𝑆 𝑠 + 2 𝑂2 𝑔 → 2 𝑆𝑂2 𝑔 ; ∆𝐻 = −594 𝑘𝐽
2 𝑆𝑂2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 2 𝑆𝑂3 𝑔 ; ∆𝐻 = −198 𝑘𝐽
__________________________________________________________
𝟐 𝑺(𝒔) + 𝟑 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟐 𝑺𝑶𝟑 (𝒈) ; ∆𝑯 = −𝟕𝟗𝟐 𝒌𝑱
TERMOQUÍMICA
Exercício
Qual a entalpia da reação, ΔH, da formação do carbeto de tungstênio, WC, a partir dos
respectivos elementos?
𝑊(𝑠) + 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎
→ 𝑊𝐶(𝑠)
A variação de entalpia desta reação é difícil de medir experimentalmente, pois a reação
ocorre a 1400 C. Podem-se medir, porém, com facilidade, os calores de combustão dos
elementos e do carbeto de tungstênio:
1
2𝑊 𝑠 + 3𝑂2 𝑔 → 2𝑊𝑂3 𝑠
∆𝐻 = −1680,6𝑘𝐽
2
𝐶(𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎) + 𝑂2 (𝑔) → 𝐶𝑂2 (𝑔)
∆𝐻 = −393,5 𝑘𝐽
3 2𝑊𝐶(𝑠) + 5𝑂2 (𝑔) → 2𝑊𝑂3 (𝑠) + 2𝐶𝑂2 (𝑔) ∆𝐻 = −2391,6 𝑘𝐽
Resolução:
3
Multiplicar a equação (1) por ½: 𝑊 𝑠 + 2 𝑂2 𝑔 → 𝑊𝑂3 𝑠
∆𝐻 = −840,3𝑘𝐽
Manter a equação (2):
𝐶(𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎) + 𝑂2 (𝑔) → 𝐶𝑂2 (𝑔)
∆𝐻 = −393,5 𝑘𝐽
5
Inverter e mult. por ½ a eq (3): 𝑊𝑂3 (𝑠) + 𝐶𝑂2 (𝑔) → 𝑊𝐶(𝑠) + 2 𝑂2 (𝑔) ∆𝐻 = +1195,8 𝑘𝐽
_______________________________________________
𝑾(𝒔) + 𝑪 𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒂
→ 𝑾𝑪(𝒔)
∆𝑯 = −𝟑𝟖, 𝟎 𝒌𝑱
TERMOQUÍMICA
Estado padrão de uma substância é a fase mais estável que ela
existe: 1 atm de pressão e geralmente 25 °C. São indicadas pelo
índice superior (°).
Sendo assim, representa-se por ΔH° a variação de entalpia de uma
reação, em que os reagentes e os produtos encontran-se nos seus
estados padrões .
ΔH° é a entalpia padrão da reação
∆𝐻°(𝑟𝑒𝑎çã𝑜) = ∑𝐻°(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠) − ∑𝐻°(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)
TERMOQUÍMICA
Entalpia padrão de formação (ΔH°f): É a variação de entalpia na
formação de 1 mol de substância no seu estado padrão, a partir das
substâncias elementares também nos seus estados padrões.
1
𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔
2
𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 + 𝑂2 𝑔
𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎
𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎
→ 𝐻2𝑂 𝑙 ; ∆𝐻°𝑓 = −285,8 𝑘𝐽
→ 𝐶𝑂2 𝑔 ; ∆𝐻°𝑓 = −393,5 𝑘𝐽
→ 𝐶 𝑑𝑖𝑎𝑚𝑎𝑛𝑡𝑒 ; ∆𝐻°𝑓 = 1,9 𝑘𝐽
→ 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 ; ∆𝐻°𝑓 = 0,0 𝑘𝐽
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
Utilizando as entalpias padrões de formação (ΔH°f) para se
determinar a entalpia padrão de uma reação.
Exemplo:
Qual a variação de entalpia padrão (ΔH°) para seguinte reação:
C𝐻4 𝑔 + 2 𝑂2 𝑔
→ 𝐶𝑂2 𝑔 + 2 𝐻2𝑂 𝑔
Duas maneiras de resolver o problema. Pode-se utilizar a Lei de
Hess, ou a seguinte equação:
∆𝐻°(𝑟𝑒𝑎çã𝑜) = ∑𝐻°(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠) − ∑𝐻°(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)
TERMOQUÍMICA
Lei de Hess:
𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 + 2 𝐻2 𝑔
𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 + 𝑂2 𝑔
𝑂2 𝑔 + 2 𝐻2 𝑔
→ 𝐶𝐻4 𝑔 ; ∆𝐻°𝑓 = −74,8 𝑘𝐽
(Inverter)
→ 𝐶𝑂2 𝑔 ; ∆𝐻°𝑓 = −393,5 𝑘𝐽
→ 2 𝐻2𝑂 𝑔 ; ∆𝐻°𝑓 = −241,8 𝑘𝐽 (𝑥2)
𝑪𝑯𝟒 𝒈 + 𝟐 𝑶𝟐 𝒈 → 𝑪𝑶𝟐 𝒈 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝒈 ; ∆𝑯°𝒇 = −𝟖𝟎𝟐, 𝟑𝒌𝑱
Equação:
∆𝐻°(𝑟𝑒𝑎çã𝑜) = ∑𝑛𝐻°𝑓(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠) − ∑𝑚𝐻°𝑓(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)
∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = −393,5 + 2 −241,8 − (−74,8) + 2(0)
∆𝑯° 𝒓𝒆𝒂çã𝒐 = −𝟖𝟎𝟐, 𝟑 𝒌𝑱
TERMOQUÍMICA
Outro exemplo:
Qual a variação de entalpia padrão (ΔH°) para seguinte reação:
4 𝑁𝐻3 𝑔 + 5 𝑂2 𝑔
→ 4 𝑁𝑂 𝑔 + 6 𝐻2𝑂 𝑔
Resolução:
Utilizando os valores tabelados, teremos:
∆𝐻°(𝑟𝑒𝑎çã𝑜) = ∑𝑛𝐻°𝑓(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠) − ∑𝑚𝐻°𝑓(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)
∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 4 90,4 + 6 −241,8 − 4(−46,2) + 5(0)
∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 361,6 – 1450,8 + 184,8
∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = −904,4 𝑘𝐽
TERMOQUÍMICA
Outras variações de entalpia:
𝑁𝑎 𝑠 → 𝑁𝑎 𝑔 ;
∆𝐻°𝑎𝑡 = 108 𝑘𝐽
1
𝐶𝑙2 𝑔
2
∆𝐻°𝑎𝑡 = 121 𝑘𝐽
𝑁𝑎 𝑔
→ 𝐶𝑙 𝑔 ;
→ 𝑁𝑎
𝐶𝑙 𝑔 + 𝑒
𝑁𝑎
+
−
+
𝑔 + 𝑒 ;
→ 𝐶𝑙
−
−
−
𝑔 ;
∆𝐻𝑖 = 495 𝑘𝐽
∆𝐻𝑎𝑒 = −348 𝑘𝐽
+ 𝐶𝑙 𝑔 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑠 ; ∆𝐻𝑟 = −787 𝑘𝐽
𝑔
_________________________________________________________________________________________________________________________________________________
𝟏
𝑵𝒂 𝒔 + 𝑪𝒍𝟐 𝒈 → 𝑵𝒂𝑪𝒍 𝒔 ; ∆𝑯°𝒇 = −𝟒𝟏𝟏 𝒌𝑱
𝟐
TERMOQUÍMICA – Ciclo de Born-Haber
𝑁𝑎
+
−
-348 kJ
+495 kJ
𝑁𝑎 𝑔 + 𝐶𝑙 𝑔
𝑁𝑎 𝑔 + 1/2 𝐶𝑙2 𝑔
+121 kJ
𝑁𝑎 𝑠 + 1/2 𝐶𝑙2 𝑔
+108 kJ
𝑁𝑎
+
𝑔 + 𝐶𝑙
-449 kJ
+
𝑁𝑎 𝐶𝑙
entalpia
−
−
𝑔
-787 kJ
-302 kJ
𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑠
𝑔
estabilidade
𝑔 + 𝐶𝑙 𝑔 + 𝑒
TERMOQUÍMICA
Entalpia média de ligação:
𝑪𝑯𝟒 𝒈
→ 𝑪𝒈
+ 𝟒 𝑯 𝒈 ; ∆𝑯° = 𝟏𝟔𝟔𝟑, 𝟓 𝒌𝑱
Como no processo acima são rompidas 4 ligações C-H de uma
espécie gasosa, pode-se atribuir a cada uma dessas ligações
uma Entalpia Média de Ligação, E(C-H), igual a 1663,5/4 =
415,9 kJ mol-1.