TERMOQUÍMICA
– PROF.
DAVID
Termoquímica
Prof.
David
TERMOQUÍMICA
O que é o CALOR ?
Energia térmica em transito
TERMOQUÍMICA
Estuda as quantidades de calor
liberadas ou absorvidas durante
as reações químicas
Não há reação química que
ocorra sem variação de energia !
A energia é conservativa. Não pode ser criada
ou destruída. Apenas transformada !
O conteúdo de energia armazenado, principalmente na
forma de ligações é chamado de:
ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor)
Simbolizado por H (heat).
∆H = ΣHp - ΣHR
Qual a diferença entre
temperatura e calor?
A temperatura de um corpo não depende da
sua massa
O calor depende da massa do corpo
Como pode ser medido o calor de reação ?
Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro,
que nada mais é do que uma garrafa térmica (figura 1).
Para reações de combustão utiliza-se uma bomba
calorimétrica (figura 2).
figura 1 - calorímetro
figura 2 - bomba calorimétrica
Nos dois casos o
calor é transferido
para uma massa
de água e obtido a
partir da
expressão
Q=m.c.T
AS UNIDADES DE ENERGIA
As duas principais unidades de medida para
energia são a caloria (cal) e o joule (J).
IUPAC: joule (J)
Conversão:
1 cal = 4,184 J
1 kcal = 4,184 kJ
Ex:
Transforme 105 cal em J:
1 cal – 4,184 J
105 cal – x
x = 439,3 J
Transforme 80 kJ em kcal:
1 kcal – 4,184 kJ
y – 80 kJ
y = 19,1 kcal
Pirâmide alimentar
Cardápio balanceado:
cerca de 55% de carboidratos, 30% de lipídeos e 15% de proteína, além
das vitaminas, sais minerais e fibras.
De acordo com pesquisa em tabela de valores nutricionais de
alimentos, apresentamos os dados a seguir:
Alimento
Quantidade aproximada
Valor energético*
Pão de fôrma fatiado
50 g (2 fatias)
141 kcal = 590 kJ
Margarina
10 g (1 colher de sopa)
59 kcal = 247 kJ
Macarrão instantâneo com
tempero de carne e tomate
110 g (1 prato raso)
475 kcal = 1989 kJ
Pipoca sem tempero
25 g (1/4 xícara de chá de milho
de pipoca)
78 kcal = 327 kJ
Biscoito recheado de morango
30 g (2,5 unidades)
145 kcal = 607 kJ
Biscoito integral, salgado, com
gergelin
30 g (9 unidades)
136 kcal = 569 kJ
Feijão preto
75 g (1/2 xícara de chá)
257 kcal = 1076 kJ
Leite condensado
30 g (2 colheres de sopa)
102 kcal = 427 kJ
Doce de ameixa cremoso em pasta
20 g (2 colheres de sopa)
50 kcal = 209 kJ
*1cal = 4,1868 J
Com base na tabela anterior, responda:
1. Qual o alimento que libera a maior quantidade de
energia por grama? E qual libera a menor
quantidade de energia?
•Pão de fôrma:
141 kcal / 50 g = 2,82 kcal/g
•Margarina:
59 kcal / 10 g = 5,9 kcal/g
•Macarrão instantâneo: 475 kcal / 110 g = 4,32 kcal/g
•Pipoca:
78 kcal / 25 g = 3,12 kcal/g
•Biscoito de morango: 145 kcal / 30 g = 4,83 kcal/g
•Biscoito salgado:
136 kcal / 30 g = 4,53 kcal/g
•Feijão preto:
257 kcal / 75 g = 3,43 kcal/g
•Leite condensado: 102 kcal / 30 g = 3,40 kcal/g
•Doce de ameixa:
50 kcal / 20 g = 2,5 kcal/g
2. O Professor Rausson, no café da manhã, ingeriu a
seguinte refeição:
1 fatia de pão de fôrma com 2 g de margarina
5 biscoitos recheados de morango
3 biscoitos com 10 g de doce de ameixa
1 copo de leite com chocolate em pó.
Considerando-se que o valor energético de 1 copo
de leite com chocolate em pó é 815 kJ, qual será a
quantidade energética ingerida por Rausson durante
o café da manhã?
•1 fatia de pão:
25 g
•2 g margarina:
49,4 kJ
•5 biscoitos de morango: 60 g
•3 biscoitos integrais:
295,0 kJ
10 g
1214,0 kJ
189,7 kJ
•10 g doce ameixa:
104,5 kJ
•1 copo leite c/ chocolate:
815,0 kJ
2667,6 kJ
TERMOQUÍMICA
Classificação das reações termoquímicas
Em função da energia envolvida as reações podem ser de dois
tipos:
I - Exotérmicas: liberam energia.
• processos de combustão, respiração animal.
II - Endotérmicas: absorvem energia.
• fotossíntese, cozimento dos alimentos.
Diagramas de Energia
Representa graficamente a variação da
entalpia de uma transformação
Diagrama para reações:
Endotérmicas
H > 0 (+)
Exotérmicas
H < 0 (-)
Representações gráficas (1)
Combustão do etanol - exotérmica
H2 < H1
CALOR LIBERADO
H = H2 - H1
H < 0
REAÇÃO EXOTÉRMICA
Representações gráficas (2)
Fotossíntese - endotérmica
H2 > H1
CALOR ABSORVIDO
H = H2 - H1
H > 0
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Equações termoquímicas
(requisitos)
1. Equação química ajustada.
2. Indicação dos estados físicos e alotrópicos (quando for o
caso) dos componentes.
3. Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produto
formado ou reagente consumido.
4. Indicação das condições de pressão e temperatura em
que foi medido o H.
H
0
Entalpia padrão: medida à 250 C e 1 atm.
Estados alotrópicos mais comuns
Carbono
Grafite
Diamante
Enxofre
Rômbico
Monoclínico
Rômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização
Estados alotrópicos mais comuns
Fósforo
Branco
Vermelho
Oxigênio
O2
O3 (ozônio)
Tipos de Entalpias ou Calores de Reação
1. Entalpia ou Calor de Formação.
2. Entalpia ou Calor de Decomposição.
3. Entalpia de Combustão.
4. Entalpia de Dissolução.
5. Entalpia de Neutralização.
6. Entalpia ou Energia de Ligação.
Entalpia de Formação (Hf)
Corresponde à energia envolvida na formação de um mol de
substância a partir de substâncias simples, no estado
alotrópico mais comum.
Exemplos
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l)
Hf = - 285,5 kJ/mol
C(grafite) + O2(g)  CO2(g)
Hf = - 393,3 kJ/mol
1/2 N2(g) + 1/2 O2(g)  NO(g)
Hf = + 45,9 kJ/mol
Entalpia de formação de substâncias simples é nula !
Entalpia de Decomposição
Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação
de uma substância.
Exemplos
H2O(l)  H2(g) + 1/2 O2(g)
H = + 285,5 kJ/mol
CO2(g)  C(grafite) + O2(g)
H = + 393,3 kJ/mol
NO(g)
 1/2 N2(g) + 1/2 O2(g)
H = - 45,9 kJ/mol
Observe que ao inverter a equação a variação de
entalpia troca de sinal algébrico !
Entalpia de Combustão
Corresponde à energia liberada na reação de 1 mol de substância
(combustível) com O2 puro (comburente).
Se o combustível for material orgânico (C,H e O) a combustão pode
ser de dois tipos:
I - Completa: os produtos são CO2 e H2O.
II - Incompleta: além dos produtos acima forma-se, também, CO
e/ou C (fuligem).
Entalpia de Combustão
Combustão completa
CH4 + 2O2  CO2 + H2O
CHAMA AZUL
H = - 889,5 kJ/mol
C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O H = - 1.400 kJ/mol
Na combustão incompleta a chama é
alaranjada.
A combustão do C também é
a formação do CO2 !
Entalpia de Dissolução
Corresponde ao calor liberado ou absorvido na dissolução (às
vezes seguida de dissociação) de 1 mol de substância de tal
modo que pela adição de quantidades crescentes de água, seja
alcançado um limite a partir do qual não há mais liberação ou
absorção de calor.
Exemplos
H2SO4(l) + aq
H2SO4(l) + aq
(2 mols)
 H2SO4(aq)
(100 mols)
 H2SO4(aq)
NH4NO3(s) + aq  NH4+NO3-(aq)
H = - 28,0 kJ/mol
H = - 84,4 kJ/mol
H = + 26,3kJ/mol
Entalpia de Neutralização
Corresponde ao calor liberado na formação de 1
mol de água, a partir da neutralização de 1 mol
de íons H+ por 1 mol de íons OH-, em solução
aquosa diluída.
Exemplos
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H  - 58,0 kJ/mol
HNO3 + KOH  KNO3 + H2O H  - 58,0 kJ/mol
Na reação de ácidos fortes com bases fortes a variação de
entalpia é aproximadamente constante pois a reação é
sempre: H+ + OH-  H2O !
Entalpia ou Energia de Ligação
É a quantidade de calor absorvida na quebra de
6,02.1023 ligações de determinada espécie,supondo
as substâncias no estado gasoso, à 250 C.
A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico
enquanto a formação de ligações será sempre exotérmico.
Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de ligações (H > 0) e nos
produtos ocorrerá formação de ligações (H < 0) .
Exemplos de Energias de ligação
Cálculo de entalpia a partir das ligações
Calcular a variação de entalpia na reação:
2 H - H(g) + O = O(g)  2 H - O - H(g)
Hreagentes = 2 . 435,5 + 497,8 = + 1.368,8 kJ
Hprodutos = - (4 . 462,3) = - 1.849,2 kJ
A variação de entalpia da reação será obtida pela
soma algébrica das entalpias acima:
 Hreação = Hreagentes + Hprodutos
 Hreação = + 1.368,8 + (- 1.849,2)
 Hreação = - 480,4 kJ ou - 240,2 kJ/mol
Lei de Hess
A Lei de Hess, também conhecida como Lei da Soma dos
Calores de Reação, demonstra que a variação de entalpia de
uma reação química não depende do modo ou caminho como a
mesma é realizada e sim do estado inicial (reagentes) e estado
final (produtos) .
Lei de Hess
A Lei de Hess pode ser demonstrada a partir do
seguinte exemplo:
Caminho 1
C(graf.) + O2(g)  CO2(g)
H1 = - 393,4 kJ
Caminho 2
C(graf.) + ½ O2(g)  CO(g)
H2 = - 280,6 kJ
CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g)
H3 = - 112,8 kJ
Somando as duas equações resulta:
C(graf.) + O2(g)  CO2(g)
H1 = - 393,4 kJ
A entalpia final será H2 + H3
Exemplo
Calcular a variação de entalpia envolvida na combustão
de 1 mol de CH4(g), expressa por:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
sabendo que:
1) Hformação CH4(g) = - 74,82 kJ/mol
2) Hformação CO2(g) = - 393,4 kJ/mol
3) Hformação H2O(l) = - 285,5 kJ/mol
Solução
Desenvolvendo as equações relativas à formação dos
componentes:
1. formação do CH4
C + 2 H2
CH4
H1 = - 74,82 kJ/mol
2. formação do CO2
C + O2
CO2
H2 = - 393,4 kJ/mol
3. formação da H2O
H2 + ½ O2
H2 O
H3 = - 285,5 kJ/mol
Solução
Aplicando a Lei de Hess, para obter a combustão do CH4
deveremos:
a) inverter a equação de formação do CH4 ;
CH4  C + 2H2
H = + 74,82 kJ
b) utilizar da forma apresentada a equação de
formação do CO2 ;
C + O2  CO2
H = - 393,4 kJ
c) utilizar a equação de formação da água
multiplicada por 2 (inclusive a entalpia)
2H2 + O2  2H2O
H = - 571,0 kJ
Solução
1) CH4  C + 2H2
H = + 74,82 kJ
2) C + O2  CO2
H = - 393,4 kJ
3) 2H2 + O2  2H2O
H = - 571,0 kJ
que somadas, resulta
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
A variação da entalpia será:
HRQ = + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0)
HRQ = - 889,58 kJ/mol de CH4
Aplicações da Lei de Hess
1. Previsão de calores de reação, a partir de entalpias
conhecidas.
2. Determinação do poder calorífico de combustíveis
automotivos e alimentos.
Exemplos:
Octano (gasolina) = 47,8 kJoule/grama
Etanol (álcool comum) = 44,7 kJoule/grama
Metano (GNV) = 49,0 kJoule/grama
Glicose (carbohidrato) = 17,5 kJoule/grama
Lipídio (gorduras) = 38,6 kJoule/grama