Curso Técnico em Química
TERMOQUÍMICA
Profª Cristina Lorenski Ferreira
301Q
A Termoquímica tem como objetivo o estudo
das variações de energia que acompanham 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 ).
CALORIA é a quantidade de energia necessária para
aumentar de 1°C a temperatura de 1 g de água.
JOULE é a quantidade de energia necessária para
deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso,
fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo.
1 cal = 4,18 J
1 kcal = 1000 cal
1 kJ = 1000 J
EFEITOS ENERGÉTICOS NAS REACÕES QUÍMICAS
Na fotossíntese ocorre absorção de calor

C6H12O6
CLOROFILA
GLICOSE
LUZ
6CO 2 +
6H2O
+ 6O2
Na combustão do etanol ocorre liberação de calor
C2H5OH +
ETANOL
3O2

2CO2
+ 3H2O
Classificação das reações termoquímicas:
Quando envolve liberação de calor, denomina-se
• REAÇÃO EXOTÉRMICA
Exemplo: processos de combustão, respiração e etc.
Quando envolve absorção de calor, denomina-se
• REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Exemplo: fotossíntese, cozimento dos alimentos.
H2(g) + 1/2O2 (g)
H2O(l) LIBERA 68300 cal/ mol de H2O
Essa energia envolvida na reação química está “armazenada”
sob a forma de ligações.
A ENERGIA ARMAZENADA É CHAMADA
TAMBÉM DE ENTALPIA (H)
H2(g) + 1/2O2(g)
H Reagentes
H2O(l)
H Produtos
Atenção:
HP
 ENTALPIA PRODUTO
HR
 ENTALPIA REAGENTE
H
 VARIAÇÃO DE ENTALPIA
CALOR DE REAÇÃO (∆H)
∆H = H Produtos – H Reagentes
Reação Exotérmica
Reação Endotérmica
O calor liberado é igual a:
O calor absorvido é igual a:
∆H = H Produtos – H Reagentes
H Produtos < H Reagentes
∆H < 0
∆H = H Produtos – H Reagentes
H Produtos >H Reagentes
∆H > 0
REAÇÃO EXOTÉRMICA
A
+

B
C
+
D +
HR > HP
HR
CALOR LIBERADO
∆H
HP
CAMINHO DA REAÇÃO
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
A
+
B

+
C
Hp > Hr
CALOR ABSORVIDO
HP
∆H
HR
CAMINHO DA REAÇÃO
+
D
REAÇÃO EXOTÉRMICA
2 C(s) + 3 H2(g)  C2H 6(g)
H= – 20,2 kcal
2 C(s) + 3 H2(g)  C2H 6(g)
+ 20,2 kcal
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Fe3O4(s)  3Fe (s) + 2 O2(g)
 H= + 267,0 kcal
Fe3O4(s)  3Fe (s) + 2 O2(g)
- 267,0 kcal
COMO PODE SER MEDIDO O CALOR DE REAÇÃO ?
Para reações em meio aquoso (ex .: neutralizações)
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).
Nos dois casos o
calor é transferido
para uma massa
de água e obtido a
partir da expressão
Q = m . c . ∆T
Fig. 1
Fig. 2
Então, o ∆H pode ser medido:
1. Experimentalmente : Calorímetros
Bombas Calorimétricas
2. Algebricamente (Cálculo de ∆H) – LEI DE HESS
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a representação de uma reação química em que está
especificado:
1. Equação química ajustada
2. O estado físico de todas as substâncias.
3. Variedade alotrópica (quando existir).
4. Indicação da entalpia molar , isto é, por mol de produto
formado ou reagente consumido.
5. Indicação das condições de pressão e temperatura em que
foi medido o ∆H.
∆H°
Entalpia padrão: medida à 25°C e 1 atm.
Exemplo: ∆H° = - 342,8 kJ/mol
Condição padrão: 25°C e 1 atm
Obs.: Para outras condições (principalmente de
temperatura) a entalpia varia bastante – Calcular
com a Equação de Kirchhoff.
ALOTROPIA: só ocorre com substâncias simples.
Formas alotrópicas
estáveis
Formas alotrópicas menos
estáveis
O2 (oxigênio)
O3 (ozônio)
C (grafite)
C (diamante)
P4 (Fósforo vermelho)
P4 (Fósforo branco)
S8 (Rômbico)
S8 (Monoclínico)
Exemplo:
C (grafite) + O2
CO2
∆H = - 94,05 kcal / mol
C (diamante) + O2
CO2
∆H = - 94,55 kcal / mol
CARBONO GRAFITE
CARBONO DIAMANTE
ENXEFRE RÔMBICO
ENXOFRE MONOCLÍNICO
FÓSFORO BRANCO
FÓSFORO VERMELHO
O2
O3(OZÔNIO)
Tipos de Entalpias ou Calores de Reação
1. Entalpia de Mudança de Fase
2. Entalpia ou Calor de Formação
3. Entalpia ou Calor de Decomposição
4. Entalpia de Combustão
5. Entalpia de Dissolução
6. Entalpia de Neutralização
7. Entalpia ou Energia de Ligação
TIPOS DE ENTALPIA
1. Entalpia de Mudança de Fase:
Corresponde à energia envolvida na mudança de estado físico
ou cristalino de um mol de substância simples ou composta.
H2O(s)
H2O(l)
∆H° = + 1,438 kcal/mol
H2O(l)
H2O(g)
∆H° = + 10,514 kcal/mol
C(grafite)
C (diamante)
∆H° = + 0,451 kcal/mol
TIPOS DE ENTALPIA
2. Entalpia de Formação ( ∆H°f ):
Energia envolvida (calor liberado ou absorvido) na formação de 1 mol de substâncias,
a partir de substância simples no estado alotrópico mais estável (mais comum).
H2(g) + 1/2O2(g)
H2O(l)
∆H°f = - 285,5 kJ /mol
C (grafite) + O2
CO2(g)
C (grafite) + 2H2
CH4
2 C (grafite) + 3H2(g) + 1/2O2(g)
Reagentes:
substâncias simples
∆H°f = -393,3 kJ /mol
∆H°f = - 17.88 kcal /mol
C2H6O(l)
∆H°f = - 66,70 kcal /mol
Produtos:
substância compostas
ATENÇÃO: Entalpia de formação de substâncias simples é nula !
1 C (grafite) + 1 O2 (g) → 1CO2 (g)
∆Hf= -394 kJ a 25°C e 1 atm
Significado: na temperatura de 25°C e na pressão de 1 atm,
quando reagimos 1 mol de carbono grafite com 1 mol de gás
oxigênio para produzir 1 mol de gás carbônico é liberado 394kJ de
energia.
2 C (grafite) + 3 H2 (g) + ½ O2 → 1C2H5OH (l)
∆Hf= -277,6 kJ
TIPOS DE ENTALPIA
3. Entalpia de Decomposição ( ∆H°f ):
Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação de uma
substância.
H2O(l) → H2(g) + 1/2O2(g)
∆H = + 285,5 kJ /mol
CO2 →
∆H = + 393,3 kJ /mol
C (grafite) + O2
TIPOS DE ENTALPIA
4. Entalpia de Combustão ( ∆HC ):
É a energia liberada na combustão de 1 mol de uma substãncia
no estado padrão.
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
∆H = - 1368 kJ