Termoquímica
Introdução
Por que as reações liberam ou absorvem calor?
Fatores que influem nas entalpias das reações
Equação termoquímica
Casos particulares de entalpias de reação
Lei de Hess
Entropia e energia livre
Fontes de energia
Introdução
1.1 Reações químicas de energia
Diariamente podemos observar que as reações químicas causam variações de energia
ou vice-versa.
Exemplos de reações químicas que
produzem energia
Na queima de carvão, a variação de
energia se manifesta como calor.
Na queima de uma vela, a
variação de energia se manifesta
como luz (energia luminosa).
Da reação química de uma pilha (ou
bateria), aproveitamos a energia
elétrica.
No motor de um automóvel, a
queima da gasolina é transformada
em energia mecânica (ou seja,
movimento).
Exemplos de reações químicas que são
produzidas por variações de energia
Com o aquecimento (calor) cozinhamos os
alimentos.
A energia luminosa (luz) provoca a
fotossíntese clorofiliana nos vegetais.
Com a energia elétrica pode-se provocar a
reação de cromação de um pára-choque de
automóvel.
Uma pancada violenta (energia
mecânica) pode provocar a detonação de
um explosivo.
1.2 Calorimetria
Calorimetria é a medição da quantidade de calor liberada ou absorvida durante um
fenômeno. É usual expressar quantidade de calor em calorias (cal).
Caloria é a quantidade de calor necessária para elevar de 14,5ºC para 15,5º a temperatura
de 1g de água.
Experiência de Joule:
1.2 Calorimetria
Calorimetria é a medição da quantidade de calor liberada ou absorvida durante um
fenômeno. É usual expressar quantidade de calor em calorias (cal).
A medida da quantidade de calor é feita em aparelhos denominados calorímetros.
Neles, o calor liberado (ou absorvido) por um sistema irá aquecer (ou resfriar) certa
quantidade de água; pelo aquecimento ou resfriamento da água determina-se a
quantidade de calor posta em jogo no fenômeno, com auxílio da expressão:
Q = m . c . Δt
Onde:
Q = calor liberado ou absorvido pelo sistema
m = massa do sistema
c = calor específico do sistema
Δt = variação de temperatura
Por que a Termoquímica é importante?
Porque o calor é a forma mais freqüente de variação de energia
que acompanha as reações químicas.
Mas o que é termoquímica?
Termoquímica é o estudo das quantidades de calor
liberadas ou absorvidas durante as reações químicas.
Para a termoquímica, as reações químicas classificam-se
em:
Reações exotérmicas – as que produzem ou liberam calor,
como a queima do carvão ( C + O2  CO2)
Reações endotérmicas – as que absorvem calor, como a
decomposição do carbonato de cálcio (CaCO3  CaO + CO2)
Diagrama de uma
reação
exotérmica
Diagrama de uma reação
endotérmica
2 Porque as reações liberam ou absorvem calor?
Imaginemos um recipiente hermeticamente fechado, dentro
do qual ocorra uma reação química. Podemos admitir que
qualquer substância possui certa quantidade de energia
interna armazenada em seu interior, principalmente na forma
de energia de ligação entre seus átomos. Desse modo, ao se
processar a reação química, podem ocorrer duas hipóteses:
a) Se a soma das energias internas dos reagentes for maior que a
soma das energias internas dos produtos formados, haverá uma
sobra de energia e, conseqüentemente, a reação irá liberar calor.
b) Caso contrário, se a energia das moléculas iniciais for menor que a
das moléculas finais, a reação só poderá se processar se nós
fornecermos, no mínimo, a energia que está faltando, em outras
palavras, a reação só poderá caminhar absorvendo calor.
3 Fatores que influem nas entalpias das reações
Evidentemente, a quantidade de calor liberada ou absorvida numa
reação depende, em primeiro lugar, das quantidades de reagentes que
participam da reação. Por convenção, considera-se que o valor de H,
escrito ao lado de uma equação química, seja referente às quantidades
(em mols) escritas na equação. Por exemplo:
2 H2 + O2  2 H2O(v)
Δ H = -486,35 kJ
A entalpia de uma reação depende também de uma série de fatores
físicos, dos quais os principais são:
• o estado físico dos reagentes e produtos da reação
• a forma alotrópica dos reagentes e produtos da reação
• o fato de os reagentes e produtos estarem ou não em solução e a
concentração desta
• a temperatura na qual se efetua a reação
4 Equação termoquímica
É a equação química a que acrescentamos a entalpia da reação e onde
mencionamos todos os fatores que possam influir no valor dessa
entalpia, conforme mencionado no item anterior. Exemplos:
5 Casos particulares de entalpias de reação
Por convenção, chama-se estado-padrão às seguintes condições:
_ temperatura de 25ºC
_ pressão de 1 atm
_ forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum
do elemento ou do composto
O elemento químico no estado-padrão (na forma alotrópica mais
estável, no estado físico usual, a 25ºC e 1 atm) tem entalpia igual a
zero.
Entalpia-padrão de formação de uma substância
É a variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida)
verificada na formação de um mol da substância considerada, a partir
das substâncias simples correspondentes, admitindo-se todas as
substâncias no estado-padrão.
2 C(grafite) + 3 H2(g) + ½ O2(g)  1 C2H5OH(l)
ΔH= -277,8 kJ/mol
Entalpia de combustão de uma substância
É a variação de entalpia verificada na combustão total de um mol da
substância considerada, supondo-se todas as substâncias no estadopadrão.
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
ΔH= -890,4 kJ/mol
Entalpia de neutralização
É a variação de entalpia verificada na neutralização de um mol
de um ácido por um mol de uma base, supondo-se todas as
substâncias em diluição total ou infinita, a 25ºC e 1 atm.
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
ΔH= -57,9 kJ/mol
Energia de ligação
É a variação de entalpia verificada na quebra de um mol (6 * 10²³) de
uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no
estado gasoso, a 25ºC e 1 atm.
H--/--H ou H2(g)  2 H(g)
ΔH= +436,0 kJ/mol
6 Lei de Hess
A Lei de Hess é uma lei experimental que tem importância fundamental
no estudo da Termoquímica. Ela estabelece que:
A variação de entalpia numa reação química depende apenas dos
estados inicial e final da reação.
1º caminho
C(grafite) + O2(g)
(estado inicial)
CO2(g)
(estado final)
2º caminho
2º caminho
CO(g) + ½ O2(g)
(estado intermediário)
7 Entropia e energia livre
Existe outro fator, além da liberação de calor, que influi na
espontaneidade de um processo. Esse novo fator é a tendência natural
de todo sistema de caminhar para uma situação de maior desordem.
Para avaliar o grau de desordem de um sistema, os cientistas
imaginaram uma grandeza denominada entropia, usualmente
designada por S, tal que:
Aumento de desordem

Aumento de entropia
Criou-se também uma nova grandeza, chamada energia livre, tal que
sua variação obedece à relação matemática:
ΔG = ΔH – T * ΔS
Onde:
ΔG = variação de energia livre
ΔH = variação de entalpia
T = temperatura absoluta da reação
ΔS = variação de entropia
Agora pode-se dizer com toda certeza que:
- Uma reação é espontânea quando ΔG < 0
- Uma reação não é espontânea quando ΔG > 0
- Uma reação está em equilíbrio quando ΔG = 0
8 Fontes de Energia
8.1 Carvão
C(s) + O2(g)  CO2(g)
ΔH = -393,5 kJ/mol
8.2 Energia Nuclear
²³92 U +0 ¹n 
Sr +54 Xe + 2 0 ¹n
38
²H + ³H  He + ¹n
8.3 Energia solar
ΔH = -2  1010 kJ (fissão nuclear)
ΔH = - 3,4  10 kJ/g (fusão nuclear)
Seminário de Química - Termoquímica
Engenharia de Controle e Automação
Rodolfo Sulmonetti Cavalcante
e
Rafael Guimarães Landi
Universidade Federal de Itajubá 2007