TERMOQUÍMICA
2007
Professores: Betinha / Marcos
Termoquímica
Ciência que estuda as transferências de calor associadas a
uma reação química ou a mudanças de estado físico de uma
substância.
Todas as transformações são acompanhadas por um efeito
energético, onde ocorre a transferência de calor entre os
participantes da reação química ou mudança de estado
físico.
Nesse capítulo estudaremos as transformações e o efeito
energético que as acompanha. Esse efeito chama-se
CALOR DE REAÇÃO.
Calor de reação
Imagine a queima de uma vela, esta ocorre com liberação de
energia na forma de luz e calor. Mas surge uma questão:
Como medir a quantidade de calor que está envolvida nessa
transformação?
Existem aparelhos com os quais é
possível realizar uma reação química
com perda de calor nula ou
desprezível. Nesses aparelhos,
chamados CALORÍMETROS, podese determinar o calor de reação.
Calor de reação é o nome dado à
quantidade de calor liberado ou
absorvido em uma reação química.
Unidades que vamos utilizar
Unidades são as grandezas de medida utilizadas em
termoquímica para expressar a quantidade de energia
envolvida nas transformações.
No S.I. (Sistema Internacional)
1kJ = 10 3 J
Em alimentos
kcal = 1 Cal = 1000 cal
O mais comum em exercícios de vestibular é trabalhar em
kJ, porém em alimentos encontramos expresso as calorias
em kcal, que significa o mesma que 1000 calorias. Em
nutrição, porém aparece a unidade Cal em letra maiuscula
que equivale a kcal.
Conceitos importantes em
termoquímica
Vamos utilizar algumas
simbologias da termoquímica para nos
adequarmos a essa nova fase do nosso estudo.
Entalpia (H) = conteúdo de energia de cada substância
participante de uma transformação. Palavra de origem grega
(enthalpein), que significa “aquecer”.
Variação de entalpia (  H) = Toda transformação que ocorre
à pressão constante (por exemplo em frascos abertos), o calor
é exatamente igual à diferença entre a entalpia dos produtos e
entalpia dos reagentes.
 H = Hp - Hr
Calor de reação
Variação de entalpia ( H)
H=
Hp = entalpia dos
produtos, ou calor
dentro dos produtos
Hp - Hr
Equação
fundamental da
termoquímica.
Hr = entalpia dos
reagentes, ou calor
contido nos reagentes
Essa equação fornece dois resultados possíveis,  H > 0, para
valores positivos e  H < 0, para valores negativos.
Em função desses valores e dos tipos de transformações
que podem ocorrer, existem dois tipos de processos :
•Processos exotérmicos H < 0
•Processos endotérmicos H > 0
Processo Exotérmico
Exotérmico, significa exo (fora), térmicos (calor) - calor para
fora.
No processo exotérmico o calor é cedido pelos reagentes para o
meio ambiente, isso é percebido pelo aumento da temperatura.
Um exemplo é, a queima de um combustível, ou papel. Essa
energia é liberada na forma de calor, além da visível em forma
de luz.
Nas reações exotérmicas o sistema em reação apresenta uma
diminuição da sua entalpia inicial (reagentes), pois uma parte
da energia inicial é liberada para o meio ambiente e outra parte
fica contida nos produtos que também têm sua energia.
Hr
>
Hp
Exemplo de reação exotérmica
A formação da água (H2O) a partir de seus elementos
constituintes, gás hidrogênio (H2) e gás oxigênio (O2),
representado pela reação abaixo:
1 H2(g)
+ 1/2 O2(g)
Hr = reagentes
1 H2O(l)
Hp = produtos
 H = - 285,5 kJ
 H = Hp - Hr
Essa mesma reação poderia ser escrita assim:
1 H2(g)
+ 1/2 O2(g)
1 H2O(l) + 285,5 kJ (calor liberado
nos produtos)
Os reagentes ao se transformarem em produtos, liberam
uma parte de sua energia para o meio ambiente, portanto
eles tinham uma entalpia (energia) inicial maior que a dos
produtos, comprovando o resultado negativo do  H, pois a
Hr é maior que a Hp.
Processo endotérmico
Endotérmico, significa endo (dentro), térmicos (calor) - calor
para dentro.
No processo endotérmico o calor é absorvido pelos reagentes. Esse
calor absorvido é proveniente do meio ambiente. Isso é percebido
pela diminuição da temperatura do meio externo.
Um exemplo é, o cozimento dos alimentos. Eles (alimentos)
precisam absorver o calor da chama através da panela para
sofrerem alteração (cozinhar).
Nas reações endotérmicas o sistema em reação apresenta um
aumento da sua entalpia final (produtos), pois os reagentes
absorvem energia do meio ambiente para dentro da reação, e essa
energia absorvida fica contida nos produtos.
Hp
>
Hr
Exemplo de reação endotérmica
A decomposição do óxido de mercúrio (HgO), ocorre com
absorção de energia na forma de calor, proveniente de uma
chama de gás, produzindo mercúrio (Hg(l)) no estado líquido e
liberando gás oxigênio (O2), representado pela reação abaixo:
1 HgO(s)
1 Hg(l) + 1/2 O2(g)
Hr = reagentes
 H = + 90,7 kJ
H=
Hp
-
Hp = produtos
Essa mesma reação poderia ser escrita assim:
1 HgO(s)
+ 90,7 kJ
1 Hg(l) + 1/2 O2(g)
Calor sendo absorvido
pelos reagentes
O reagente (HgO) ao se transformar em produtos, absorve energia do
meio ambiente, e essa energia absorvida fica nos produtos ,
comprovando o resultado positivo do  H, pois a Hr é menor que Hp.
Hr
Conclusão : Quer dizer que para reconhecer um processo
exotérmico ou endotérmico, devemos observar o valor do  H ?
Sim, mas não podemos esquecer que existe outra maneira
também, vejamos:
A + B
 C + D
A + B  C + D
H <0
+ calor
A + B – calor  C + D
A + B
 C + D
A + B  C + D
A + B + calor  C + D
Processo EXOTÉRMICO
H >0
- calor
Processo ENDOTÉRMCO
Existe um outra maneira de representar as reações
exotérmicas e endotérmicas. É através de gráficos que
representam as transformações.
Processo Exotérmico
1 H2(g)
+ 1/2 O2(g)
 H = - 285,5 kJ
1 H2O(l)
(H) Entalpia do processo
Hr > Hp
Hr
H <0
1 H2 + 1/2 O2
 H = -285,8 kJ
Hp
1 H2O(l)
Sentido ou caminho da reação
Reagentes
Produtos
Calor liberado para
o meio ambiente
Leitura e interpretação
da reação:
“Quando 1 mol de hidrogênio
gasoso reage com ½ mol de
oxigênio gasoso, eles liberam
285,8 kJ e se transformam em 1
mol de H2O líquida.
Processo Endotérmico
1 HgO(s)
1 Hg(l) + 1/2 O2(g)  H = + 90,7 kJ
(H) Entalpia do processo
Hp > Hr
H >0
Hp
1 Hg + 1/2 O2
 H = + 90,7 kJ
Hr
1 HgO(s)
Leitura e interpretação
da reação:
Sentido ou caminho da reação
Reagentes
Calor absorvido do
meio ambiente
Produtos
“1 mol de HgO sólido, para
sofrer decomposição, absorve
90.7 kJ de energia e se
transforma em 1 mol de Hg
líquido e ½ mol de O2 gasoso.
Aplicações da Termoquímica
A termoquímica encontra várias aplicações práticas na
nossa vida, vamos citar algumas delas:
Energia dos combustíveis
Os combustíveis de forma geral, são compostos que
através da sua combustão (queima) tem a finalidade de
fornecer energia térmica (gás de cozinha), ou energia
mecânica (motor dos automóveis), necessários para que
ocorram outras reações como o cozimento dos alimentos
ou o funcionamentos dos motores dos automóveis,
ônibus, caminhões, máquinas, etc.
A energia para mover um Ônibus
Espacial
A energia necessária para mover o
ônibus espacial é proveniente da
liberação de energia na reação entre o
H2 e o O2, formando H2O
As calorias nos alimentos
Quando nos alimentamos, estamos fornecendo energia ao nosso
organismo, necessárias às funções vitais do nosso corpo. São as
famosas calorias (kcal), encontradas nos rótulos dos alimentos.
170 kcal/40 g
80 kcal/200 mL
400 kcal/100 g
110 kcal/20 g
As compressas frias e quentes
As compressas frias e
quentes, muito utilizadas por
atletas quando sofrem
contusão, auxiliam no alívio
das dores locais após uma
contusão, pois são compostos
que tem características de
efetuarem reações
endotérmicas ou exotérmicas,
conforme o composto usado.
Compressas frias: usa-se nitrato de amônio (NH4NO3)
 H = + 26,2 kJ
Compressas quentes: usa-se cloreto de cálcio (CaCl2)
 H = - 82,8 kJ
Os explosivos
As características de um bom explosivo são:
• decomposição rápida
• decomposição muito exotérmica
• Produtos gasosos, para exercer mais
pressão.
As mudanças de Estado Físico
As próprias mudanças de estado físico, são processos que
absorvem ou liberam calor, conforme suas características.
Absorve calor
Endotérmica
Libera calor
Exotérmica
Equação Termoquímica
A entalpia de um elemento varia de acordo com o estado físico, a
pressão, a temperatura e a variedade alotrópica desse elemento.
Logo, em uma equação termoquímica, devemos indicar:
•
A equação química devidamente escrita e balanceada;
•
os estados físicos dos participantes e, também as formas
alotrópicas, caso existam;
•
a variação de entalpia (H) ;
•
a temperatura e a pressão nos quais a reação ocorreu;
OBS: Quando uma substância encontra-se no seu estado físico
mais comum ou na forma alotrópica mais estável a 25ºC (298K) e
1 atm (760mm Hg), esta situação é denominada ESTADO
PADRÃO.
• EXEMPLOS:
1 C (grafite) + 1O2(g)  1 CO2(g)
H = - 394 Kj
25C (298K)
1 atm(760 mmHg)
As três substâncias representadas na equação estão no Estado Padão.
A equação termoquímica acima deve ser interpretada assim:
A 25C e 1 atm, 1 mol de carbono grafite reagiu com 1 mol de gás oxigênio,
produzindo 1 mol de gás carbônico e liberando 394 Kj de energia.
OBSERVAÇÕES:
Quando não são indicadas as condições em que ocorrem a reação, esta refere-se
as condições ambiente, ou seja, 25C e 1 atm.
Fatores que influenciam o H de
uma transformação.
• 1 – Quantidade de reagentes e produtos.
Dividindo ou multiplicando uma equação termoquímica
por um número, o H da reação fica dividido ou
multiplicado pelo referido número.
• H2(g) + ½ O2(g)  1 H2O(g)
H = - 57 kj
• 2 H2(g) + 1 O2(g)  2 H2O(g)
H = - 114 kj
(foi multiplicado por 2)
• 2 – Estados físicos de reagentes e/ou produtos.
A mudança de estado físico de um ou mais participantes da reação
pode alterar o valor do H.
H2(g) + ½ O2(g)  1 H2O(g)
H = - 57 kj (gasoso)
H2(g) + ½ O2(g)  1 H2O(l)
H = - 68 kj (líquido)
H2(g) + ½ O2(g)  1 H2O(s)
H = - 70 kj (sólido)
Representando o processo de formação da água em um diagrama.
(H) Entalpia do processo
Hr
1 H2 + 1/2 O2
Hp
Hp
Hp
1 H2O(g)
H = - 57 kj
1 H2O(l)
H = - 68 kj
1 H2O(s)
H = - 70 kj
Sentido ou caminho da reação
Energia na
Fase sólida
<
energia na
fase líquida
H(s) > H(l) > H(g)
<
energia na
fase gasosa
3 – Estado alotrópico de reagentes e/ou produtos.
• A mudança no estado alotrópico acarretará uma
variação na entalpia da substância alterando assim o
H do processo.
C(grafite) + ½ O2(g) 
CO2(g)
H = - 94 kj
(carbono grafite)
C(diamante) + ½ O2(g)  CO2(g)
H = - 94,5 kj
(carbono diamante)
Representando o processo de formação do gás carbônico a partir
do Carbono Grafite e Carbono Diamente.
(H) Entalpia do processo
Hr 1 C(diamante) + 1/2 O2
H = - 94,5 kj
Hr
1 C(grafite) + 1/2 O2
H = - 94 kj
Hp
1 CO2(g)
Sentido ou caminho da reação
Reagentes
Produtos
Tarefa para exercitar e aprender
• Livro página 343
Exercícios 1066,1067,1068,1069,1073,1074
• Livro página 346
Exercícios
1076,1077,1078,1079,1080,1081,1082,108
4,1085,1086.