1. Termodinâmica
Energia e Ligações Químicas

2.  Universo = sistema + vizinhanças
 Sistema:
 Aberto  Há transferência de massa e
energia
 Fechado  Não há transferência de
massa, mas sim de energia
 Isolado  Não há transferência de
massa nem de energia
Matéria
Energia
(a) Aberto
(b) Fechado
(c) Isolado
Vizinhanças
Energia
Os Conceitos Básicos
2Daniela Pinto

3.  Fronteira:
 Diatérmica  Há transferência de energia
 Adiabática  Não há transferência de
energia
 Processo:
 Exotérmico  Há libertação de energia na
forma de calor
 Endotérmico  Há absorção de energia na
forma de calor
Parede
diatérmica
Parede
adiabática
Energia na
forma de calor
Trabalho, Calor e Energia
3Daniela Pinto

4.  Conservação de Energia:
U = Q + w
 Energia Interna:
É a energia total de um
sistema.
𝑈 = 𝐸𝑝 + 𝐸 𝑐
Quanto maior a Ec de um sistema,
maior a sua temperatura
 A equação é o enunciado matemático da
Primeira Lei da termodinâmica, e mostra
que a energia interna é constante num
sistema isolado (para o qual Q = 0 e w =
0).
 w > 0 ou Q > 0 se a energia é transferida
para o sistema.
 w < 0 ou Q < 0 se a energia é transferida
para as vizinhanças.
A Primeira Lei
4Daniela Pinto

5. E = E final – E inicial
Convenção
Qualquer energia que saia do
sistema para exterior é
negativa, o que significa que a
energia final é menor que a
energia inicial.
Qualquer energia que entre
para o sistema é positiva, o que
significa que a energia final é
maior que a energia inicial.
5Daniela Pinto

6. Conservação da energia em sistemas isolados
Fronteiras adiabáticas
a) processo endotérmico T
b) processo exotérmico T
6Daniela Pinto

7. c) Processo endotérmico :
o sistema absorve energia na forma
de calor
d) Processo exotérmico :
o sistema cede energia na forma de
calor
Fronteiras diatérmicas
T= Constante
Conservação da energia em sistemas fechados
7Daniela Pinto

8. A transferência de energia do exterior ou para o exterior é a causa
do fenómeno a que chamamos calor.
Ao conteúdo calorífico de um sistema chama-se entalpia, H.
Entalpia
Por não ser possível medir valores absolutos de entalpia, o
que se mede numa reação química é a variação de
entalpia, ΔH, também designada por entalpia da reação .
8Daniela Pinto

9. Entalpia
A quantidade de energia absorvida ou libertada numa
reação química é chamada calor da reação, Q.
A variação de entalpia, H, é a quantidade de energia
posta em jogo numa reação química a pressão
constante, Qp.
9Daniela Pinto

10. Variação de entalpia (ΔH)
Indica a quantidade de calor envolvida numa transformação.
∆H = Variação de
entalpia
Hreagentes = Entalpia dos
reagentes
∆H = Hprodutos - Hreagentes
Hprodutos = Entalpia dos
produtos
10Daniela Pinto

11. Processo endotérmico
Diagrama de entalpia
11Daniela Pinto

12. Processo exotérmico
Diagrama de entalpia
12Daniela Pinto

13. Variação de entalpia (ΔH)
Reação endotérmica
Reação exotérmica
13Daniela Pinto

14. Energia de ligação
Energia fornecida para romper 1 mol de ligações entre dois
átomos em um sistema gasoso a 25 ⁰C e 1 atm.
 Reagentes: processo endotérmico – quebra de ligações
 Produtos: processo exotérmico – formação de ligações
∆H da reação = +
Calor absorvido na quebra
das ligações presentes nos
reagentes (H>0)
Calor libertado na
formação das ligações
presentes nos produtos
(H<0)
14Daniela Pinto

15. Fatores que determinam se uma reação é endo ou exotérmica:
o Força relativa das ligações medidas pelas respetivas energias de
ligação;
o Número de ligações quebradas ou formadas.
Resumindo…
O ∆H pode ser medido:
 Experimentalmente : Calorímetros
Bombas Calorimétricas
 Algebricamente (Cálculo de ∆H) – LEI DE HESS
15Daniela Pinto

16. Calorimetro
16Daniela Pinto

17. Lei de Hess
"A variação de entalpia envolvida numa reação química, sob
determinadas condições experimentais, depende exclusivamente
da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos,
seja a reação executada numa única etapa ou em várias etapas
sucessivas".
17Daniela Pinto

18. Lei de Hess
Esta lei é muito útil para determinar indiretamente calor de reação,
impossível de ser medido experimentalmente.
O calor total libertado ou absorvido nas reações sucessivas:
A  B e B  C
É igual ao calor libertado ou absorvido na reação:
A  C.
O calor libertado ou absorvido na reação A  C não
depende do número de estados intermediários.
18Daniela Pinto

19. Consequências da Lei de Hess
NH3(g ) + HCl(g)  NH4Cl(s) H = - 41,9 Kcal
+ NH4Cl(s)  NH4Cl(aq) H = 3,9 Kcal
NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(aq) H= -38 Kcal
Podemos obter NH4Cl(aq) por 2 caminhos diferentes.
19Daniela Pinto

20. Consequências da Lei de Hess
NH3(g )  NH3 (aq) H = -8,5 Kcal
HCl (g)  HCl(aq)  H = -17,3 Kcal
+ NH3(aq ) + HCl(aq)  NH4Cl(aq)  H= -12,2 Kcal
NH3(g ) + HCl(g)  NH4Cl(aq) H= - 38 Kcal
Ou…
20Daniela Pinto

21. As transformações representadas a seguir referem-se à
formação da água. Considere os dados: M(H2O) = 18g/mol.
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) H = -286kJ/mol
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(g) H = -242kJ/mol
Para vaporizar 180g de água, são necessários:
(A) 79kJ B) 5280kJ (C) 44kJ
(D) 528kJ (E) 440kJ
Exercício
21Daniela Pinto

22. H2O(l)  H2(g) + 1/2O2(g) H = +286kJ/mol
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(g) H = -242kJ/mol
H2O(l)  H2O (g)
H = +286 – 242 = 44kJ/mol
Resolução
H2O(l)  H2O (g)
18g (1 mol) 44kJ
180g x
X =440kJ (letra E)
22Daniela Pinto