Aula completa de termoquimica

1. Disciplina: Química
TERMOQUÍMICA
Bragança Paulista - 2020
Instituto Federal de São Paulo
Campus Bragança Paulista
Prof. Josias Falararo Pagotto

2. O que é Termoquímica?
É o ramo da química que estuda o calor absorvido
ou liberado em um processo (principalmente nas
reações químicas)!
* Termo = calor

3. O que é Termoquímica?
Exemplos…
Para cozinhar um alimento, precisamos fornecer
calor.
Em qualquer processo de queima (combustão) libera
calor.
Portanto, o processo de combustão
libera calor!
Portanto, o processo de cozimento
absorve calor!

4. ENTALPIA (H) é a energia (calor) absorvida ou
liberada em uma reação química, à pressão
constante!
ENTALPIA (H)
- Depende do dia
- Depende se está fornecendo (ex.: aquecer!) ou retirando calor
(ex.: colocar na geladeira).
Em geral, É CONSTANTE (pressão atmosférica)!!!
TEMPERATURA
PRESSÃO

5. PROCESSOS ENDOTÉRMICOS: são aqueles que
ABSORVEM CALOR!
“ENDO” = interior, dentro
ENTALPIA (H)
PROCESSOS EXOTÉRMICOS: são aqueles que
LIBERAM CALOR!
“EXO” = para fora

6. ANALOGIA
PERDEU Dinheiro
Reação que PERDE
energia (calor):
GANHOU Dinheiro
EXOTÉRMICA
Reação que GANHA
energia (calor):
ENDOTÉRMICA

7. H = ENTALPIA
Δ = “variação”
ENTALPIA (H)
REAGENTES → PRODUTOS
Entalpia dos
reagentes: HR
ΔH = VARIAÇÃO DA ENTALPIA de uma reação.
Δ = final - inicial
Entalpia dos
produtos: HP
ΔH = HP - HR

8. GRÁFICOS ENTÁLPICOS
PROCESSOS ENDOTÉRMICOS
Caminho da Reação
H
ENTALPIA
REAGENTES
HR
ΔH > 0 (positivo!)
HP
PRODUTOS
ΔH > 0 REAÇÃO ENDOTÉRMICA
ABSORVEM
calor

9. GRÁFICOS ENTÁLPICOS
PROCESSOS EXOTÉRMICOS
Caminho da Reação
H
REAGENTES
HP
ΔH < 0 (negativo!)
HR
PRODUTOS
ΔH < 0 REAÇÃO EXOTÉRMICA
LIBERAM
calor

10. ENTALPIA DOS PROCESSOS
ΔH > 0
A reação
ABSORVE calor ENDOTÉRMICO
ΔH < 0
A reação
LIBERA calor EXOTÉRMICO
O BÉQUER ESFRIA
O BÉQUER ESQUENTA

11. GELO
Entalpia nas Mudanças de Estado Físico
ÁGUA
LÍQUIDA
VAPOR
D’ÁGUA
FUSÃO EBULIÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO CONDENSAÇÃO
ENDOTÉRMICO
(ΔH > 0)
ENDOTÉRMICO
(ΔH > 0)
Absorve calor Absorve calor
EXOTÉRMICO
(ΔH < 0)
EXOTÉRMICO
(ΔH < 0)
Libera calor Libera calor

12. Entalpia nas Mudanças de Estado Físico
Caminho da Reação
H
GELO ΔH > 0
HP
ENDOTÉRMICO
FUSÃO EBULIÇÃO
HR
ÁGUA
Caminho da Reação
H
ÁGUA ΔH > 0
HP
ENDOTÉRMICO
HR
VAPOR
Caminho da Reação
H
VAPOR
ΔH < 0
HR
EXOTÉRMICO
CONDENSAÇÃO
HP
ÁGUA
Caminho da Reação
H
ÁGUA
ΔH < 0
HR
EXOTÉRMICO
SOLIDIFICAÇÃO
HP
GELO

13. Notação da Entalpia das Reações
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS
(Absorvem Calor)
6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g) ΔH=+2.813kJ
A Reação absorve
2.813kJ de calor
6CO2(g) + 6H2O(l) + 2.813kJ → C6H12O6(s) + 6O2(g)
OU
Caminho da Reação
H
6CO2(g)+6H2O(l)
ΔH = +2.813kJ
HP
HR
C6H12O6(s)+6O2(g)

14. Notação da Entalpia das Reações
REAÇÕES EXOTÉRMICAS
(Liberam Calor)
CH4(g) + 2O2(l) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -889,5kJ
A Reação libera
889,5kJ de calor
OU
Caminho da Reação
H
CH4(g)+2O2(g)
ΔH=-889,5kJ
HP
HR
CO2(g)+2H2O(l)
CH4(g) + 2O2(l) → CO2(g) + 2H2O(g) + 889,5kJ

15. Tipos de Entalpia
➢ ENTALPIA DE FORMAÇÃO
➢ ENTALPIA DE COMBUSTÃO
➢ ENTALPIA DE LIGAÇÃO

16. ENTALPIA-PADRÃO
CONDIÇÕES PADRÃO
P = 1atm
T = 25ºC
Concentração = 1 mol/L
Entalpia padrão = Hº

17. ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
Variação de entalpia na formação de uma
substância a partir de seus elementos
constituintes na sua forma mais estável.
Exemplos:
H2SO4 Elementos Constituintes: H, S e O
HNO3 Elementos Constituintes: H, N e O
C6H12O6 Elementos Constituintes: C, H e O

18. A MAIS BARATA E A MAIS COMUM!!!
Exemplos:
H H2(g)
Qual é a forma mais estável dos
elementos?
O O2(g)
Cl Cl2(g)
Br Br2(l)
I I2(s)
C C(grafite)
S S(rômbico)
P P(vermelho)
Metal metal
Fe Fe(s)
Al Al(s)
N N2(g)
Cu Cu(s)
Hg Hg(l)
Au Au(s)
Ag Ag(s)

19. ENTALPIA DE FORMAÇÃO DE
SUBSTÂNCIAS SIMPLES
(FORMA MAIS ESTÁVEL)
Exemplos:
Qual é a forma mais estável dos
elementos?
= 0
Hf(H2) = 0
Hf(O2) = 0
Hf(Ag) = 0
Hf(Cgrafite) = 0
Hf(Fe) = 0
Hf(Cl2) = 0

20. ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
REAGENTES → PRODUTOS
ΔHf = Hf(produtos) – Hf(reagentes)

21. Calcule o ΔH da reação: NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s), a
partir da entalpia-padrão de formação de cada
substância.
Exemplo 1:
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
SUBSTÂNCIA ΔHº
f (kJ/mol)
NH3(g) -46,2
HCl(g) -92,3
NH4Cl(s) -315,5

22. NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)
Exemplo 1:
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
ΔH = Hf(produtos) – Hf(reagentes)
SUBSTÂNCIA ΔHº
f (kJ/mol)
NH3(g) -46,2
HCl(g) -92,3
NH4Cl(s) -315,5
ΔH = Hf(NH4Cl) – [Hf(NH3) + Hf(HCl)]
ΔH = -315,5 – [-46,2 + (-92,3)]
ΔH = -177kJ
(EXOTÉRMICA)

23. Calcule o ΔH da reação: CH4(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
a partir da entalpia-padrão de formação de cada
substância.
Exemplo 2:
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
SUBSTÂNCIA ΔHº
f (kJ/mol)
CH4(g) -53,3
CO2(g) -394
H2O(l) -68

24. ENTALPIA DE COMBUSTÃO
Variação de entalpia na combustão (queima)
de alguma substância.
*combustão = queima
**toda combustão libera calor ➔ EXOTÉRMICA
Combustível + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
OBS.: A combustão incompleta pode gerar CO e/ou
C(s) (fuligem).

25. ENTALPIA DE COMBUSTÃO
A reação de combustão do CH4 (metano) é:
1CH4(g) + 2O2(g) → 1CO2(g) + 2H2O(l)
A reação de combustão do C8H18 (gasolina) é:
1C8H18(g) +
𝟐𝟓
𝟐
O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(l)
A reação de combustão do C2H5OH (álcool) é:
1C2H5OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)

26. Calcule o ΔH da reação: C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g), a
partir das seguintes entalpias de combustão:
C2H4=-1.410kJ/mol
C2H6=-1.560kJ/mol
H2=-283kJ/mol
Exemplo 1:
ENTALPIA DE COMBUSTÃO

27. C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Exemplo 1:
I) Reação de Combustão do C2H4(g):
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
II) Reação de Combustão do C2H6(g):
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1560kJ
III) Reação de Combustão do H2(g):
1H2(g) +
𝟏
𝟐
O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ
ENTALPIA DE COMBUSTÃO

28. 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Reorganizar as Equações
I) MANTER
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
ENTALPIA DE COMBUSTÃO

29. 1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1560kJ
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Reorganizar as Equações
I)
II)
MANTER
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
INVERTER
2CO2(g) + 3H2O(l) → 1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) ΔH=+1560kJ
ENTALPIA DE COMBUSTÃO

30. 1H2(g) +
𝟏
𝟐
O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1560kJ
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Reorganizar as Equações
I)
II)
III)
MANTER
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
INVERTER
2CO2(g) + 3H2O(l) → 1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) ΔH=+1560kJ
MANTER
1H2(g) +
𝟏
𝟐
O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ
ENTALPIA DE COMBUSTÃO

31. 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
2CO2(g) + 3H2O(l) → 1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) ΔH=+1560kJ
1H2(g) +
𝟏
𝟐
O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ
Somar as 3 equações e cancelar o que for possível:
I)
II)
III)
+
1C2H4(g) + 1H2(g) → 1C2H6(g)
ΔHº = - 1410 + 1560 – 283
ΔHº = - 133kJ (EXOTÉRMICA)
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)

32. ENTALPIA DE LIGAÇÃO
É a quantidade de energia necessária para
romper (ou formar) 1 mol de alguma ligação no
estado gasoso.
Em uma reação química:
- Ligações são quebradas (nos reagentes)
- Ligações são formadas (nos produtos)

33. ENTALPIA DE LIGAÇÃO
2H2O(l) → 2H2(g) + 1O2(g)
Exemplo:
H H
O O
H
O
H
H
O
H
→
H H
+

34. ENTALPIA DE LIGAÇÃO
Quebrar Ligação: absorve energia → ΔH > 0
Formar Ligação: libera energia → ΔH < 0
(REAGENTES)
(PRODUTOS)

35. ENTALPIA DE LIGAÇÃO

36. ENTALPIA DE LIGAÇÃO

37. Calcule o ΔH da reação: 1H2(g) + ½O2(g) → 1H2O(l), a
partir das entalpias de ligação:
O=O: 497,8 kJ/mol
H-H: 435,5 kJ/mol
O-H: 462,3 kJ/mol
Exemplo 1:
ENTALPIA DE LIGAÇÃO

38. 1H2(g) + ½O2(g) → 1H2O(l)
Exemplo 1:
absorve
energia
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
O=O: 497,8 kJ/mol
H-H: 435,5 kJ/mol
O-H: 462,3 kJ/mol
H H O O
H
O
H
→
+
1 ½ 1
ΔH =1.(+435,5)
absorve
energia
libera
energia
½.(+497,8)
+ 1.[2x(-462,3)]
+
ΔH = 435,5 + 248,9 – 924,6
ΔH = -240,2kJ (EXOTÉRMICA)

39. Calcule o ΔH da reação: 1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) +
3H2O(l), a partir das entalpias de ligação:
C-C: 347,8 kJ/mol
C-H: 412,9 kJ/mol
C=O: 744,0 kJ/mol
O-H: 462,3 kJ/mol
O=O: 497,8 kJ/mol
Exemplo 2:
ENTALPIA DE LIGAÇÃO

40. 6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]
1.
C-C: 347,8 kJ/mol
C-H: 412,9 kJ/mol

41. 1 lig. O=O
6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]+
1.
𝟕
𝟐
absorve energia
(1x497,8)
𝟕
𝟐
.
O=O: 497,8 kJ/mol

42. 2 lig. C=O
6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
libera energia
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]+
1.
𝟕
𝟐
1 lig. O=O
absorve energia
(1x497,8)
𝟕
𝟐
.
2
+2. [2x(-744,0)]
C=O: 744,0 kJ/mol

43. 2 lig. O-H
6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
libera energia
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]+
1.
𝟕
𝟐
1 lig. O=O
absorve energia
(1x497,8)
𝟕
𝟐
.
2 2 lig. C=O
+2. [2x(-744,0)]
3.[2x(-462,3)]
+
3
libera energia
O-H: 462,3 kJ/mol

44. 6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
libera energia
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= 2477,4 + 347,8 + 1742,3 – 2976 – 2773,8
𝟕
𝟐
1 lig. O=O
absorve energia
2 2 lig. C=O 3 2 lig. O-H
libera energia
ΔH = -1182,3kJ (EXOTÉRMICA)

45. LEI DE HESS
A quantidade de calor de uma reação pode
ser calculada a partir de várias etapas de
outras reações

46. Calcule o ΔH da reação: 2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g), a
partir das seguintes reações:
(I) C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol
(II) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393,3kJ/mol
(III) H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ΔH=-285,5kJ/mol
Exemplo 1:
LEI DE HESS

47. C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
Reorganizar as Equações
I) INVERTER
LEI DE HESS
2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1.409,5kJ/mol

48. C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393,3kJ/mol
Reorganizar as Equações
I)
II)
INVERTER
x(2)
LEI DE HESS
2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH=-786,6kJ/mol

49. C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ΔH=-285,5kJ/mol
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393,3kJ/mol
Reorganizar as Equações
I)
II)
III)
INVERTER
x(2)
2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l) ΔH=-571kJ/mol
LEI DE HESS
2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH=-786,6kJ/mol
x(2)

50. 2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l) ΔH=-571kJ
2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1409,5kJ
2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH=-786,6kJ
Somar as 3 equações e cancelar o que for possível:
I)
II)
III)
+
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
ΔHº = + 1409,5 – 786,6 – 571
ΔHº = + 51,9kJ (ENDOTÉRMICA)
LEI DE HESS
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)

51. (UNICAMP 2020) Numa fritadeira a ar com potência de 1400 W, um
pedaço de carne ficou pronto para ser consumido após 18 minutos de
funcionamento do equipamento. Um cozimento semelhante foi
realizado em menor tempo em um fogão a gás. Nesse caso, foram
consumidos 16 gramas de gás propano, cuja reação de combustão é
dada por:
C3H8(g) + O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g); ΔH = 2.046 kJ mol-1.
Comparando os dois processos de cozimento, o consumo de energia
foi maior empregando-se
a) o fogão a gás, sendo cerca de 1,5 vezes maior que o consumo da
fritadeira a ar.
b) o fogão a gás, sendo cerca de 12 vezes maior que o consumo da
fritadeira a ar.
c) a fritadeira a ar, sendo cerca de 6 vezes maior que o consumo do
fogão a gás.
d) a fritadeira a ar, sendo cerca de 2 vezes maior que o consumo do
fogão a gás.
Exercício 1

52. (UNESP 2018) Analise os três diagramas de entalpia.
O ΔH da combustão completa de 1 mol de acetileno, C2H2(g),
produzindo CO2(g) e H2O(l) é
(A) + 1 140 kJ.
(B) + 820 kJ.
(C) – 1 299 kJ.
(D) – 510 kJ.
(E) – 635 kJ.
Exercício 2