A termoquímica estuda processos químicos e físicos que envolvem absorção ou liberação de calor. Processos endotérmicos absorvem calor e processos exotérmicos liberam calor. A variação de entalpia (ΔH) de uma reação depende dos estados físicos iniciais e finais e é igual ao calor absorvido ou liberado.

1. Termoquímica
Marilena Meira

2. Termoquímica
• Estuda os fenômenos químicos ou físicos que
envolvem absorção ou liberação de calor.
• Um processo que ocorre com absorção de
calor é denominado de endotérmico.
• Quando o processo ocorre com liberação de
calor é denominado de exotérmico.

3. Entalpia
• Denomina-se de entalpia ao conteúdo de
energia de uma substância a pressão
constante e é representado pela letra H.

4. Entalpia
• Não existe nenhuma maneira de medir o
conteúdo de entalpia de uma substância.
• É possível medir o calor liberado ou absorvido
em uma reação em um calorímetro a pressão
constante (qp) que é por definição igual a ∆H.
• qp = ∆H

5. Variação de energia interna
• O calor liberado ou absorvido em uma reação
ou processo físico a volume constante (qv) é
denominado variação de energia interna e é
representado por ∆E.
qv = ∆E
∆H = ∆E + ∆ngásRT
Para reações que não envolvem gases:
∆E = ∆H

6. Variação de Entalpia
• ∆H = calor absorvido ou liberado no processo
à pressão constante;
• ∆H = H(produtos) – H (reagentes)
• Processo endotérmicos: ∆H > 0;
• Processos exotérmicos: ∆H < 0;

7. Variação de entalpia
• A variação de entalpia é proporcional à
quantidade das substâncias envolvidas.
1C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O ∆Η = -1368 KJ
10C2H5OH + 30O2 20 CO2 + 30 H2O ∆H = -13680 KJ

8. Processo endotérmico
Processo Endotérmico é qualquer processo no qual o
calor tem que ser fornecido para o sistema a partir da
vizinhança. A variação de entalpia é positiva.
A + B + energia C +D
∆H = HP - HR
A+B C + D ∆H > 0
energia + 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)
energia + H2O (s) → H2O (l)

9. Processo endotérmico
ENERGIA PRODUTOS
∆H > 0
REAGENTES

10. Exemplo: reação endotérmica
C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal
CO(g) + H2(g)
ENERGIA
∆H= +31,4kcal
C(s) + H2O(g)

11. Processo exotérmico
• Processo Exotérmico é qualquer processo que libera
calor – transfere energia térmica do sistema para a
vizinhança. A variação de entalpia é menor que zero.
A + B C + D + energia
∆H = HP - HR
A+B C + D ∆H < 0
2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l) + energia
H2O (g) → H2O (l) + energia

12. Processo exotérmico
ENERGIA REAGENTES
∆H < 0
PRODUTOS

13. Exemplo: reação exotérmica
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ/mol
H (kJ)
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)
∆H= -1368kJ/mol
2CO2(g) + 3H2O(ℓ)

14. Entalpia padrão
• Com o objetivo de se comparar dados de
entalpia de diferentes reações ou processos
definiu-se um estado padrão
• Estado padrão corresponde à forma mais
estável de uma substância na pressão de 1
atm de pressão.
• O conteúdo de energia de uma substância no
estado padrão é representado por H0.

15. Entalpia das substâncias simples no
estado padrão
• Como não é possível medir a entalpia de uma
substância e sim a variação de entalpia de
uma reação foi convencionado que:
• As substâncias simples no estado padrão e
em sua forma alotrópica mais estável tem
entalpia igual a zero.

16. Entalpia das substâncias simples
• C (grafite) H=0
• C (diamante) H ≠ 0
• O2 (gasoso) H = 0
• O3 (gasoso) H ≠ 0
• S (rômbico) H = 0
• S (monoclínico) H ≠ 0
• Pn (vermelho) H = 0
• P4 (branco) H ≠ 0

17. Mudanças de estado
• As mudanças de estado são processos físicos
acompanhados de variação de entalpia.
• Por exemplo, para que o gelo passe para o
estado líquido é necessário que absorva calor,
sendo, portanto um processo endotérmico.

18. Entalpia de fusão
• Denomina-se de entalpia de fusão ao calor
absorvido na fusão de 1 mol da substância
sólida.
• Exemplo:
H2O (s) H2O (l) ∆H = 7,3 KJ
• A água líquida tem entalpia maior que o gelo.

19. Entalpia de solidificação
• Denomina-se entalpia de solidificação ao calor
liberado na solidificação de 1 mol da
substância líquida.
• Exemplo:
• H2O (l) H2O (s) ∆H = -7,3 KJ
• É o processo inverso à fusão. A entalpia de
solidificação é numericamente igual a entalpia
de fusão (sinais contrários)

20. Entalpia de vaporização
• Denomina-se entalpia de vaporização ao calor
absorvido na vaporização de 1 mol da
substância líquida.
• Exemplo:
• H2O (l) H2O (v) ∆H = 44 KJ
• O vapor de água tem entalpia maior que a
água líquida.

21. Entalpia de liquefação
• Denomina-se de entalpia de liquefação ao
calor liberado na liquefação de 1 mol da
substância no estado gasoso.
• Exemplo:
• H2O (g) H2O (l) ∆H = - 44 KJ
• É o processo inverso à vaporização.

22. Mudanças de estado
Estado gasoso
Vapor
+ 44 KJ/mol - 44 KJ/mol
ENERGIA
ENERGIA
Estado líquido Água
Estado sólido +7,3 KJ/mol -7,3 KJ/mol
Gelo

23. Equação termoquímica
• Como a entalpia de uma substância varia de acordo
com o estado físico, a pressão, a temperatura e a
variedade alotrópica (para algumas substância simples)
deve-se em uma equação termoquímica indicar:
• Variação da entalpia
• Os números de moles das substâncias.
• Os estados físicos das substâncias participantes e a
forma alotrópica se houver.
• A temperatura e pressão se diferentes do estado
padrão.

24. A entalpia de uma reação depende do
estado físico das substâncias

25. Entalpia de formação ( Hf).
• Denomina-se entalpia de formação ou calor
de formação de uma substância ao calor
liberado ou absorvido na formação de 1 mol
desta substância a partir de substâncias
simples no estado padrão.
• Exemplo:
C (grafite) + O2(g) CO2(g) Hf = -94,1 kcal.mol-1

27. Exemplo
Dados:
∆Hf0
NaHCO3 = -947,7 KJ/mol
Na2CO3 = 1131 KJ/mol
H2O = -242 KJ/mol
CO2 = -394 KJ/mol

28. Combustão
• Uma combustão consiste na reação de uma
substância com o oxigênio.
• A substância que se queima ou entra em
combustão é denominada de combustível e o
oxigênio é o comburente.
• Todas as substâncias orgânicas formadas por C, H
ou C, H e O forma dióxido de carbono e água
através da reação de combustão com excesso de
oxigênio.
• As combustões são sempre reações exotérmicas.

29. Entalpia de combustão
• Denomina-se de calor ou entalpia de combustão
ao calor liberado na queima de 1 mol da
substância no estado padrão.
• Por exemplo, a entalpia de combustão do álcool
etílico é igual a -1368 KJ.
1C2H5OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = -1368 KJ
• A entalpia de combustão do hidrogênio é -286 KJ.
H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ∆H = - 286 KJ

30. Entalpia de combustão
• Qual o calor liberado na queima de 1 Kg de
álcool sabendo o seu calor de combustão é
igual 1368 KJ/mol.
• 1C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O ∆H = -1368 KJ
46 g -----1368 KJ
1000 g ---- x
x = 29739 KJ

31. Lei de Hess
• A entalpia de muitas reações não pode ser
determinada em laboratório. Assim por exemplo,
não é possível medir a entalpia de formação do
álcool etílico, pois não é possível sintetizá-lo a
partir de hidrogênio, carbono e oxigênio.
• Em casos como esses faz-se uso da Lei de Hess
que diz que a variação de entalpia de uma dada
reação é sempre a mesma esteja a reação
ocorrendo em uma ou mais etapas.

32. Lei de Hess
• A entalpia de uma reação química que ocorre em
várias etapas é a soma das entalpias de todas as
etapas da reação.
• Resumindo: A soma dos ∆H de todas as etapas da
reação química, é o ∆H da reação química total .

33. Lei de Hess:
O ∆H de reação química só
depende dos estados inicial e
final.
∆H = Hfinal – H inicial
∆H = Hprodutos – H reagentes

34. Lei de Hess

35. Lei de Hess
• Seja por exemplo calcular a entalpia de
formação do etanol a partir das reações
abaixo:
2C +O2 2 CO2 ∆H =∆H = 2(-394) KJ
C + 2O 2CO2 -394 KJ ∆H = -788 KJ
3H2++1/2O2 2 H3H2∆H = -286 KJ KJ
H2 3/2O 2O O ∆H = 3(-286) ∆H = -858 KJ
2CO2 5OH3H2O 2 1C2H5OH ++ 3O2 O ∆H ∆H = +1368 KJ
1C2H + + 3O 2CO2 3H2 = -1368 KJ
2C + 3H2 + 1/2O2 C2H5OH ∆H = -278 KJ