Química - Entalpia das reações químicas e termoquímica

Ciências da Natureza e suas
Tecnologias - Química
Ensino Médio, 2ª Série
Entalpia das reações químicas

QUÍMICA, 2º Ano do Ensino Médio
Entalpia das Reações Químicas
Um cheeseburger (150 g)
possui 600 kcal de energia.
Dez palitinhos de batata frita (100 g)
têm valor calórico de 274 kcal.
Duas colheres de arroz = 88 kcal
Uma porção de carne de vaca = 140 kcal
Uma concha de feijão = 137 kcal
Valor Calórico dos
Alimentos
Mais informações em
http://www.chi.pt/extras/tabela_calorias.htm
acesso em 01/07/2012.
Imagem
:
(a)
Henrique
Dante
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Almeida/
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(b)
Michael
Dorausch
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(c)
Miansari66/Domínio
Público.

Informações Nutricionais
Quantidade por porção %VD*
Valor energético 116 kcal = 487 kJ 6%
Carboidratos 18 g, dos quais: 6%
Açúcares 0 g **
Proteínas 1,6 g 2%
Gorduras Totais 4,3 g, das quais: 8%
Gorduras Saturadas 0,9 g 4%
Gorduras Trans 0 g **
Gorduras monoinsaturadas 2,7 g **
Gorduras poli-insaturadas 0,5 g **
Colesterol 0 mg 0%
Fibra alimentar 0 g 0%
Sódio 169 mg 7%
Potássio 31 mg **
Ácido Fólico*** 28 mcg 12%
Para uma porção de 25 g (2 xícaras)
* %VD são os valores
diários com base numa
dieta de 2.000 kcal;
** Valores diários não
estabelecidos;
*** Nutriente
naturalmente presente.
Tabela retirada de um
salgadinho Cheetos, da
PepsiCo.
Lembrete:
kcal = Quilocaloria
kJ = Quilojoule

ATIVIDADE: Informações Nutricionais
1) Utilizando a informação sobre o valor energético na
tabela anterior, quantos quilojoules (kJ)
correspondem a 1 quilocaloria (kcal)?
2) Comendo todo o conteúdo (48g) do salgadinho,
quantas calorias estamos consumindo?
3) O que significa mcg na tabela?

Atividade Resolvida
1) Por regra de três simples, podemos determinar que:
• multiplicando-se os meios pelos extremos, temos que:
1 kcal = 4,198 kJ
2) Também, por regra de três simples, determinamos que:
• para um consumo de 48 gramas, consumimos
222,72 kcal = 222.720 cal
3) mcg significa microgramas, mas deveria ser
representado por m.
116 kcal 487 kJ
1 kcal x
correspondem a
deve ser igual a

Quantas calorias gastamos?
Atividade Física Gasto Calórico (kcal)
Alongamento 90
Andar de patins 196
Andar de bicicleta 126
Andar no mar com água nas canelas 140
Arrumar a cama 66
Assistir a televisão 41
Bater a tecla do computador 48
Beijar 30
Correr a 12 km/h 445
Dormir 30
Levar o cachorro para passear 150
Tabela baseada numa
pessoa de 60 kg de massa
corporal em atividades
físicas cotidianas, num
tempo de 30 minutos.
http://cyberdiet.terra.com.br/gasto-calorico-dos-exercicios-3-1-2-326.html, acesso em 19/06/2012.
Para saber sobre quantas
calorias gastamos em
outras atividades físicas,
consulte o site:

Como se mede o calor dos alimentos?
Normalmente, realiza-se a combustão dos
alimentos em aparatos chamados de
CALORÍMETROS.
Usamos a equação fundamental da
calorimetria para calcular a quantidade de
calor liberado nas combustões:
Q = m.c.t
Onde
Q = Calor liberado (em cal)
m = Massa dos reagentes (em g)
t = Variação da temperatura (em ºC)
c = Calor específico (em cal/g°C)
Substância c (cal/g°C)
Água 1,0
Álcool 0,6
Alumínio 0,22
Ar 0,24
Restante da tabela disponível em
http://fep.if.usp.br/~profis/experimentando/diurno/downloads/Tabela%20de%20Calor%20Especifico%20de%20V
arias%20Substancias.pdf, acesso em 21/06/2012.
Imagem
:
Harbor1/
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License

Construção de um Calorímetro
1. Termômetro
2. Arame (agitador)*
3. Tampa de isopor
4. Lata de refrigerante
5. Porta-mamadeira de isopor
Para visualizar a construção do calorímetro, você pode visitar
http://www.youtube.com/watch?v=GmTVu8tF9rA, acesso em 20/06/2012.
SUGESTÃO: Use um
termômetro clínico digital
* Opcional
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:
(a)
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(b)
Cane
cane
/
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(c)
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(d)
Lion/
Public
domain.

PROCEDIMENTO
• inicialmente, coloque a água no calorímetro;
• verifique a temperatura da água;
• em seguida, acrescente a água oxigenada e
• depois a batata picada;
• feche o calorímetro e verifique a nova temperatura de equilíbrio.
Calor de Decomposição da Água
Oxigenada
MATERIAIS
• ½ batata inglesa picada;
• 20 mL de água;
• 100 mL de água oxigenada comercial (1 tubo);
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Alex
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Imagem
:
കാക്കര
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• A reação se processa a volume constante;
• a equação química que representa a reação de
decomposição da água oxigenada é:
2H2O2  2H2O + O2
• a reação se processa liberando calor, ou seja, é
exotérmica;
• percebemos que houve liberação de calor pela
elevação da temperatura, registrada no termômetro.
Para saber mais sobre o experimento, leia em
http://www.qnesc.sbq.org.br/online/qnesc29/10-EEQ-6106.pdf, acesso em 21/06/2012.00
Calor de Decomposição da Água
Oxigenada

Entalpia (H)
• É a medida da quantidade de calor liberada ou
absorvida num sistema (substância, reação química,
processo físico, etc.), a pressão constante;
• representamos a entalpia pela letra H;
• na prática, só conseguimos medir a variação da
entalpia (H):
H = Hf – Hi
• Hf é a entalpia num estado final;
• Hi é a entalpia num estado inicial.

Para uma reação química, teremos:
• Quando houver absorção de calor, teremos:
• Quando houver liberação de calor, a equação é invertida:
REAGENTES  PRODUTOS
Estado Inicial Estado Final
A  B
H = HP – HR
HR = Entalpia dos reagentes
HP = Entalpia dos produtos
A + calor  B
B  A + calor
Os processos endotérmicos e exotérmicos são opostos!

Fique Atento!
• O calor é uma forma de energia;
• assim, usaremos as seguintes unidades de calor na
Termoquímica:
da mesma forma que
utilizamos nos alimentos.
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:
Daniel
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License
Imagem
:
user:Fourohfour
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• 1 cal = 4,18 J
• 1 kcal = 1000 cal
• 1 kJ = 1000 J

Termoquímica
• É a parte da termodinâmica que estuda as trocas de
calor durante as transformações, sejam elas químicas ou
físicas;
• como vimos, os processos podem ocorrer por absorção
de energia ou por liberação de energia.
Para a água ferver, é
necessário fornecimento de
calor.
A chama da vela libera
calor ao ambiente.
Imagens
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(a)
GRAN
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(b)
Paolo
Costa
Baldi
/
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3.0"

Reações Endotérmicas
REAGENTE + calor  PRODUTO
ΔH = HP - HR
O sinal positivo de ΔH indica
que houve absorção de
energia durante o processo.
Como a entalpia dos reagentes é
menor, para ocorrer a reação, é
necessário...
Como HP > HR
Então, ΔH > 0
REAGENTE
PRODUTO
A
B
ENTALPIA
CAMINHO DA REAÇÃO
A  B
...absorção de calor
HR
HP
+ calor

REAGENTE  PRODUTO + calor
HP
HR
Como a entalpia dos reagentes é maior, sempre que
ocorrer a reação, acontecerá...
O sinal negativo de ΔH
indica que houve liberação de
energia durante o processo.
REAGENTE
PRODUTO
A
B
ENTALPIA
CAMINHO DA REAÇÃO
B  A
...liberação de calor
ΔH = HP - HR
Como HR > HP
Então, ΔH < 0
+ calor
Reações Endotérmicas

Termoquímica no Cotidiano 1
• No programa Mais Você, da Rede globo, Ana Maria Braga
divulgou nacionalmente um processo endotérmico:
Veja o vídeo da demonstração em
http://www.youtube.com/watch?v=OsY9IvFS8Mg, acesso em 21/06/2012.
A caneca possui
estampa preta à
temperatura ambiente.
Ao adicionarmos água
morna, a caneca
começa a revelar a
imagem oculta.
Quando adicionamos
água fria, a caneca
volta a ficar preta!
Foto
do
Autor
Foto
do
Autor
Foto
do
Autor

Coloque sabão em pó em uma de suas mãos.
Em seguida, acrescente água e esfregue as mãos.
Você deverá notar que sua mão esquentou.
Dessa vez, lave suas mãos com uma mistura de água e
álcool 70% (vendido em farmácias).
Inicialmente, coloque a água e depois acrescente o álcool.
Suas mãos também esquentarão.
Sabão em pó nas mãos:
Lavando as mãos com álcool e água:
Os experimentos NÃO trazem risco algum!
Termoquímica no Cotidiano 2
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:
Bukk/Public
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Imagem
:
Diane
A.
Reid,
Photographe/United
States
Public
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Quais as explicações?
 Caneca que muda de cor:
• podemos representar o processo por:
CANECA ESCURA + calor  CANECA BRANCA;
• ao adicionarmos água morna, estamos fornecendo calor à
caneca escura (ela absorve energia)  temos um processo
endotérmico;
 Lavando as mãos:
• tanto para o sabão em pó quanto para o álcool, suas misturas
com a água liberam calor  temos um processo exotérmico;
• ao ocorrer a dissolução do sabão (ou do álcool) na água, o
processo libera energia ao ambiente (nossas mãos sentem o
aquecimento).

Variação de Entalpia nas Mudanças de
Estados Físicos
Sólido
Líquido Gasoso
As moléculas movimentam-
-se rapidamente
Possuem alta
energia
As moléculas estão muito
próximas, dificultando
seus movimentos
Possuem baixa
energia
Possuem energia
intermediária
Sentido endotérmico das mudanças de estados
H2O (s)  H2O (l) H2O (l)  H2O (g)
FUSÃO VAPORIZAÇÃO
Sentido exotérmico das mudanças de estados
Imagem
:
Luis
Javier
Rodriguez
Lopez/
GNU
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License

Estado Padrão
• Estado padrão de uma substância corresponde ao
seu estado físico e alotrópico mais estável nas
condições ambientes (25 °C e 1 atm);
 Entalpia Padrão (H°)
• é a entalpia de uma substância no seu estado
padrão;
 por convenção, toda substância simples no estado
padrão possui entalpia igual a zero.
• H° (Substância simples) = 0

Equação Termoquímica
• Para a equação de decomposição da água oxigenada,
temos:
• para escrevermos uma equação termoquímica,
deveremos:
• balancear a equação;
• indicar os estados físicos;
• revelar o ΔH da reação.
H2O2  H2O + O2
2 2 1
(aq) (l) (g) ΔH = - 196 kJ/mol

Entalpia de Formação
• calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de
uma substância a partir de substâncias simples, no
estado padrão (com H° = 0).
1 H2(g) + 1/2 O2 (g)  1 H2O (l) ΔH = -286 kJ/mol
• dessa forma, uma tabela de entalpias-padrão de
formação pode ser construída;
• como nem todas as equações químicas possuem seus
valores de ΔH determinados, usamos:
 



 REAG
PROD f
f
reação H
H
H

Entalpia-padrão de formação de algumas
substâncias no estado padrão (25 °C e 1 atm)
Substância Fórmula/Estado Físico ΔHf° (kJ/mol)
Gás carbônico CO2(g) -394
Gás acetileno C2H2(g) +227
Etanol C2H5OH(l) -278
Água H2O(l) -286
Cloreto de hidrogênio HCl(g) -92,5
Peróxido de hidrogênio H2O2(l) -188
Cloreto de sódio NaCl (s) -413
Amônia NH3(g) -46
Ácido acético CH3COOH(l) -487

Cálculo da entalpia de decomposição
da água oxigenada
• No nosso calorímetro, verificamos que a temperatura
aumentou com a decomposição da água oxigenada.
Como podemos prever o valor da entalpia?
• Usando as informações sobre as entalpias de
formação da tabela anterior e sabendo que
2 H2O2  2 H2O + O2
• H = [2 . (-286) + 1 . 0] – [ 2 . (-188)] = -572 + 376 = - 196 kJ/mol
 



 REAG
PROD f
f
reação H
H
H
e
Então...

Entalpia de Combustão
• é a energia liberada na combustão completa de 1 mol de
uma substância no estado padrão;
• as reações de combustão são aquelas em que um
combustível reage com o gás oxigênio (comburente);
• todas as reações de combustão possuem entalpia
negativa (ΔH < 0);
• a variação de entalpia na combustão pode ser chamada de
entalpia de combustão, ΔH de combustão, calor de
combustão ou entalpia-padrão de combustão.

Atenção!
• A reação entre os gases N2 e O2 do ar, provocada
pela passagem de raios durante tempestades na
atmosfera, não deve ser classificada como
combustão, uma vez que o processo absorve
energia:
N2(g) + O2(g)  2NO(g) ΔH = +180 kJ/mol
Imagem
:
Thomas
Dwyer
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Generic.

Energia de Ligação
• é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no
estado gasoso, a 25 °C e 1 atm;
• nos Reagentes acontecem quebras de ligações  assim,
o processo é ENDOTÉRMICO  ou seja, ΔH > 0;
• nos Produtos acontecem formações de ligações  então,
o processo é EXOTÉRMICO  ou seja, ΔH < 0;
• para determinar a variação de entalpia da reação,
somamos todas as entalpias das ligações (quebradas e
formadas):


 Ligação
reação H
H
Somatório de todas as energias de ligações, observando-se os sinais.

Aplicação no Vestibular
• (UPE 2005/Química 1) A energia de ligação (H – N) em kJ/mol
é igual a...
• Dados: 3H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g), ΔH = - 78 kJ/mol.
Energia de ligação
H – H 432 kJ/mol
N≡N 942 kJ/mol
Inicialmente, reescrevemos a equação química detalhando as ligações...
3 2
432 942
y
3 ligações H – H  3 x (+ 432)
1 ligação N  N  1 x (+ 942) 6 ligações N – H  6 x y
+
Reagentes  ΔH > 0

Cálculo da Entalpia da Ligação N – H
• Como as ligações N – H são formadas
(produtos), esperamos que as mesmas sejam
negativas;
• utilizando HREAÇÃO =HLIGAÇÃO, temos:
-78 = 3 . 432 + 1 . 942 + 6 . y
-78 = 1296 + 942 + 6y
6y = -78 – 2238
6y = -2316
y = -386 kJ/mol
A ligação N – H é
negativa, como era
de se esperar.

M  C
D + B M + K
A + K D
Leis de Hess
• A variação de entalpia (H) de uma reação é sempre a
mesma, independentemente do número de etapas em
que tenha que ocorrer.
A + B  C
D  A + K
D + B M + K
M  C
Deveremos calcular o H da equação H = ?
H1
H2
H3
A partir das equações... Que deverão ficar...
-H1
H2
H3
A B
+  C
+
H = – H1 + H2 + H3
Somamos as
equações...
Obtemos:
E a entalpia é calculada como

• (Covest 2000) A partir das entalpias padrão das reações de
oxidação do ferro dadas abaixo,
Fe(s) + ½ O2(g)  FeO(s); ΔH° = – 64 kcal /mol
2 Fe (s) + 3/2 O2 (g)  Fe2O3 (s); ΔH° = – 196 kcal/mol
determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na
reação:
2 FeO (s) + ½ O2 (g)  Fe2O3 (s)

Fe(s) + ½ O2 (g)  FeO (s)
2 Fe (s) + 3/2 O2 (g)  Fe2O3 (s)
Deveremos calcular o H da equação 2 FeO (s) + ½ O2 (g)  Fe2O3 (s)
A partir das equações... Que deverão ficar...
Somamos as
equações...
Obtemos:
E a entalpia é calculada como
2 FeO(s)  2 Fe(s) + 1 O2(g)
2 Fe (s) + 1,5 O2 (g)  Fe2O3(s)
x (-2)
ΔH° = – 196
ΔH° = + 128
+
2 FeO (s) ½ O2 (g)  Fe2O3 (s)
+
ΔH = - 196 + 128 = -68 kcal/mol
RESOLUÇÃO

Quem foi Hess?
• Germain Henry Hess (Genebra, 1802 – S. Petersbugo,
1850): químico e médico suíço que formulou um dos
princípios da Termoquímica, hoje conhecido como Lei de
Hess. Foi autor de um livro didático sobre Química que
foi uma obra padrão russa durante várias décadas.
1822 – Começou a estudar medicina na
Universidade de Tartu (Estônia).
1825 – Tornou-se médico.
1830 – Tornou-se professor do Instituto
Tecnológico em São Petersburgo.
1840 – Publicação da Lei de Hess.
Imagem
:
Autor
desconhecido/Disponibilizado
por
Astrochemist/Domínio
Público

Mais entalpia no cotidiano e no
Youtube...
Verificamos uma aplicação interessante da
termoquímica nos carrinhos da Hot Wheels
Color Shifters em
http://www.youtube.com/watch?v=8AKe_ucebUk
Que tal dar uma compressa sem ter que esperar a
água esquentar ou virar gelo? Veja a bolsa
térmica instantânea em
http://www.youtube.com/watch?v=6tSVWzjpXik
A mudança de cor dos carrinhos ilustra o fenômeno
de termocromismo.
Uma reação química libera tanto calor, que aquece a bolsa.
Ou absorve tanto calor do ambiente, que congela a bolsa
instantaneamente.
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Joost
J.
Bakke
/
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Atribuição
2.0
Genérica.
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Guaoguao
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2B Miansari66 / Domínio Público http://commons.wikimedia.org/wiki/File:French_fries_(
Potato_Chips).JPG?uselang=pt-br
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2C Michael Dorausch / Creative Commons
Atribuição-Partilha nos Termos da Mesma
Licença 2.0 Genérica
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Double_Chees
e_Cheeseburger.jpg?uselang=pt-br
24/08/201
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7 Harbor1 / GNU Free Documentation License http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Bombenkalori
meter_mit_bombe.jpg?uselang=pt-br
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8A BrokenSphere / GNU Free Documentation
License
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tyrofoam_food_container.JPG
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8B Cane cane / Public Domain http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Lata_Coca_Cola.J
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8C Biol / Public Domain http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Koortsthermo
meters-AFEC-0120-Lot240901%2BHartmann-0123-
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8D Lion / Public domain http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Calorimeter.jp
g?uselang=pt-br
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9A Alex Khimich / Public Domain http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydrogen_per
oxyde_uk.jpg
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13 SCEhardt / Public Domain http://commons.wikimedia.org/wiki/File:CheetosCrop.j
pg
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14A GRAN / GNU Free Documentation License http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Boiling_water.
jpg?uselang=pt-br
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14B Paolo Costa Baldi / GNU Free Documentation
License
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_dark.JPG?uselang=pt-br
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18B Diane A. Reid, Photographe/United States
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20 Luis Javier Rodriguez Lopez/ GNU Free
Documentation License
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27 Thomas Dwyer / Creative Commons
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