O documento discute conceitos fundamentais da termoquímica, incluindo: 1) A termoquímica estuda as mudanças térmicas em reações químicas; 2) Reações podem ser exotérmicas ou endotérmicas dependendo se liberam ou absorvem calor; 3) O cálculo da variação de entalpia de uma reação depende das entalpias dos reagentes e produtos.

1. E M Í ICA
T R OQUM
A QUÍMICA
E O ESTUDO DA ENERGIA.
Prof. DANIELA MARTINS

2. pilha
OBSERVE OS
FENÔMENOS

3. NELES,OCORREM TRANSFORMAÇÕES
FÍSICAS E (OU) QUÍMICAS
ENVOLVENDO VÁRIOS TIPOS DE ENERGIA,
INCLUSIVE ENERGIA TÉRMICA.

4. CONCEITOS IMPORTANTES
SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo
para estudo.
ENERGIA - resultado do movimento existentes
nas partículas da matéria.
ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema
através de reações químicas.
CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura
mais alta para o outro com temperatura mais baixa.
TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força
que se opõe a esse deslocamento.

5. O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃO
É DENOMINADO CALORIMETRIA.
O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É
DENOMINADO CALORÍMETRO.

6. CALORIA é a quantidade de energia necessária
para aumentar de 1ºC a temperatura de 1 g de água.
JOULE é a quantidade de energia necessária para
deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso,
fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo.
1 cal = 4,18 J
1 kcal = 1000 cal
1 kJ = 1000 J

7. E E OSE R ÉICOS NA R A E QUM S
F IT NE GT S E CÕ S Í ICA
Na fotossíntese ocorre absorção de calor
6CO 2 + 6H2O →
LUZ
CLOROFILA
C6H12O6 + 6O2
GLICOSE
Na combustão do etanol ocorre liberação de calor
C 2H 5OH + 3O2 →
2CO 2 + 3H 2O
ETANOL

8. A TERMOQUÍMICA ESTUDA AS MUDANÇAS
TÉRMICAS ENVOLVIDAS NAS REAÇÕES QUÍMICAS
* Quando envolve liberação de calor, denomina-se
REAÇÃO EXOTÉRMICA.
* Quando envolve absorção de calor, denomina-se
REAÇÃO ENDOTÉRMICA.

9. EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a representação de uma reação química em que
está
especificado:
* o estado físico de todas as substâncias.
* o balanceamento da equação.
* a variação de calor da reação ( ∆H ).
* variedade alotrópica quando existir.
* as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja,
temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum)
Segue alguns exemplos...

10. REAÇÃO EXOTÉRMICA
2 C(s) + 3 H 2(g) → C2 H6(g) ∆ H= – 20,2 kcal
2 C(s) + 3 H 2(g) → C2 H6(g) + 20,2 kcal
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Fe3 O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O 2(g) ∆ H= + 267,0 kcal
Fe3 O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O 2(g) −267,0 kcal

11. CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA

A + B
HR
→

C + D
HP
HP ⇒ ENTALPIA PRODUTO
HR ⇒ ENTALPIA REAGENTE
∆H ⇒ VARIAÇÃO DE ENTALPIA

12. Não esqueça:
HP ⇒ ENTALPIA PRODUTO
HR ⇒ ENTALPIA REAGENTE
∆H ⇒ VARIAÇÃO DE ENTALPIA

13. REAÇÃO EXOTÉRMICA
A + B → C + D +
HR = HP +
ENTÃO HR > HP
HR
O SENTIDO DA SETA
SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
PARA O PRODUTO
HP
CAMINHO DA REAÇÃO

14. REAÇÃO EXOTÉRMICA
A + B → C + D + CALOR
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
A + B + CALOR → C + D

15. REAÇÃO ENDOTÉRMICA
A + B + → C + D
Hp = Hr +
ENTÃO Hp > Hr
HP
O SENTIDO DA SETA
SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
PARA O PRODUTO
HR
CAMINHO DA REAÇÃO

16. ∆H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR < HP ∆H > 0
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Se HR > HP ∆H < 0
REAÇÃO EXOTÉRMICA

17. ∆H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
REAÇÃO
Se HR > HP EXOTÉRMICA
HR
∆H < 0
HP
CAMINHO DA REAÇÃO

18. ∆H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
REAÇÃO
Se Hp > Hr ENDOTÉRMICA
HP
∆H > 0
HR
CAMINHO DA REAÇÃO

19. OBS.:
* Convencionou-se entalpia zero para determinadas
substâncias simples, em razão de não ser possível
medir o valor real da entalpia de uma substância.
* Foram escolhidas condições-padrão para
estabelecer medidas relativas.
* Terá entalpia zero qualquer substância
simples que se apresente nos estados
físico e alotrópico mais comum,
a 25ºC e 1atm de pressão.

20. ENTALPIA ZERO ENTALPIA MAIOR QUE
Hº = 0 ZERO Hº >0
H2(g), N2(g) e etc ---
O2(g) O3(g)
C(grafite) C(diamante)
S(rômbico) S(monoclínico)
P(vermelho) P(branco)
parana@svn.com.br

21. ENTALPIA ZERO ENTALPIA MAIOR QUE
Hº = 0 ZERO Hº >0
H2(g), N2(g) e etc ---
O2(g) O3(g)
C(grafite) C(diamante)
S(rômbico) S(monoclínico)
P(vermelho) P(branco)
* A forma alotrópica menos estável
tem entalpia maior que zero.

22. CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
LEI DE HESS
A entalpia de uma reação depende apenas dos estados iniciais
e finais da reação, não depende dos estados intermediários,
ou seja a reação é a mesma para uma ou mais etapas.
Ex. 1 - Cálculo da entalpia da reação de formação do gás carbônico:
C(grafite)+ O2(g) → CO2(g) ∆H = ? kcal/mol

23. OBSERVE AS EQUAÇÕES:
C(grafite)+ 1/2O2(g) → CO(g) ∆H = – 26,4kcal/mol
CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g) ∆H = – 67,6kcal/mol

24. EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA DAS MESMAS.
Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam.
1ª etapa: C(grafite)+ 1/2O2(g) → CO(g) ∆H1 = – 26,4kcal/mol
2ª etapa: CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g) ∆H2 = – 67,6kcal/mol
Etapa final: C(grafite)+ O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94,0kcal/mol
CONCLUINDO
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = – 94,0kcal/mol

25. Ex 2 - Dadas as equações:
C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0kcal/mol
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H2 = – 68,4kcal/mol
C(grafite)+ 2H2(g) → CH4(g) ∆H3 = – 17,9kcal/mol
Calcular a entalpia da reação:
CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l)

26. Resolução:
As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modo
que a sua soma resulte na equação-problema.
Agora vamos identificá-las com algarismos romanos.
I) C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0kcal/mol
II) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H2 = – 68,4kcal/mol
III) C(grafite)+ 2H2(g) → CH4(g) ∆H3 = – 17,9kcal/mol
Equação-problema:
CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l)

27. Devemos manter a equação I pois dessa forma
obteremos gás carbônico como produto.
C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0kcal/mol
Multiplicar por 2 a equação II para que os coeficientes
fiquem ajustados.
(
2 H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H2 = – 68,4kcal/mol )
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H2 = – 136,8 kcal/mol
O ∆H2 também é multiplicado
Agora, invertemos a equação III de modo a obter o
metano ( CH4 ) como reagente.
Observe a inversão de sinal do ∆H3
CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g) ∆H3 = + 17,9kcal/mol

28. Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações,
inclusive das variações de entalpia.
C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0 kcal/mol
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H2 = – 136,8 kcal/mol
CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g) ∆H3 = + 17,9 kcal/mol
_____________________________________________________________

29. Observe os cortes:
C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0 kcal/mol
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H2 = – 136,8 kcal/mol
CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g) ∆H3 = + 17,9 kcal/mol
_____________________________________________________________
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g)+ 2H2O(l) ∆H = – 212,9 kcal/mol
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

30. ENERGIA DE LIGAÇÃO
É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UM MOL DE
LIGAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA NO ESTADO GASOSO.
EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias
110kcal.
Para romper um de ligação H – C são necessárias
100kcal.
Para romper um de ligação O = O são necessárias
118kcal.
.
* esses valores são tabelados

31. Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos:
H2O(l) → 2H(g) + O(g) ∆H = ? kcal/mol
110kcal 110Kcal
O
H H
H2O(l) → 2H(g) + O(g) ∆H = 220 kcal/mol

32. Observe a reação em que todos os participantes estão
no estado gasoso:
H
|
H— C— O — H + 3/2O2 → O = C = O + 2H2O
|
H
Para romper as ligações intramoleculares do metanol e do
oxigênio, serão absorvidos, para:
1 mol de O — H ⇒ +464,0 kj + 464,0 kj
1 mol de C — O ⇒ +330,0 kj + 330,0 kj
3 mols de C — H ⇒ 3 (+413,0 kj) + 1239,0 kj
3/2 mols de O = O ⇒ 3/2 (+493,0 kj) + 739,5 kj
TOTAL ABSORVIDO + 2772,5 kj

33. H
|
H— C— O — H + 3/2O2 → O = C = O + 2H2O
|
H
Para formar as ligações intramoleculares do CO2 e da água,
serão liberadas:
2 mols de C = O ⇒ 2 (-7444,0 kj) -1 488,0 kj
2 mols de H — O ⇒ 2.2 ( - 464,0 kj) -1 856,0 kj
TOTAL LIBERADO -3 344,0 kj

34. O cálculo final será:
∆H = ∆H(reagentes) + ∆H(produtos)
∆H = 2 772,5kj + (- 3344,0kj)
CALOR
ABSORVIDO CALOR
LIBERADO
∆H = -571,5kj

35. A quebra de ligação envolve
absorção de calor
Processo
endotérmico
H — H
Processo
exotérmico
A formação de ligação envolve
liberação de calor
H— H

36. CRÉDITOS
 IR. MARINEZ ROSSATO
Diretora Administrativa
 IR. ROSELI T. HART
Diretora Pedagógica
 RITA RANGEL
Coord. Pedagógica Geral
 ÁTILA ANDERSON D. AZEVEDO
Coord. de Ciências, Química e Biologia
 DANIELA V. MARTINS
Professora de Química 2ªs e 3ªs séries - EM

37. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
 CANTO, Eduardo Leite, TITO, Francisco Miragaia
Peruzzo. Química na Abordagem do Cotidiano, 4 ª
Edição – São Paulo: Moderna, 2006 - V. 1 Química
Geral e Inorgânica.
FELTRE, Ricardo Arissa. Fundamentos da Química, 5ª
Edição – São Paulo: Moderna, 2005 – Volume Único.
 www.agamenonquimica.com