1. A Termoquímica estuda a quantidade de energia liberada ou absorvida por reações químicas sob a forma de calor. 2. Reações químicas podem ser exotérmicas, liberando calor, ou endotérmicas, absorvendo calor. 3. A entalpia de uma substância é seu conteúdo energético e a variação de entalpia de uma reação (ΔH) é o calor liberado ou absorvido.

1. 1
Termoquímica
Prof. MarceloProf. Marcelo

2. Termoquímica 2
Definição
 A Termoquímica é um ramo da
termodinâmica que estuda a quantidade
de energia, na forma de calor, que uma
reação química pode gerar ou absorver,
em suas transformações.

3. Termoquímica 3
Tipos de Transformações
 Exotérmicas:
 São as que liberam calor.
 Exemplo: queima de carvão
C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor
 Endotérmicas:
 São as que absorvem calor.
 Exemplo: decomposição do calcário.
CaCO3 + calor → CaO + CO2(g)

4. Termoquímica 4
Entalpia de uma substância
 Lei da conservação da Energia:
 A energia não pode ser criada e nem destruída,
apenas transformada.
 Entalpia (H):
 É o conteúdo energético de uma substância.
 O mais importante não é a Entalpia (H) e sim a
diferença de Entalpia (∆H)

5. Termoquímica 5
Variação de Entalpia (∆H)
 É o calor liberado ou absorvido, quando
uma reação química é realizada a pressão
constante.
∆H = Hprodutos – Hreagentes

6. Termoquímica 6
Reações Exotérmicas
 São reações que liberam energia, na forma
de calor.
 ∆H = Hp – Hr
 ∆H<0

7. Termoquímica 7
Formas de se Apresentar uma Reação
Exotérmica
Cgraf + O2(g) CO2(g) + 393 kJ
ou
Cgraf + O2(g) CO2(g) ∆H = - 393 kJ

8. Termoquímica 8
Reações Endotérmicas
 São reações que absorvem energia, na
forma de calor.
 ∆H = Hp – Hr
 ∆H>0

9. Termoquímica 9
Formas de se Apresentar uma Reação
Endotérmica
2Cgraf + 2H2(g) + 52 kJ C2H4(g)
ou
2Cgraf + 2H2(g) C2H4(g) ∆H = +52 kJ

10. Termoquímica 10
Estado padrão
 Estado físico mais estável
 Forma alotrópica mais estável
 Forma cristalina mais estável
 Nas condições:
 Temperatura = 25 o
C
 Pressão = 1 atm

11. Termoquímica 11
Formas alotrópicas
 Alótropos: são diferentes substâncias
simples formadas por um mesmo elemento
químico.
 Alotropia: quando um elemento apresenta
alótropos.
 Os casos mais comuns de alotropia são:
- oxigênio enxofre
- fósforo carbono

12. Termoquímica 12
Formas alotrópicas
 Carbono

13. Termoquímica 13
Formas alotrópicas
 Carbono

14. Termoquímica 14
Formas alotrópicas
 Oxigênio

15. Termoquímica
Formas alotrópicas
 Fósforo

16. Termoquímica
Formas alotrópicas
 Enxofre
Enxofre rômbico recém-tirado da jazida

17. Termoquímica 17
Formas alotrópicas
Elemento
Forma alotrópica
mais estável
Forma alotrópica
menos estável
Oxigênio O2 O3
Carbono Cgrafite Cdiamante
Enxofre Srômbico Smonoclínico
Fósforo Pvermelho Pbranco

18. Termoquímica 18
Fatores que influem nas entalpias
 Os principais fatores que afetam a ∆H de
uma reação são:
 Estado físico dos reagentes e dos produtos.
 Hgasoso > Hlíquido > Hsólido
 Estado alotrópico dos reagentes e produtos:
 A forma alotrópica de menor entalpia é a mais estável.

19. Termoquímica 19
Convenção Importante
 Substância simples, no estado padrão,
tem entalpia igual a zero (H=0).
 Exemplos (25o
C, 1 atm):

Cgrafite ⇛ H = 0

Cdiamante ⇛ H ≠ 0

O2(L) ⇛ H ≠ 0

O2(G) ⇛ H = 0

H2O(L) ⇛ H ≠ 0

20. Termoquímica 20
Entalpia Padrão de Formação ∆Ho
f
 É a variação de entalpia associada à
formação de um mol de uma substância a
partir das substâncias simples
correspondentes, no estado padrão.
 Exemplo:
 Formação da H2O(L)
H2(G) + ½ O2(G)  H2O(L) ∆Ho
f = - 285,5 kJ

21. Termoquímica 21
Entalpia Padrão de Combustão
 É a variação de entalpia associada à
combustão completa de um mol de uma
substância, supondo-se no estado padrão
todas as substâncias envolvidas na reação.
 Exemplo:
 Combustão padrão do Metano (CH4).
CH4(G) + 2 O2(G)  CO2(G) + 2 H2O(L) ∆H = - 890,4 kJ

22. Termoquímica 22
Entalpia Padrão de Neutralização
 É a variação de entalpia verificada na
neutralização de 1 mol de H+
por 1 mol de
OH-
, supondo-se todas as substâncias em
diluição total ou infinita, a 25 o
C e 1 atm.
 Exemplo:
HClaq + NaOHaq  NaClaq + H2O(L) ∆H = - 57,9 kJ

23. Termoquímica 23
Lei de Hess
 A variação de entalpia em uma reação
química depende apenas dos estados inicial
e final da reação.
 Resumindo: A soma dos ∆H de todas as
etapas da reação química, é o ∆H da reação
química total .

24. ∆H1 ∆H2
∆H3
∆H3 = ∆H1 + ∆H2
Lei de Hess
Termoquímica 24

25. 1ª O valor numérico do ∆H de uma reação é
diretamente proporcional à quantidade de
reagentes e produtos.
2ª A reação direta e a reação inversa
apresentam o mesmo valor de ∆H em módulo.
Porém com sinal contrário.
3ª Aditividade das equações termoquímicas.
Lei de Hess
Termoquímica 25

26. Exemplo de cálculos envolvendo a lei de Hess.
A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em
um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de
oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e
dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e
(III), a 20°C e 1 atmosfera, estão indicadas nas equações
termoquímicas a seguir:
(I)2C(s) + O2(g) 2CO (g)
(II)C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394 kJ.mol-1
(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1
Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.
Termoquímica 26

27. (I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X
(II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1
(manter)
(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1
(inverter)
RESOLUÇÃO:
2C(s) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -788kJ.
2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g) ∆H= +283 kJ
2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= -505 kJ
Termoquímica 27

28. Termoquímica 28
Entalpia de Ligação
 É a variação de entalpia verificada na quebra
de 1 mol de um determinada ligação
química, supondo-se todas as substâncias
no estado gasoso, a 25 o
C e 1 atm.
 Exemplo:
CH4(G)  C(G) + 4 H(G) ∆H = + 1651,6 kJ

29. É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE
LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO.
H – H (gasoso)
H (gasoso) + H (gasoso)
∆H = + 436 kJ
Energia de Ligação
Termoquímica 29

30. Exemplo de cálculos envolvendo energia de ligação
EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS
REAGENTES SÃO ROMPIDAS (∆H>0) E AS LIGAÇÕES DOS
PRODUTOS SÃO FORMADAS (∆H<0); O SALDO É O ∆H DA
REAÇÃO.
Dadas as energias de ligação em kcal/mol :
C = C 147 Cℓ - Cℓ 58
C - Cℓ 79 C - H 99
C - C 83
Calcular a energia envolvida na reação:
H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
Termoquímica 30

31. H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
- REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆H > 0.
H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g)
4 C –H = 4. 99 = +396
1 C = C = 1. 147 = +147 H reagentes= 396+147+58 =
1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58 +601 kcal.
- PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H < 0.
H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
4 C-H = 4.-99 = -396
2 C-Cℓ = 2. -79 = -158 H produtos = -396 + -158 + -83
1 C-C = 1.-83 = -83 -637 kcal
∆H = + 601 – 637 = -36 kcal
Termoquímica 31