O documento discute termos relacionados à termoquímica, incluindo: 1) Reações químicas podem liberar ou absorver calor; 2) Calorimetria mede a quantidade de calor envolvida em reações; 3) Entalpia representa a variação de calor em reações a pressão constante.

1. Termoquímica
Por Glayson Sombra

2. Química: matéria e energia
• A química estuda a matéria,
suas transformações, e a
energia associada a essas
trnsformações.
• Todas as transformações
físicas e/ou químicas produzem
ou consumem energia,
principalmente na forma de
calor.

3. Calor, energia e temperatura

4. Reações químicas
• Queima do carvão
• Queima de uma vela
• Queima de gasolina
• Cozimento de alimentos
• Fotossíntese

5. Termoquímica
• Quantidades de calor
• Reações exotérmicas
C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O + Calor
• Reações endotérmicas
CaCO3 + Calor  CaO + CO2
• Fornecimento de energia

6. Termoquímica
A + B  C + D + CALOR
A + B + CALOR  C + D

7. Calorimetria
• Definição em fenômenos físicos e/ou
químicos
• Temperatura e quantidade de calor
• Caloria 1 kcal = 1000 cal
1 cal = 4,18 J 1 kJ = 1000 J
• Calorímetro
• Q = mc · ∆T

8. Calorimetria
ALIMENTO Kcal/g ALIMENTO kcal/g
Cerveja 0,3 Feijão 3,5
Leite 0,7 Arroz 3,6
Peixe carne branca 0,8 Queijo prato 3,7
Batata 1,1 Carne de vaca 3,9
Ovos 1,6 Açúcar 3,9
Sorvete 1,7 Farinha de soja 4,3
Frango 2,3 Chocolate 5,2
Pão branco 2,3 Amendoim 5,6
Bife 2,7 Carne de porco 5,8
Milho 3,4 Manteiga 7,5

9. Exercício
Nas pizzarias há cartazes dizendo
“Forno a lenha”. A reação que ocorre
neste forno para assar a pizza é:
a) explosiva.
b) exotérmica.
c) endotérmica.
d) hidroscópica.
e) catalisada.

10. Exercício
Nos motores de explosão existentes hoje em
dia utiliza-se uma mistura de gasolina e
etanol. A substituição de parte da gasolina
pelo etanol foi possível porque ambos os
líquidos:
a) reagem exotermicamente com o oxigênio.
b) fornecem produtos diferentes na
combustão.
c) são comburentes.
d) possuem densidades diferentes.
e) apresentam pontos de ebulição iguais.

11. Exercício
Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes,
sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado
com a evaporação da água que, no caso, está em contato com o
corpo humano. Essa sensação de frio explica-se CORRETAMENTE
pelo fato de que a evaporação da água
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo.
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo.
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo.
e) é um processo atérmico e não troca calor com o corpo.

12. Exercício
Éter é normalmente usado para aliviar dores provocadas por
contusões sofridas por atletas, devido ao rápido resfriamento
provocado, por esse líquido, sobre o local atingido. Esse resfriamento
ocorre porque:
a) o éter é um liquido gelado.
b) o éter, ao tocar a pele, sofre evaporação, e este um processo
endotérmico.
c) o éter reage endotermicamente com substâncias da pele.
d) o éter, em contato com a pele, sofre evaporação, e este é um
processo exotérmico.
e) o éter se sublima.

13. Exercício
A queima de 1 mol de carbono libera
94 kcal, e a vaporização de 1 mol de
água absorve 10 kcal. Que massa de
água poderia vaporizar com a queima
de 48 g de carbono?
Dados: H = 1 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol.
a) 180 g.
b) 246 g.
c) 568 g.
d) 676,8 g.
e) 720,4 g.

14. Energia Interna de uma
Substância
• Energia química: ligações entre os
átomos, coesão etc.
• Energia térmica: rotação, translação e
vibração dos átomos e moléculas.
• Reação com liberação da energia que
sobra.
• Reação com absorção da energia que
falta.
• Volume constante

15. Conservação de energia
• A energia total após a reação é igual à
energia total antes da reação.
• Lei da conservação da energia:
- A enrgia não pode ser criada nem
dstruída, apenas transformada.
- Em um sistema isolado, a quantidade total
de energia é constante.

16. Entalpia (H)
• Energia liberada ou absorvida
pla reação em sistemas
abertos.
• ∆H: Q↗ ou Q↙ em p constante.

19. 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)

20. Equação termoquímica

21. Exercício
O calor liberado ou absorvido numa reação química
é igual à variação de entalpia dessa reação
quando:
a) a pressão total dos produtos for igual à dos reagentes.
b) o volume total dos produtos for igual ao dos reagentes.
c) a reação ocorrer com contração de volume.
d) a reação ocorrer com expansão de volume.
e) reagentes e produtos estiverem no estado gasoso.

22. Considere os processos a seguir:
I. Queima do carvão.
II. Fusão do gelo à temperatura de 25°C.
III. Combustão da madeira.
a) apenas o primeiro é exotérmico.
b) apenas o segundo é exotérmico.
c) apenas o terceiro é exotérmico.
d) apenas o primeiro é endotérmico.
e) apenas o segundo é endotérmico.

23. Em um calorímetro improvisado, conforme figura, formado
por um tubo de ensaio imerso em béquer contendo água,
verifica-se inicialmente que o sistema encontra-se em
equilíbrio térmico. Após a ocorrência de uma reação
química, no tubo de ensaio, verifica-se uma diminuição
de temperatura registrada pelo termômetro. Assinale a
alternativa falsa.
a) A reação é endotérmica.
b) A reação ocorre com absorção de calor.
c) A temperatura da mistura reagente, contida no
tubo de ensaio, é maior que a temperatura da
água.
d) Os produtos desta reação química têm maior
energia do que os reagentes.
e) O calorímetro é um aparelho utilizado para
determinar o calor envolvido numa reação
química.

24. Exercício
Misturando-se uma solução aquosa de iodeto de potássio com uma
solução aquosa de nitrato de chumbo, ocorreu a formação de um
precipitado amarelo. Ao se aquecer a mistura até próximo da ebulição,
o precipitado foi totalmente dissolvido, mas, formou-se novamente
com o resfriamento da mistura até a temperatura ambiente. Pode-se
dizer que a fórmula do precipitado formado e a natureza
termoquímica de seu processo de dissolução são respectivamente:
a) KNO3 - endotérmica.
b) KNO3 - exotérmica. d) PbI2 - exotérmica.
e) PbI2 - endotérmica.
c) Pb(NO3)2 - exotérmica.

25. Exercício
As bolsas térmicas consistem, geralmente, de dois invólucros selados e
separados, onde são armazenadas diferentes substâncias químicas. Quando a
camada que separa os dois invólucros é rompida, as substâncias neles contidas
misturam-se e ocorre o aquecimento ou o resfriamento. A seguir, estão
representadas algumas reações químicas que ocorrem após o rompimento da
camada que separa os invólucros com seus respectivos H.
Analise as reações e os valores correspondentes de H e indique a
alternativa que correlaciona, adequadamente, as reações com as bolsas
térmicas quentes ou frias.
a) I. fria, II. quente, III. fria.
b) I. quente, II. fria, III. quente.
c) I. fria. II. fria, III. fria.
d) I. quente, II. quente, III. fria.
e) I. quente, II. quente, III. quente.

26. A “efervescência” da água oxigenada,
quando empregada no tratamento de
ferimentos, é representada
pela equação:
Essa reação pode ser classificada como:
a) síntese e endotérmica.
b) síntese e exotérmica.
c) decomposição e exotérmica
d) decomposição e endotérmica.
e) deslocamento e exotérmica.

27. Entalpia (ou calor) padrão
de formação de uma
substância
• Reação de formação (síntese ) de um mol
de água, a 25ºC e 1 atm de pressão.
• H = ?

28. Title

29. Entalpia (ou calor) padrão de
formação de uma substância
• H verificada na formação de 1mol da
substância , a partir das substâncias
simples correspondentes, estando todas
no estado padrão.
• Calor molar de formação da substância

30. Entalpia (ou calor) padrão de
formação de uma substância
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)

31. SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol) SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol)
H2O(v) -57,8 NH3(g) -11,0
H2O(l) -68,4 HF(g) -64,2
H2O(s) -69,8 HCl(g) -22,1
CO(g) -26,4 HBr(g) -8,7
CO2(g) -94,1 HI(g) -6,2
CH4(g) -17,9 HNO3(l) -41,5
H3COH(l) -57,0 C12H22O11(s) -531,5
C2H5OH(l) -66,4 NaCl(s) -98,5

32. Entalpia (ou calor) padrão de
formação de uma substância
• Hidrogênio: H2 (g)
• Hélio: He (g)
• Carbono: C (grafite)
• Nitrogênio: N2 (g)
• Oxigénio: O2 (g)
• Flúor: F2 (g)
• Cloro: Cl2 (g)
• Bromo: Br2 (l)
• Iodo: I2 (s)
• Fósforo: P (vermelho)
• Enxofre: S (rômbico)

33. Energia de ligação
• Variação de energia ( quantidade de calor absorvida)
verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação
química, supondo-se todas as substâncias no estado
gasoso.
• Processo endotérmico; H > 0
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.

34. Energia de ligação
• Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos:

35. Energia de ligação
• Observe a reação em que todos os participantes estão
no estado gasoso:

36. Energia de ligação
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

37. Energia de ligação
• Cômputo dos produtos:
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 ( - 464,0 kj) - 928,0 kj
TOTAL LIBERADO -2 416,0 kj

38. Energia de ligação
• Cálculo final:

39. Energia de ligação

40. Lei de Hess
• A H em uma reação química depende apenas
dos estados inicial e final da reação.
Cálculo da entalpia da reação de formação do gás carbônico:
C(grafite)+ O2(g)  CO2(g) H = ? kcal/mol
C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H = – 26,4kcal/mol
CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g) H = – 67,6kcal/mol

41. 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

42. Lei de Hess
• Calculando H

43. Lei de Hess
• Pode ser considerada como
simples consequência do princípio
da termodinâmica
• Lei da soma dos calores de reação

44. 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)

45. 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)

46. 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

47. 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
_____________________________________________________________

48. 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

49. Espontaneidade das
reações
• Prosseguem sem necessidade
de ajuda externa.
Ex: queima de combustíveis fósseis
queima do carvão
• Não espontâneo.
Ex: cozimento de alimentos
• Maioria dos processos
espontâneos ocorrem com
liberação de energia.

50. Entropia
• Ordem ou desordem de um sistema
• EX: evaporação de um líquido
dissolução
• S = 0, na forma de um cristal perfeito e 0K
• Processos espontâneos: H e S
• Processos não espontâneos: H e S
• S < 0
• S > 0

52. Energia livre de Gibbs
• O ideal é que numa reação química possa
ocorrer as duas variações citadas
simultaneamente, porém nem sempre isso
acontece. Nesse caso, o equilíbrio entre a
variação de energia e a variação de
entropia é dado pela variação de energia
livre (∆F ou ∆G).
• ∆G = ∆H – T. ∆S

53. Energia livre de Gibbs
• ∆G Kcal/mol
• ∆H Kcal/mol
• T K
• ∆S cal/k . mol
• ∆G < 0 espontâneo
• ∆G > 0 não espontâneo
• Capacidade de realizar
trabalho

54. ...e por hoje é só