A Termoquímica tem como

objetivo o estudo das variações

de energia que acompanham as

reações químicas.

Não há reação química que

ocorra sem variação de energia !

A energia é conservativa. Não pode ser criada

ou destruída. Apenas transformada !

As variações de energia, nas

reações químicas, manifestam-se

sob a forma de calor (geralmente) e

luz liberada ou absorvida.

A origem da energia envolvida numa

reação química decorre,

basicamente, de um novo arranjo

para as ligações químicas.

O conteúdo de energia armazenado, principalmente na

forma de ligações é chamado de ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e simbolizado por H (heat).

Em função da energia envolvida as

reações podem ser de dois tipos:

I - Exotérmicas: liberam energia.

• processos de combustão, respiração animal.

II - Endotérmicas: absorvem energia.

• fotossíntese, cozimento dos alimentos.

Classificação das reações termoquímicas

Representações gráficas (1)

Combustão do etanol - exotérmica

H2

< H1

H = H2

- H1

H < 0

CALOR LIBERADO

Representações gráficas (2)

Fotossíntese - endotérmica

H2

> H1

H = H2

- H1

H > 0

CALOR ABSORVIDO

Como pode ser medido o calor de reação ?

Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro,

que nada mais é do que uma garrafa térmica (figura 1).

Para reações de combustão utiliza-se uma bomba

calorimétrica (figura 2).

figura 1 - calorímetro figura 2 - bomba calorimétrica

Nos dois casos o

calor é transferido

para uma massa

de água e obtido a

partir da

expressão

Q = m . c . T

Equações termoquímicas (requisitos)

1. Equação química ajustada.

H0Entalpia padrão: medida à 25

0C e 1 atm.

4. Indicação das condições de pressão e

temperatura em que foi medido o H.

3. Indicação da entalpia molar, isto é, por mol

de produto formado ou reagente consumido.

2. Indicação dos estados físicos e alotrópicos•

(quando for o caso) dos componentes.

• Estados alotrópicos mais comuns

Carbono

Grafite Diamante

Enxofre

RômbicoMonoclínico

Rômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização

Estados alotrópicos mais comuns

Fósforo

Oxigênio

Vermelho

O2

O3

(ozônio)

Branco

Tipos de Entalpias ou Calores de Reação

1. Entalpia ou Calor de Formação.

2. Entalpia ou Calor de Decomposição.

3. Entalpia de Combustão.

4. Entalpia de Dissolução.

5. Entalpia de Neutralização.

6. Entalpia ou Energia de Ligação.

Entalpia de Formação (Hf)

Corresponde à energia envolvida na

formação de um mol de substância a partir

de substâncias simples, no estado alotrópico

mais comum.

Exemplos

H2(g)

+ 1/2 O2(g)

H2O

(l)H

f= - 285,5 kJ/mol

C(grafite)

+ O2(g)

CO2(g)

Hf= - 393,3 kJ/mol

1/2 N2(g)

+ 1/2 O2(g)

NO(g)

Hf= + 45,9 kJ/mol

Entalpia de formação de substâncias simples é nula !

Entalpia de Decomposição

Pode ser considerada como a entalpia

inversa à de formação de uma

substância.

Exemplos

H2O

(l H

2(g)+ 1/2 O

2(g) )H = + 285,5 kJ/mol

CO2(g)

C(grafite)

+ O2(g)

H = + 393,3 kJ/mol

NO(g)

1/2 N2(g)

+ 1/2 O2(g)

H = - 45,9 kJ/mol

Observe que ao inverter a equação a variação de

entalpia troca de sinal algébrico !

Entalpia de Combustão

Corresponde à energia liberada na

reação de 1 mol de substância

(combustível) com O2

puro (comburente).

Se o combustível for material orgânico

(C,H e O) a combustão pode ser de dois

tipos:

I - Completa: os produtos são CO2

e H2O.

II - Incompleta: além dos produtos acima

forma-se, também, CO e/ou C (fuligem).

Combustão completa CHAMA AZUL

CH4

+ 2O2 CO

2+ H

2O H = - 889,5 kJ/mol

C3H

8+ 5O

2 3CO

2+ 4H

2O H = - 1.400 kJ/mol

Na combustão incompleta

a chama é alaranjada.

A combustão do C também é

a formação do CO2

!

Entalpia de Dissolução

Corresponde ao calor liberado ou absorvido

na dissolução (às vezes seguida de

dissociação) de 1 mol de substância de tal

modo que pela adição de quantidades

crescentes de água, seja alcançado um

limite a partir do qual não há mais liberação

ou absorção de calor.

Exemplos

H2SO

4(l)+ aq

(2 mols) H

2SO

4(aq)H = - 28,0 kJ/mol

H2SO

4(l)+ aq

(100 mols) H

2SO

4(aq)H = - 84,4 kJ/mol

NH4NO

3(s)+ aq NH

4

+NO

3

-

(aq)H = + 26,3kJ/mol

Entalpia de Neutralização

Corresponde ao calor liberado

na formação de 1 mol de água,

a partir da neutralização de 1

mol de íons H+

por 1 mol de íons

OH-, em solução aquosa diluída.

Exemplos

HCl + NaOH NaCl + H2O H - 58,0 kJ/mol

HNO3

+ KOH KNO3

+ H2O H - 58,0 kJ/mol

Na reação de ácidos fortes com bases fortes a variação de

entalpia é aproximadamente constante pois a reação é

sempre: H+

+ OH- H

2O !

Entalpia ou Energia de Ligação

É a quantidade de calor absorvida na

quebra de 6,02.1023

ligações de

determinada espécie, supondo as

substâncias no estado gasoso, à 250

C.

A quebra de ligações é sempre um processo

endotérmico enquanto a formação de

ligações será sempre exotérmico.

Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de

ligações (H > 0) e nos produtos ocorrerá

formação de ligações (H < 0) .

Exemplos de energias de ligação

Cálculo de entalpia a partir das ligações

Calcular a variação de entalpia na reação:

2 H - H(g)

+ O = O(g)

2 H - O - H(g)

Hreagentes

= 2 . 435,5 + 497,8 = + 1.368,8 kJ

Hprodutos

= - (4 . 462,3) = - 1.849,2 kJ

Hreação

= - 480,4 kJ ou - 240,2 kJ/mol

A variação de entalpia da reação será obtida

pela soma algébrica das entalpias acima:

Hreação

= Hreagentes

+ Hprodutos

Hreação

= + 1.368,8 + (- 1.849,2)

A Lei de Hess, também conhecida

como Lei da Soma dos Calores de

Reação, demonstra que a variação

de entalpia de uma reação

química não depende do modo ou

caminho como a mesma é

realizada e sim do estado inicial

(reagentes) e estado final

(produtos) .

A Lei de Hess pode ser demonstrada a

partir do seguinte exemplo:

Caminho 2

C(graf.)

+ ½ O2(g)

CO(g)

H2

= - 280,6 kJ

CO(g)

+ ½ O2(g)

CO2(g)

H3

= - 112,8 kJ

A entalpia final será H2

+ H3

Caminho 1

C(graf.)

+ O2(g)

CO2(g)

H1

= ? kJ

Somando as duas equações resulta:

C(graf.)

+ O2(g)

CO2(g)

H1

= - 393,4 kJ

Exemplo

Calcular a variação de entalpia envolvida

na combustão de 1 mol de CH4(g),

expressa por:

CH4(g)

+ 2 O2(g)

CO2(g)

+ 2 H2O

(l)

sabendo que:

1) Hformação

CH4(g)

= - 74,82 kJ/mol

2) Hformação

CO2(g)

= - 393,4 kJ/mol

3) Hformação

H2O

(l)= - 285,5 kJ/mol

Solução

Desenvolvendo as equações relativas à

formação dos componentes:

1. formação do CH4

C + 2 H2

CH4

H1

= - 74,82 kJ/mol

2. formação do CO2

C + O2

CO2

H2

= - 393,4 kJ/mol

3. formação da H2O

H2

+ ½ O2

H2O H

3= - 285,5 kJ/mol

Solução

Aplicando a Lei de Hess, para obter a

combustão do CH4

deveremos:

a) inverter a equação de formação do CH4;

CH4 C + 2H

2 H = + 74,82 kJ

b) utilizar da forma apresentada a equação de

formação do CO2

;

C + O2 CO

2 H = - 393,4 kJ

c) utilizar a equação de formação da água

multiplicada por 2 (inclusive a entalpia)

2H2

+ O2 2H

2O H = - 571,0 kJ

Solução

1) CH4 C + 2H

2H = + 74,82 kJ

2) C + O2 CO

2H = - 393,4 kJ

3) 2H2

+ O2 2H

2O H = - 571,0 kJ

que somadas, resulta

A variação da entalpia será:

HRQ

= + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0)

HRQ

= - 889,58 kJ/mol de CH4

CH4(g)

+ 2 O2(g)

CO2(g)

+ 2 H2O

(l)

Aplicações da Lei de Hess

1. Previsão de calores de reação, a partir de

entalpias conhecidas.

2. Determinação do poder calorífico de com-

bustíveis automotivos e alimentos.

Exemplos

Octano (gasolina) = 47,8 kJoule/grama

Etanol (álcool comum) = 44,7 kJoule/grama

Metano (GNV) = 49,0 kJoule/grama

Glicose (carbohidrato) = 17,5 kJoule/grama

Lipídio (gorduras) = 38,6 kJoule/grama