Termoquímica - Departamento de Química da UFMG

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TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
Quase toda reação química é acompanhada de liberação
ou absorção de calor (queima da gasolina, queima do etanol,
queima do GLP).
A termoquímica estuda as quantidades de calor envolvidas
em uma reação química.
Como se mede as quantidades de calor envolvidas em uma
reação química.
Como relacionar as quantidades de calor envolvidas em uma
determinada reação com a quantidade de calor de outra
reação química.
TERMOQUÍMICA
Termodinânica: É â ciência das relações entre o calor e outras
formas de energia
Termoquímica: É uma das áreas da termodinâmica, que estuda as
quantidades de calor absorvidas ou desprendidas nas reações
químicas
Calor (Q): É a energia que entra ou sai do sistema, em virtude da
diferença de temperatura entre o sistema termodinâmico e as suas
vizinhanças
TERMOQUÍMICA
Sistema - Vizinhanças
Tipo de
reação
Efeito
observado
Endotérmica frasco resfria
Exotérmica
Resultado
no sistema
aumenta energia
frasco aquece diminui energia
Sinal de Q
+ (positivo)
- (negativo)
Calor de reação: (numa dada temperatura) É a quantidade
de calor (Q) trocada pelo sistema e pelas vizinhanças,
necessária para que a temperatura do sistema, depois da
reação completa, seja a mesma que no início da reação
TERMOQUÍMICA
Entalpia (H): É uma propriedade extensiva de uma substância,
que esta relacionada com o calor de reação (Qp), e permite
calcular o calor absorvido ou desprendido numa reação química
É uma função de estado:
A pressão constante:
(A variação de entalpia (ΔH), corresponde ao calor liberado ou
absorvido a pressão constante (QP))
TERMOQUÍMICA
Exemplo:
Na reação entre sódio metálico e água, realizada em um béquer
aberto, a 25C, e 1atm:
2 () + 2 2 () → 2 () + 2 ()
∆ = −367,5 
2 mols de Na(s) + 2 mols de H2O(l)
ΔH = -367,5 kJ
(há desprendimento de 367,5 kJ de calor)
2 mols de NaOH(aq) + 1 mol de H2 (g)
TERMOQUÍMICA
Energia Interna (U): É a energia total de um sistema, menos sua
energia cinética e sua energia potencial.
 =  +  + 
 =  −  − 
 =  + 
a pressão constante temos:
ΔH = ΔU + PΔV
ΔU  ΔH
∆ = ∆ − ∆
TERMOQUÍMICA
Equações Termoquímicas:
2 () + 2 2 () → 2 () + 2 ()
∆ = −367,5 
2 2 () + 2 () → 2 2 () ;
∆ = −483,7 
2 2 () + 2 () → 2 2 () ;
∆ = −571,7 
equação (1)
Duas regras importantes:
1. Quando uma equação termoquímica for multiplicada por um fator, o valor
de ΔH da equação também será multiplicado pelo mesmo fator;
2. Quando a equação química for invertida, o valor de ΔH fica com o sinal
trocado.
 () →  () +


 () ;
∆ = ,  
(inverte o sinal e divide por 2 na eq. 1)
TERMOQUÍMICA
A LEI DE HESS: afirma que se uma equação química puder ser
escrita como a soma de 2 ou mais etapas, a variação de entalpia da
equação global é igual à soma das variações de entalpia das
etapas.
Para entender a Lei de Hess.
TERMOQUÍMICA
Exemplo:
Deseja saber a variação de entalpia da seguinte reação:
 () + 

→  ()
- Síntese difícil de estudar devido a formação de CO e CO2
- Porém e fácil medir a combustão de:
 () +    →   () ; ∆ = −,  
- E a combustão de:
 () + 

→   () ; ∆ = −,  
Resolução:
Invertendo a 2ª. equação e somando a primeira temos:
2 () + 2 2  → 2 2 () ; ∆ = −787,0 
2 2 () → 2   + 2  ; ∆ = 566,0 
___________________________________________________________________________________________________________________________________
 () + 

→  () ; ∆ = −,  
TERMOQUÍMICA
Outro exemplo.
Sabendo que:
  + 2  → 2  ; ∆ = −297 
2 3  → 2 2  + 2  ; ∆ = 198 
Qual é a variação de entalpia da seguinte reação:
2 () + 3 2 () → 2 3 ()
Resolução:
Multiplicando a 1eq. por 2 e invertendo a 2eq. tem-se:
2   + 2 2  → 2 2  ; ∆ = −594 
2 2  + 2  → 2 3  ; ∆ = −198 
__________________________________________________________
 () +   () →   () ; ∆ = − 
TERMOQUÍMICA
Exercício
Qual a entalpia da reação, ΔH, da formação do carbeto de tungstênio, WC, a partir dos
respectivos elementos?
() +  
→ ()
A variação de entalpia desta reação é difícil de medir experimentalmente, pois a reação
ocorre a 1400 C. Podem-se medir, porém, com facilidade, os calores de combustão dos
elementos e do carbeto de tungstênio:
1
2  + 32  → 23 
∆ = −1680,6
2
() + 2 () → 2 ()
∆ = −393,5 
3 2() + 52 () → 23 () + 22 () ∆ = −2391,6 
Resolução:
3
Multiplicar a equação (1) por ½:   + 2 2  → 3 
∆ = −840,3
Manter a equação (2):
() + 2 () → 2 ()
∆ = −393,5 
5
Inverter e mult. por ½ a eq (3): 3 () + 2 () → () + 2 2 () ∆ = +1195,8 
_______________________________________________
() +  
→ ()
∆ = −,  
TERMOQUÍMICA
Estado padrão de uma substância é a fase mais estável que ela
existe: 1 atm de pressão e geralmente 25 °C. São indicadas pelo
índice superior (°).
Sendo assim, representa-se por ΔH° a variação de entalpia de uma
reação, em que os reagentes e os produtos encontran-se nos seus
estados padrões .
ΔH° é a entalpia padrão da reação
∆°(çã) = ∑°() − ∑°()
TERMOQUÍMICA
Entalpia padrão de formação (ΔH°f): É a variação de entalpia na
formação de 1 mol de substância no seu estado padrão, a partir das
substâncias elementares também nos seus estados padrões.
1
2  + 2 
2
  + 2 
 
 
→ 2  ; ∆° = −285,8 
→ 2  ; ∆° = −393,5 
→   ; ∆° = 1,9 
→   ; ∆° = 0,0 
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
Utilizando as entalpias padrões de formação (ΔH°f) para se
determinar a entalpia padrão de uma reação.
Exemplo:
Qual a variação de entalpia padrão (ΔH°) para seguinte reação:
C4  + 2 2 
→ 2  + 2 2 
Duas maneiras de resolver o problema. Pode-se utilizar a Lei de
Hess, ou a seguinte equação:
∆°(çã) = ∑°() − ∑°()
TERMOQUÍMICA
Lei de Hess:
  + 2 2 
  + 2 
2  + 2 2 
→ 4  ; ∆° = −74,8 
(Inverter)
→ 2  ; ∆° = −393,5 
→ 2 2  ; ∆° = −241,8  (2)
  +    →   +    ; ∆° = −, 
Equação:
∆°(çã) = ∑°() − ∑°()
∆° çã = −393,5 + 2 −241,8 − (−74,8) + 2(0)
∆° çã = −,  
TERMOQUÍMICA
Outro exemplo:
Qual a variação de entalpia padrão (ΔH°) para seguinte reação:
4 3  + 5 2 
→ 4   + 6 2 
Resolução:
Utilizando os valores tabelados, teremos:
∆°(çã) = ∑°() − ∑°()
∆° çã = 4 90,4 + 6 −241,8 − 4(−46,2) + 5(0)
∆° çã = 361,6 – 1450,8 + 184,8
∆° çã = −904,4 
TERMOQUÍMICA
Outras variações de entalpia:
  →   ;
∆° = 108 
1
2 
2
∆° = 121 
 
→   ;
→ 
  + 

+
−
+
 +  ;
→ 
−
−
−
 ;
∆ = 495 
∆ = −348 
+   →   ; ∆ = −787 

_________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  +   →   ; ∆° = − 

TERMOQUÍMICA – Ciclo de Born-Haber

+
−
-348 kJ
+495 kJ
  +  
  + 1/2 2 
+121 kJ
  + 1/2 2 
+108 kJ

+
 + 
-449 kJ
+
 
entalpia
−
−

-787 kJ
-302 kJ
 

estabilidade
 +   + 
TERMOQUÍMICA
Entalpia média de ligação:
 
→ 
+    ; ∆° = ,  
Como no processo acima são rompidas 4 ligações C-H de uma
espécie gasosa, pode-se atribuir a cada uma dessas ligações
uma Entalpia Média de Ligação, E(C-H), igual a 1663,5/4 =
415,9 kJ mol-1.

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