O documento discute conceitos fundamentais de energia e suas transformações em reações químicas. Aborda temas como energia potencial e cinética, unidades de energia, transferência de calor e trabalho, entalpia de reação e formação, e lei de Hess para cálculo de variações de entalpia.

1. “Variação de energia envolvendo calor em Reações Químicas.”
Natureza da EnergiaNatureza da Energia
A definição clássica de energia – capacidade de realizar trabalho.
Energia Potencial (Ep) – Energia armazenada
m – massa
Ep = m g h g – força da gravidade
h – altura
Energia Cinética (Ec) – Energia de movimento
m – massa
V – velocidade
Arco Armado
Arco Desarmado
Ec
Ep (máx)
Ec
Ep (min)
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2. “Ao tratar de átomos, a força gravitacional se torna desprezível, assim, a energia
potencial de maior importância para a química é a Energia Eletrostática (Eelet).”
K – 8,99.109 Jm/c²
Q – Carga
d – Distância de Ligação
Quando as cargas são de mesma natureza elétrica (sinais iguais)
Eelet > 0 (Repulsão)
Quando as cargas são de natureza elétrica distintas (sinais diferentes)
Eelet < 0 (Atração)
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3. Unidades de EnergiaUnidades de Energia
Joule (J)
Lembrando que “F = m.a” N = kg.ms-2 Então, J = Nm
Caloria (cal) ≠ Caloria Nutricional (Cal)
Na reação de síntese entre gás hidrogênio com o gás oxigênio formando água (no
estado gasoso), são liberados 483,6 kJ de calor (energia térmica em movimento).
a) Qual a quantidade de calorias liberadas nesse processo?
b) Qual a quantidade de calorias liberadas para formação de 162g de água?
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4. Sistema e VizinhanSistema e Vizinhanççaa
Universo – Todo Sistema – Parte do
Universo limitada e
bem definida.
Vizinhança – Parte
não pertencente ao
sistema.
Ampliação
Universo Sistema Vizinhança
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5. Transferência de Energia (Trabalho e Calor)Transferência de Energia (Trabalho e Calor)
A transferência de energia pode causar mudança na temperatura (Calor) ou
movimento (trabalho).
Trabalho (w) – Medida da energia que provoca deslocamento.
w = F x d F – força
d – distância
Calor (q) – Energia que passa espontaneamente de um corpo mais quente para um
corpo mais frio com o objetivo de atingir o equilíbrio térmico.
“Energia térmica em movimento.”
Condição Corpos/meios com temperaturas diferentes em contato.
Equilíbrio térmico – Quando não há mais troca de calor entre um corpo/meio e
outro, ou seja, eles estão com temperaturas iguais.
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6. Sensação térmica
“Relativo ao ganho ou a perda de calor (q)”
Quando o calor é perdido para sua vizinhança (q < 0) - FRIO
Quando a vizinhança fornece calor ao sistema (q > 0) - QUENTE
Sistema Vizinhança
q
Sistema Vizinhança
q
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7. CalorimetriaCalorimetria
“Medida do fluxo de calor .”
Capacidade Calorífica ou calor específico (c) – É a quantidade de calor necessário
para elevar a temperatura de dado material em 1 °C.
Quando a capacidade calorífica está em função de 1 mol de substância, é chamada
de capacidade calorífica molar ( ).
Exemplos: cCO2(g) = 0,84 J g-1 K-1; cCH4(g) = 2,20 J g-1 K-1.
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8. Calorímetro – Aparelho utilizado para medir o fluxo de calor.
Temperatura – Grau de agitação médio das partículas.
Corpo mais energético Corpo menos energético
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9. TermodinâmicaTermodinâmica
“É o estudo das energias e suas transformações.”
1ª Lei da Termodinâmica – Conservação das Energias
A energia interna (E) do sistema consiste na somatória de toda energia cinética e
potencial de todos os componentes do sistema.
H2(g) + O2(g)
Quando a ∆E > 0, o sistema ganhou energia
Quando a ∆E < 0, o sistema perdeu energia
∆E = Efinal – Einicial
H2O(l)
Em uma reação química, quando o ∆E < 0, os produtos possuem energia interna
menor que os reagentes.
∆E = Eprodutos – Ereagentes
A energia interna muda com a adição ou perda de calor (q) e também muda quando
o trabalho realizado pelo sistema ou no sistema.
∆E < 0∆E > 0
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10. Então, a energia interna é a somatória entre o calor cedido ou adquirido pelo
sistema e o trabalho realizado pelo sistema ou no sistema.
Relacionando variação de energia interna (∆∆∆∆E), calor (q) e trabalho (w)
∆E = q + w q – calor
w – trabalho E, q e w são coordenadas termodinâmicas.
Sistema Vizinhança
q (q > 0)
q (q < 0)
w (w < 0)
w (w > 0)
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11. ∆E < 0w < 0 (s v)q < 0 (s v)
∆E depende dos valores
absolutos de q e w.
w > 0 (v s)q < 0 (s v)
∆E depende dos valores
absolutos de q e w.
w < 0 (s v)q > 0 (v s)
∆E > 0w > 0 (v s)q > 0 (v s)
Considerando “v = vizinhança” e “s = sistema”, pode-se construir um quadro
comparativo entre as coordenadas termodinâmica: E, q e w. Onde:
Processos Endotérmicos e Processos Exotérmicos
Processos endotérmicos são aqueles que absorvem calor (q > 0) / (∆E > 0)
Processos exotérmicos são aqueles que liberam calor (q < 0) / (∆E < 0)
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12. Funções de Estado
Definido pela especificação de uma condição para o sistema em relação as
coordenadas termodinâmicas intensivas, independente da sua evolução ao
longo do tempo. Neste contexto, não se considera o histórico do sistema.
Ex: Temperatura (T), Energia interna (E), Entalpia (H)
Entalpia (H)
É uma grandeza que informa a quantidade de energia de um dado sistema que
poderia ser transformada em calor nas mudanças químicas que ocorrem à
pressão constante.
q = E + w
w = F x d considerando um sistema de gás em um cilindro deslocando um embolo:
d = ∆h
F α p p = F / A portanto: F = p x A Assim, w = p A ∆h
w = p ∆V qdo (s v) w < 0, logo w =w = -- pp∆∆∆∆∆∆∆∆VV H = E + pV
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13. Entalpia (H)
É uma grandeza que informa a quantidade de energia de um dado sistema que
poderia ser transformada em calor nas mudanças químicas que ocorrem à
pressão constante.
q = E + w
w = -p∆V H = E + pV
Sendo uma função de estado, “H” só depende do estado inicial e final.
Se Hfinal – Hinicial definem a ∆H ∆∆∆∆∆∆∆∆H =H = ∆∆∆∆∆∆∆∆E +E + pp∆∆∆∆∆∆∆∆VV
A relação entre variação de entalpia e calor é limitado à pressão constante!
∆H = qp
Então, Se ∆H > 0 O processo é Endotérmico, pois q > 0
Se ∆H < 0 O processo é Exotérmico, pois q < 0
-w = p∆∆∆∆V
∆∆∆∆∆∆∆∆H =H = ∆∆∆∆∆∆∆∆E +E + pp∆∆∆∆∆∆∆∆VV∆∆∆∆∆∆∆∆H =H = ∆∆∆∆∆∆∆∆E +E + --ww∆∆∆∆∆∆∆∆H =H = ∆∆∆∆∆∆∆∆EE -- ww∆∆∆∆∆∆∆∆H =H = ∆∆∆∆∆∆∆∆EE -- ww
∆∆∆∆∆∆∆∆EE = q + w= q + w
∆∆∆∆∆∆∆∆H =H = q + wq + w -- ww∆∆∆∆∆∆∆∆H = qH = q
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14. Variação de Entalpia (H)
Indica a quantidade de calor trocado por um sistema à pressão constante,
quando nenhuma forma de trabalho é realizado a não ser p∆V.
A entalpia que acompanha uma reação é a ∆∆∆∆∆∆∆∆HrHr..
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15. Entalpia de Reação (∆∆∆∆Hr)
Também chamada de calor de reação.
∆Hr = Hprodutos – Hreagentes
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) ∆H = -483,6 kJ
H
Caminho da Reação
2 H2O(g)
2 H2(g)+ O2(g)
∆Hr
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16. A entalpia de reação depende da quantidade de reagente consumido no
processo.
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) ∆Hr = -483,6 kJ
H2(g) + ½O2(g) H2O(g) ∆Hr = -242 kJ
A entalpia é igual em valores absolutos, porém oposta em sinais para ∆Hr de
da reação inversa.
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hr = - 890 kJ
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hr = + 890 kJ
A entalpia depende do estado físico dos reagentes.
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hr = - 890 kJ
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) ∆Hr = - 802 kJ
H2O(l) H2O(g) ∆Hr = + 44kJ
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17. A entalpia de reação não é o único fator que deve ser considerado para
verificar a espontaneidade de uma reação, mas de modo geral, existe uma
grande tendência em:
∆H > 0 Reação não espontânea (segue o sentido inverso à formação de
produtos).
∆H < 0 Reação espontânea (segue o sentido direto à formação de produtos).
Lei de Hess
Devido a variação de entalpia ser uma função de estado, pode-se determinar a
variação de entalpia do sistema pela somatória das etapas.
∆Hr = Σ∆Hn
Exemplo: Combustão incompleta do C(s)
C (s) + O2(g) CO2(g) ∆Hr = -393,5 kJ
CO (g) + ½ O2 CO2(g) ∆Hr = - 283,0 kJCO (g) + ½ O2  CO2(g) ∆Hr = + 283,0 kJ
C(s) + ½ O2(g) CO(g) ∆Hr = -110,5 kJ
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18. Entalpia de Formação (∆∆∆∆Hf)
Indica a variação de entalpia em uma reação para formação de uma substância
a partir de seus elementos.
A entalpia de formação de qualquer elemento é zero, pois não existe uma
reação de formação.
No estado padrão, a ∆Hf foi calculada para 1 mol da substância formada sob
temperatura de 298K e pressão atmosférica.
∆Hf ∆∆∆∆∆∆∆∆HH°°ff
2 C (grafite) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) C2H5OH (l) ∆H°f = -277,7 kJ
Os valores de ∆H°f são tabelados, de modo que podemos utilizar esses valores
para calcular a entalpia de diversas reações (∆H°r) pela aplicação da Lei de
Hess.
∆H°r = Σn∆H°f (produtos) - Σn∆H°f (reagentes)
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19. ∆H°r = Σn∆H°f (produtos) - Σn∆H°f (reagentes)
Exemplo: Combustão incompleta do C(s)
1 C (s) + ½ O2 (g) 1 CO (g) ∆H°r = -110,5 kJ
∆H°f C(s) = 0 kJmol-1 (substância simples)
∆H°f O2 (g) = 0 kJmol-1 (substância simples)
∆H°f CO (g) = -110,5 kJmol-1
∆H°f = [(1 x ∆H°f CO (g))] – [(1 x ∆H°f C (s) ) + (½ x ∆H°f O2)]
∆H°f = [(1 x -110,5 kJmol-1)] – [(1 x 0 kJmol-1)+(½ x 0 kJmol-1)]
∆H°f = [-110,5kJmol-1]-[0 kJmol-1]
∆H°f = -110,5 kJ
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20. Quando a entalpia de reação é calculada para uma reação de combustão,
pode-se chamar de entalpia de combustão (∆Hc).
C (s) + ½ O2 (g) CO (g) ∆H°c = -110,5 kJ
Energia de Ligação
O valor médio da variação de entalpia da reação em que um mol de ligações é
quebrado, estando reagentes e produtos no estado gasoso.
A quebra de uma ligação é um processo endotérmico
A formação de uma ligação é um processo exotérmico
Eteno + H2 Etano
+ 2696 kJmol-1 - 2820 kJmol-1
∆H°r = -124 kJmol-1
Ligação ∆Hl (kJmol-1)
C – C 348
C – H 412
C = C 612
H – H 436
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