1) O documento discute conceitos de termoquímica como reações exotérmicas e endotérmicas, medição do calor de reação, entalpia e variação de entalpia. 2) Apresenta exemplos de equações termoquímicas e como representar graficamente a variação de entalpia em reações químicas. 3) Discutem métodos indiretos para determinar a variação de entalpia de uma reação.

1. SECRETARIA DE SEGURANÇA PÚBLICA/SECRETARIA DE EDUCAÇÃO
POLÍCIA MILITAR DO ESTADO DE GOIÁS
DIRETORIA DE ENSINO, INSTRUÇÃO E PESQUISA
COLÉGIO DA POLÍCIA MILITAR UNIDADE POLIVALENTE MODELO VASCO
DOS REIS E AYRTON SENNA
SÉRIE TURMA DISCIPLINA DATA
2ºs FÍSICO – QUÍMICA [QUÍMICA I] ______/______/10
PROFESSOR (A)
TERMOQUÍMICA
THAIZA MONTINE
Aluno (a): ______________________________________nº:____
A energia liberada nas reações químicas está presente em várias atividades da nossa vida diária. Por exemplo, a o calor liberado
na queima do gás butano que cozinha os nossos alimentos, e o calor liberado na combustão do álcool ou da gasolina que
movimenta nossos veículos e a através das reações químicas dos alimentos no nosso organismo que obtemos a energia
necessária para manutenção da vida.
A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que freqüentemente se manifestam na forma de
variações de calor. A termoquímica ocupa­se do estudo quantitativo das variações térmicas que acompanham as reações
químicas. Essas reações são de dois tipos:
Reações exotérmicas: as que liberam calor para o meio ambiente.
Exemplos
 combustão (queima) do gás butano, C4H10
C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) + calor
 combustão do etanol, C2H60:
C2H60(l) + 3O2(g) => 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor
Na equação química, o calor é representado junto aos produtos para significar que foi produzido, isto á, liberado para o
ambiente durante a reação.
Reações endotérmicas: as que para ocorrerem retiram calor do meio ambiente.
Exemplos
 decomposição da água em seus elementos:
H20(l) + calor => H2(g) + 1/2 O2(g)
 fotossíntese:
6 CO2(g) + 6 H20(l) + calor => C6H12O6(aq) + 6 O2(g)
Na equação química, a energia absorvida á representada junto aos reagentes, significando que foi fornecida pelo ambiente aos
reagentes.
MEDIDA DO CALOR DE REAÇÃO
O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma reação química á determinado em aparelhos chamados
calorímetros. Estes variam em detalhes e são adaptados para cada tipo de reação que se quer medir o calor. Basicamente, no
entanto, um calorímetro é constituído de um recipiente com paredes adiabáticas, contendo uma massa conhecida de parede
água, onde se introduz um sistema em reação. O recipiente é provido de um agitador e de um termômetro que mede a variação
de temperatura ocorrida durante a reação.
A determinação do calor liberado ou absorvido numa reação química á efetuada através da expressão:
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2. onde:
 Q é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação. Esta grandeza pode ser expressa em calorias (cal) ou em
Joules (J). O Sistema Internacional de Medidas (SI) recomenda a utilização do Joule, no entanto, a caloria ainda é muito
utilizada. Uma caloria (1 cal) é a quantidade de calor necessária para fazer com que 1,0 g de água tenha sua temperatura
aumentada de 1,0ºC. Cada caloria corresponde a 4,18 J;
 m é a massa, em gramas, de água presente no calorímetro;
 c é o calor especifico do liquido presente no calorímetro. Para a água seu valor é 1 cal/g . ºC;
 é a variação de temperatura sofrida pela massa de água devido a ocorrência da reação. É medida em graus Celsius.
A rigor, deve­se considerar a capacidade térmica do calorímetro que inclui, além da capacidade térmica da água, as capacidades
térmicas dos materiais presentes no calorímetro (agitador, câmara de reação, fios, termômetro etc.).
O calor de reação pode ser medido a volume constante, num calorímetro hermeticamente fechado, ou à pressão constante, num
calorímetro aberto. Experimentalmente, verifica­se que existe uma pequena diferença entre esses dois tipos de medidas
calorimétricas. Essa diferença ocorre porque, quando uma reação ocorre à pressão constante, pode haver variação de volume e,
portanto, envolvimento de energia na expansão ou contração do sistema.
A variação de energia determinada a volume constante é chamada de variação de energia interna, representada por ∆E, e a
variação de energia determinada à pressão constante é chamada de variação de entalpia, representada por ∆H.
Como a maioria das reações químicas são realizadas em recipientes abertos, à pressão atmosférica local, estudaremos mais
detalhadamente a variação de entalpia das reações.
ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA
O calor, como sabemos, é uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da Energia, ela não pode ser criada e nem
destruída, pode apenas ser transformada de uma forma para outra. Em vista disso, somos levados a concluir que a energia:
 liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, armazenada nos reagentes, sob uma outra forma;
 absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no sistema, armazenada nos produtos, sob uma outra
forma.
Cada substância, portanto, armazena um certo conteúdo de calor, que será alterado quando a substância sofrer uma
transformação. A liberação de calor pela reação exotérmica significa que o conteúdo total de calor dos produtos á menor que o
dos reagentes. Inversamente, a absorção de calor por uma reação endotérmica significa que o conteúdo total de calor
armazenado nos produtos é maior que o dos reagentes.
A energia armazenada nas substâncias (reagentes ou produtos) dá­se o nome de conteúdo de calor ou entalpia. Esta é
usualmente representada pela letra H.
Numa reação, a diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes corresponde à variação de entalpia, .
onde:
 Hp = entalpia dos produtos;
 Hr = entalpia dos reagentes.
Numa reação exotérmica temos que Hp < Hr e, portanto, < O (negativo).
Numa reação endotérmica temos que Hp > Hr e, portanto, > O (positivo).
EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS E GRÁFICOS DE ENTALPIA
As reações, como sabemos, são representadas através de equações químicas. No caso da representação de uma reação que
ocorre com variação de calor, é importante representar, além da quantidade de calor envolvida, as condições experimentais em
que a determinação dessa quantidade de calor foi efetuada. Isso porque o valor do calor de reação é afetado por fatores como a
temperatura e a pressão em que se processa a reação, o estado físico e as variedades alotrópicas das substâncias participantes
dessa reação. A equação que traz todas essas informações chama­se equação termoquímica.
Exemplos de equações termoquímicas:
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3. H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g) + 184,9 kJ (25ºC, 1 atm)
Segundo a equação, 1 mol de hidrogênio gasoso reage com 1 mol de cloro gasoso formando 2 mols de cloreto de hidrogênio
gasoso, liberando 184,9 kJ de calor. Tal reação foi realizada à temperatura de 25ºC e à pressão de 1 atm.
Podemos também escrever essa equação termoquímica utilizando a notação ∆H. Neste caso temos:
H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g), = ­184,9 kJ (25ºC, 1 atm)
O valor numérico de é precedido do sinal negativo, pois a reação é exotérmica.
Graficamente, a variação de entalpia que acompanha a reação é representada por:
 H2(g) + I2(g) + 51,8 kJ => 2 HI (g) (25ºC, 1 atm)
Segundo a equação, quando, a 25ºC e 1 atm, 1 mol de hidrogênio gasoso reage com 1 mol de iodo gasoso, formando 2 mols de
iodeto de hidrogênio gasoso, são absorvidos 51,8 kJ de calor.
A equação também pode ser escrita utilizando a notação ∆H:
H2(g) + I2(g) => 2 HI (g) ∆H = + 51,8 kJ (25ºC, 1 atm)
O valor numérico de ∆H é positivo, pois a reação é endotérmica.
Graficamente a variação de entalpia dessa reação pode ser representada por:
DETERMINAÇAO INDIRETA DO CALOR DE REAÇAO
Vimos anteriormente que a variação de entalpia de uma reação á determinada experimentalmente no calorímetro. Existem, no
entanto, maneiras indiretas de determinação da variação de entalpia de uma reação. A seguir, discutiremos as mais importantes.
DETERMINAÇÃO ATRAVÉS DA DEFINIÇÃO DE ∆H
Já vimos que a variação de entalpia AH de uma reação á a diferença entre as entalpias dos produtos e reagentes de uma reação.
= Hp ­ Hr
Portanto, se conhecêssemos as entalpias absolutas das substâncias, poderíamos calcular, facilmente, a variação de entalpia
associada a qualquer reação. Como isto á impossível, pois apenas a diferença das entalpias dos produtos e reagentes pode ser
medida, os químicos resolveram atribuir, arbitrariamente, a um grupo de substâncias um determinado valor de entalpia e, a
partir disso, construir uma escala relativa de entalpias das demais substâncias.
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4. Assim, atribuiu­se às variedades alotrópicas mais estáveis das substâncias simples, a 25ºC e 1 atm, entalpias iguais a zero. Essas
condições experimentais são chamadas de condições padrão ou estado padrão, e a entalpia, determinada nessas condições, á a
entalpia padrão. A entalpia padrão á representada por H0.
Por exemplo, têm entalpias padrão zero as substâncias: 0 2 gasoso, H2 gasoso, I2 sólido, C grafite, S8 rômbico etc., e têm
entalpias padrão diferentes de zero as substâncias: 02 liquido, 03 gasoso, H2 liquido, I2 gasoso, C diamante, S8 monoclínico etc.
A entalpia padrão de uma substância qualquer pode ser calculada tomando­se como referência a variação de entalpia da reação
de formação, também chamada de entalpia de formação, dessa substância a partir de seus elementos, no estado padrão.
Calor de formação ou entalpia de formação é o nome dado à variação de entalpia associada à formação de um mol de uma
substância a partir de seus elementos constituintes, na forma de substâncias simples mais estável e no estado padrão.
A entalpia de formação é representada por 0f.
Exemplo
Acompanhe a seguir a determinação da entalpia padrão do dióxido de carbono gasoso:
Reação de formação do C02(g):
A tabela a seguir traz as entalpias padrão de algumas substâncias.
Entalpia padrão ( 0
f ) em kcal/mol
H20 (l) ­ 68,3
HCl (g) ­ 22,0
HBr (g) ­ 8,6
Hl (g) + 6,2
CO (g) ­ 26,4
CO2 (g) ­ 94,1
NH3 (g) ­ 11,0
SO2 (g) ­ 70,9
CH4 (g) ­ 17,9
C2H4 (g) + 11,0
C2H6 (g) ­ 20,5
C2H2 (g) + 53,5
C6H6 (l) + 12,3
Conhecendo­se as entalpias padrão das substâncias, a variação de entalpia de uma reação pode ser determinada com facilidade.
LEI DE HESS
Em 1849, o químico Germain Henri Hess, efetuando inúmeras medidas dos calores de reação, verificou que:
O calor liberado ou absorvido numa reação química depende apenas dos estados intermediários pelos quais a reação passa.
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5. Esta é a lei da atividade dos calores de reação ou lei de Hess.
De acordo com essa lei é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através da soma algébrica de equações
químicas que possuam conhecidos. Por exemplo, a partir das equações:
é possível determinar a variação de entalpia da reação de formação do metano, CH4, reação essa que não permite medidas
calorimétricas precisas de seu calor de reação por ser lenta e apresentar reações secundárias.
A soma algébrica das reações dadas deve, portanto, resultar na reação de formação do metano, cujo queremos determinar:
No entanto, para obtermos essa equação devemos efetuar as seguintes operações:
 multiplicar a reação II por 2, para que o número de mols de H2(g) seja igual a 2, consequentemente o também será
multiplicado por 2;
 inverter a reação III, para que CH4(g) passe para o segundo membro da equação. Em vista disso, o também terá seu sinal
invertido, isto é, se a reação é exotérmica, invertendo­se o seu sentido, passará a ser endotérmica e vice­versa;
 somar algebricamente as equações e os .
Assim temos:
ENERGIA DE LIGAÇÃO
É a energia fornecida para romper 1 mol de ligações entre dois átomos e um sistema gasoso, a 25ºC e 1 atm.
A energia de ligação pode ser determinada experimentalmente. Na tabela tabela abaixo estão relacionadas as energias de
algumas ligações.
Ligação Energia de ligação kcal/
mol de ligações
H ­ H 104,2
Cl ­ Cl 57,8
H ­ Cl 103,0
O = O 118,3
Br ­ Br 46,1
H ­ Br 87,5
C ­ C 83,1
C ­ H 99,5
C ­ Cl 78,5
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6. Observe que os valores tabelados são todos positivos, isto porque o rompimento de ligações é um processo que consome
energia, ou seja, é um processo endodérmico. A formação de ligações, ao contrário, é um processo que libera energia, processo
exotérmico.
Para se determinar o de uma reação a partir dos valores devemos considerar:
 que todas as ligações dos reagentes são rompidas e determinar a quantidade de energia consumida nesse processo;
 que as ligações existentes nos produtos foram todas formadas a partir de átomos isolados e determinar a quantidade de
energia liberada nesse processo.
O será correspondente à soma algébrica das energias envolvidas nos dois processos, o de ruptura e o de formação de
ligações. É importante salientar que este método fornece valores aproximados de . Ele é muito útil na previsão da ordem de
grandeza da variação de entalpia de uma reação.
TIPOS
DE CALORES E ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES
A variação da entalpia recebe uma denominação particular da natureza da reação:
Calor de combustão ou entalpia de combustão: É associado à reação de combustão, no estado padrão, de um mol de
uma substância.
Calor de dissolução ou entalpia de dissolução: É o associado a 1 mol de uma substância em água suficiente para
preparar um solução diluída.
Calor de neutralização ou entalpia de neutralização: É o da reação de neutralização de 1 equivalente­grama de um ácido
por 1 equivalente de uma base, ambos na forma de soluções aquosas dilúidas,
ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES
Muito dos processos que ocorrem à sua volta são espontâneos, isto é, uma vez iniciados prosseguem sem a necessidade de
ajuda externa. A dissolução do sal em água, a queima de carvão são exemplos de processos espontâneos.
Os processos espontâneos são aqueles que apenas são possíveis através do fornecimento contínuo de energia do meio ambiente.
O cozimento de alimentos, a obtenção de metais, são exemplos de processos não espontâneos.
A constatação de que a maioria dos processos espontâneos ocorrem com liberação de energia, levou à idéia de que apenas
processos exotérmicos, que ocorriam com diminuição de energia do sistema, eram espontâneos. De fato, isto é verdade para
muitas reações; existem, no entanto, processos espontâneos que absorvem calor. Portanto, além do fator energia, existe um
outro que influencia a espontaneidade de um processo. Este fator chama­se entropia, e é representado pela letra S.
A entropia está associada à ordem ou à desordem de um sistema. Quanto mais desorganizado o sistema, maior será sua
entropia. Exemplos de processos que ocorrem com aumento de entropia:
 a evaporação de um líquido: no estado gasoso as moléculas movimentam­se com mais liberdade do que no estado líquido,
estão, portanto, mais desorganizadas;
 a dissolução de qualquer substância em um liquido também produz um sistema em que a desorganização á maior.
Da mesma forma que para a entalpia, para a determinação da entropia das substâncias foi necessário estabelecer,
arbitrariamente, a entropia de algumas substâncias e, a partir disso, construir uma escala relativa de entropias. Estabeleceu­se
que uma substância, na forma de um cristal perfeito, a zero Kelvin, tem entropia zero.
A tabela a seguir relaciona as entropias padrão (sº) de algumas substâncias.
Entropia padrão (cal/mol . K) a 25ºC
Ca (g) 9,95
Ag (g) 10,20
CaO (g) 9,5
Br2 (l) 36,4
Hg (l) 18,17
He (gás) 30,13
N2 (gás) 45,7
Metano, CH4 (gás) 44,5
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7. A espontaneidade de um processo é determinada pelos fatores entalpia e entropia. São espontâneos os processos que ocorrem
com diminuição de entalpia e aumento de entro. pia. Não são espontâneos os processos que ocorrem com aumento de entaipia e
diminuição de entropia. Quando um processo ocorre com aumento ou diminuição simultânea de eutalpia e entropia, para se
prever a espontaneidade ou não da reação é necessário lançar mão de uma grandeza que relaciona a entropia e a entalpia. Esta
grandeza é a energia livre de Gibbs (G) e é dada pela equação:
 é a variação de energia livre do sistema, dada em kcal/mol;
 é a variação de entalpia, dada em kcal/mol;
 T é a temperatura absoluta (K);
 é a variação dc entropia, dada em cal/K . mol.
A energia livre de Gibbs mede a capacidade que um sistema possui de realizar trabalho. São espontâneos os processos onde a
capacidade de realizar trabalho do sistema diminui, ou seja, < 0. Processos não espontâneos são aqueles onde a capacidade
do sistema realizar trabalho aumenta, ou seja, > 0.
2ª Abordagem de Leitura e Estudo acerca de
Termoquímica
A termoquímica estuda a transferência de calor associada a reações químicas ou a mudanças no estado físico de uma
substância.
Os calorímetros são aparelhos capazes de medir o calor de uma reação química.
Calor de reação é o nome dado a quantidade de calor liberado ou absorvido em uma reação química.
Diante de uma reação química ou mudança de estado físico, podemos ter processos que fornecem ou liberam calor.
Processo exotérmico: o calor é cedido pela reação (reagentes) para o ambiente.
Assim, queimar um pedaço e carvão é um processo exotérmico
Processo endotérmico: os reagentes absorvem calor do Ambiente.
A fotossíntese é uma reação endotérmica:
6 CO2 + 6H2O + energia C6H 12O6 + 6 O2
3ª Abordagem de Leitura e Estudo acerca de Termoquímica
Para podermos falar de termoquímica, temos primeiro de falar sobre uma transformação química. Exatamente o que é uma
reação química? Nós sabemos até aqui que em uma reação química os reagentes são transformados em produtos, e que os
produtos tem composição química e propriedades químicas e físicas diferentes daquelas dos reagentes. Sabemos também que
durante uma reação química, massa não é perdida e nem ganha.
Dito isso, vamos examinar um pouco duas reações, que eu diria mesmo tratarem­se de exemplos clássicos, porém simples,
envolvendo carbonatos. O carbonato de cálcio é o principal constituinte do mármore dos pisos e das estátuas, do giz que o
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8. professor utiliza em classe, e do calcário de onde se retira o cal; além disso, é da lixiviação de grandes massas de rocha calcárea
que se dá a origem das cavernas, isso porquê o carbonato de cálcio se dissolve rapidamente em meio ácido, nesse caso a água
das chuvas contendo CO2 dissolvido (ácido carbônico). Ao invés de usarmos o ácido carbônico, vamos usar um ácido mais
forte, o sulfúrico.Quando se derrama ácido sulfúrico sobre o carbonato, percebe­se a formação de bolhas de CO2 gasoso no
líquido, enquanto precipita um pozinho branco bem fino. A reação química é:
CaCO3(s)+H2SO4(l)à CO2(g)+H2O(l)+CaSO4(s)
Quando a gente examina a reação bem de perto, pode­se notar que calor também é produzido, pois dá para sentir um aumento
da temperatura do frasco onde a reação ocorre.
Uma outra reação que também produz gás carbônico, água e um sal branco é a decomposição térmica do bicarbonato de sódio,
NaHCO3:
2 NaHCO3(s)àCO2(g)+H2O(l)+Na2CO3(s)
O bicarbonato pode ser utilizado em casa para clarear os dentes substituindo a pasta de dentes tradicional, desodorizar
geladeiras, apagar pequenos incêndios (consome o calor da chama!), além, é claro, de assar biscoitos.
Veja bem: a diferença entre essas duas reações é que na primeira, calor é produzido, enquanto que a segunda só acontece
quando esquentamos o bicarbonato: é necessário que forneçamos calor. Ora, o calor está associado a uma variação de energia, e
nós podemos generalizar, sem medo de errar, que toda a reação química é acompanhada por uma variação de energia.
A Termodinâmica é o ramo das ciências que estuda as transformações de energia, e portanto, é muito importante para a
Química. Veja bem: os átomos ou íons de um composto se mantém unidos por ligações químicas, e essas ligações devem ser
quebradas quando os reagentes passam por uma transformação química, e formadas quando da formação dos produtos da
reação. Em geral, podemos dizer que para quebrarmos uma ligação química nós precisamos fornecer energia para o sistema,
enquanto que energia é liberada do sistema quando ligações químicas são formadas. Se uma determinada reação requer ou não
energia para acontecer, vai ser o resultado do balanço entre a energia total requerida para quebrar umas ligações e a energia
total liberada pela formação de outras. Nos exemplos citados, a primeira reação libera energia, enquanto que a segunda
necessita de energia para ocorrer, a despeito da similaridade dos produtos formados.
Essa discussão nos leva a um parênteses. Uma determinada reação química pode causar variações de energia por necessitar de,
ou fornecer, corrente elétrica, ou necessitar de, ou fornecer, luz. Entretanto, o que se encontra quase sempre é o de uma
transformação química causar uma variação de energia na forma de calor, Assim, a Termoquímica estuda as variações de
energia térmica que acompanha as transformações químicas, bem como em mudanças físicas como por exemplo, mudanças de
estado como fusão, ebulição, etc. Mas afinal, o que é o calor?
O calor é a energia que é transferida entre dois corpos de temperaturas diferentes. Note que a energia é uma propriedade do
corpo, enquanto que o calor não é. O calor é a energia em movimento entre os objetos ou sistemas que estão a diferentes
temperaturas e estão em contato um com o outro. O sentido do movimento do calor é sempre do sistema mais quente para o
mais frio, e isso é intuitivo: tome um objeto metálico que tenha sido guardado na gaveta, digamos um prego, ou uma chavew de
fenda; você vai sentir uma sensação de frio, pos o metal,bom condutor de calor, vai receber o calor de sua mão – a energia
calórica do seu corpo vai fluir para o objeto metálico, deixando para traz aquela sensação de que o objeto é frio. Por outro lado,
tenha bastante cuidado ao tocar num objeto metálico que tenha sido exposto ao sol, pois a energia calórica ali armazenada pode
fluir com tanta intensidade que pode queimar seus dedos.
Mas, diria você, e a energia de um sistema químico? E eu responderia AH! Boa pergunta!
Vamos aclarar a idéia de “sistema”. Eu chamo de sistema somente aquilo que eu estou estudando, tudo o mais é o resto do
universo, os “arredores”. Assim sendo, eu posso dizer que toda a energia contida num sistema químico é chamada de energia
interna. Imagine um cilindro de gás hidrogênio, por exemplo, num laboratório no segundo andar: o gás hidrogênio pode ter
energia potencial gravitacional devido à sua posição. Imagine ainda que o mesmo cilindro esteja sendo transportado num
caminhão: o gás teria ainda energia cinética devido ao movimento; entretanto, na macroescala em que vivemos, essas formas de
energia são de pouca relevância para o sistema químico, e são simplesmente ignoradas. A energia interna a que nos referíamos
acontece devido ao movimento das moléculas no espaço (movimento de translação), às rotações das partículas (movimento
rotacional) e às atrações e repulsões que as partículas sentem umas pelas outras, e ainda por vibrações que as partículas
desenvolvem. Podemos dizer então que a energia interna de um sistema é a soma de todas essas energias dos átomos, moléculas
ou íons do nosso sistema. Ficou confuso? Vamos melhorar isso.
Quando você aumenta a energia interna de um sistema químico, três coisas podem ocorrer:
1. a temperatura do sistema aumenta.
2. pode ocorrer a fusão ou a ebulição do sistema. Por exemplo, as moléculas de um líquido são unidas por forças que
chamamos de intermoleculares (a atração entre átomos numa mesma molécula são atrações intramoleculares). O calor
adicionado a um líquido pode aumentar tanto a energia interna, que ela pode causar a que as moléculas do líquido
oossam sobrepujar as forças de atração intermoleculares, e daí que possam escapar do líquido na forma de vapor – é o
princípio da ebulição. De maneira similar, um sólido pode fundir. Existem ainda sólidos que cristalizam em diferentes
formas cristalinas, é o caso conhecido por polimorfismo; aí, um aumento na energia interna do sistema pode causar o
composto a mudar a forma cristalina.
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9. 3. pode ocorrer uma reação química. Quando o aumento d energia interna do sistema é o suficiente para causar a quebra de
ligações químicas, e levar à formação de outras, então teremos uma reação química. As reações químicas que necessitam
de calor externo para acontecerem (como no nosso exemplo da decomposição térmica do bicarbonato), são chamadas de
endotérmicas.
Um decréscimo de energia interna, pelo contrário, pode causar um abaixamento de temperatura do sistema ou uma mudança de
estado –líquido para sólido, por exemplo, muito raramente pode provocar uma reação química. Mesmo assim, como veremos a
seguir, em uma reação química exotérmica, a quantidade de energia interna dos produtos ao final da reação, quando já se
atingiu o equilíbrio térmico com o meio ambiente, a quantidade de energia interna dos produtos pode ser menor que aquela dos
reagentes. Mas não se preocupe muito com isso agora.
A energia interna total de um sistema é claro que não pode ser determinada, mas a sua variação, ∆E, sim. ∆E é definido por
∆E = Efinal – Einicial
e pode ser tanto medida quanto calculada à partir de dados teóricos. Podemos afirmar portanto que é a mudança de energia
interna, ∆E, que é a quantidade de energia trocada pelo sistema e seus arredores quando ocorre uma reação química ou em uma
mudança em um processo físico.
Do exposto até aqui, ficou claro que as reações químicas necessitam de algum tipo energia para acontecerem. Imagine uma
reação hipotética (fica mais fácil de digitar!) A+BàC. Aí tem toda aquela consideração de quebras as ligações de seja o que A
e B contiver, e tal e coisa, mas vamos resumir no seguinte: eu preciso aproximar A e B para que eles possam reagir. Logo, é
intuitivo que eu tenha de gastar energia (realizar um trabalho) para aproximar A e B. é nesse estado, que eu vou chamar de
“ativado”, AB, que a quebra e a formação de ligações químicas vão ocorrer. Assim sendo, o estado AB deve ser mais
energético do que o sistema inicial, com A e B separados, e nós podemos criar um diagrama de energia para mostrar isso de
uma forma gráfica.
Não se preocupe com o termo “coordenada de reação”, ele quer dizer alguma coisa como “no decorrer da reação...”. Com o
gráfico fica mais fácil visualizar o trabalho que tivemos para montar o nosso estado ativado AB, e como ele é mais energético
do que A e B sozinhos.
Pois bem. Três coisas podem acontecer no momento em que atingimos esse estado excitado. A primeira, óbvia, é que o sistema
pode voltar para traz, a energia devolvida, e... não acontecer nada! As duas outras possibilidades é que são interessantes: o
produto, C, pode vir a se formar, e, em termos de energia, pode constituir um sistema com mais ou menos energia que o sistema
original A+B. Nossos gráficos vão nos ajudar a ver isso mais claramente:
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10. Pronto. “Turbinamos” o nosso sistema A+B para que esse atingisse o estado AB, e isso graças à energia interna que o sistema já
possuía, ou porquê aumentamos a energia interna do sistema A+B fornecendo­lhe calor. De qualquer modo, a energia
necessária para atingirmos o estado ativado AB é chamada de Energia de ativação, Ea, e o calor fornecido para que a reação
total aconteça, ou fornecido pela reação, é chamado de entalpia, e o seu símbolo é um agá maiúsculo, H.
A definição de H é mais complexa; é a propriedade termodinâmica de um sistema definida de formas a que uma mudança de
entalpia é igual ao calor ganho ou recebido pelo sistema quando o processo que a causa ocorre à pressão constante. A Física
define a energia E de um sistema como sendo a soma da quantidade de calor do sistema, q, mais o trabalho que o sistema
provoca nos seus arredores, w, de formas a que ∆E=q+w. Para gases ideais, o trabalho se reduz à expansão do volume e à
pressão que o gás exerce, portanto w=P  donde, para os sistemas que nos interessam, ∆E=q+P∆V. Portanto, o calor q, à
V,
pressão constante, é q=(E2+PV2)­(E1+PV1). Ora, se chamamos a entalpia de o calor à pressão constante, então H=E+PV
e ∆H=∆E+P∆V. Uma aritmética simples nos diz que ∆H=H2­H1=(E2+PV2)­(E1+PV1), portanto, ∆H=q à pressão constante.
Voltemos aos nossos casos 1 e 2 (reveja as figuras). No primeiro caso, a energia foi oferecida ao sistema para que o estado
ativado fosse atingido; entretanto, formado o produto, parte daquela energia não voltou! De fato, como enunciado, o produto
tem energia interna maior que os reagentes. Um processo onde a energia e necessária de ser fornecida para que algo ocorra é o
processo endotérmico, como mencionado anteriormente. Processos físicos como a dissolução de um sal em água pode ser tão
endotérmica que acaba congelando a solução, como no caso da dissolução de KNO3. Um processo químico endotérmico pode
ser resumido como:
A+B+caloràC
No segundo caso, o gráfico nos mostra que toda a energia conseguida pelo sistema foi devolvida com a formação do produto, e
ainda um pouquinho mais. Nesse caso, todo o sistema se esquenta, e o processo é dito ser exotérmico, e pode ser resumido
como:
A+BàC+calor
O que justifica os prefixos “endo”, para dentro, e “exo”, para fora. Ainda utilizando um exemplo de um processo físico de
dissolução: quando dissolvemos ácidos concentrados em água, o processo de solvatação é bastante exotérmico, a ponto de
ferver a água. Por isso, temos uma máxima no laboratório: nunca deite água em ácido (ou base), sempre ao contrário.
Adicionando água ao ácido, por exemplo, a gotinha que tocar o ácido vai ferver e pode pular fora do frasco assim como vapor
d’água pula fora de uma frigideira com óleo quente. Mas essa gotinha d’água ferveu porquê dissolveu ácido, portanto o vapor
quente traz consigo também uma porção de ácido dissolvido, o que pode causar uma queimadura séria em um aluno incauto.
Bom. Como você notou, processos endotérmicos e exotérmicos acontecem na física e na química, na química geralmente
associados às reações químicas. É importante frisar que uma certa quantidade de material químico sempre libera (ou absorve) a
mesma quantidade de calor, mantidas as mesmas condições experimentais, ou seja, a capacidade de calor das substâncias
químicas são uma propriedade das substâncias. Como capacidade de calor entendemos a quantidade de calor que a substância
(ou sistema) necessita absorver para que a sua temperatura se eleve em um grau (centígrado ou Kelvin, matematicamente dá no
mesmo), e esses dados são tabelados de duas formas:
1. capacidade de calor molar: quantidade de calor necessário para elevar a temperatura de 1 mol da substância em
1 grau, e
2. calor específico: quantidade de calor necessário para elevar 1 grama da substância em 1 grau.
Um calorímetro é um instrumento desenhado para medir o calor ganho ou liberado por um sistema, e com ele pode­se medir
calores de reação (que podem até serem utilizados em análise para se conhecer o tipo e a quantidade de um determinado
reagente), relacionar­se calores com energias de ligação, determinar a energia de formação de um composto, e por aí vai, a lista
é grande e os dados obtidos são todos importantes para fins práticos e também teóricos, Um calorímetro muito simples e
eficiente pode ser feito em casa com um arame entortado para servir de agitador, um termômetro, um copo de isopor e um
pedaço de cartolina:
determinando­se primeiramente a capacidade de calor do calorímetro, utilizando­se por exemplo de uma reação química prévia
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11. cujo calor liberado ou absorvido é conhecido, pode­se agora conduzir­se experimentos simples para a verificação da variação
de entalpia de um grande número de processos. Um experimento que pretende demonstrar o uso de um equipamento desse tipo
pode ser visto em http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/experimental2/termoquimica.htm.
Finalmente, é necessário mencionar o grande avanço que a termoquímica obteve à partir da demonstração da Lei de Hess. Essa
Lei prevê que não importa como (qual o caminho, ou reação utilizada) um composto é preparado, se em uma ou mais etapas, o
calor de formação do composto é sempre o mesmo. Como exemplo, eu tirei de um livro a formação de CO 2 de duas formas, em
uma e em duas etapas:
C+O2àCO2
C+½O2àCO
CO+½O2àCO2
Um diagrama mostra que a quantidade de energia liberada na queima do grafite para produzir o gás carbônico independe de
como a reação é feita:
4ª Abordagem de Leitura e Estudo acerca de
Termoquímica
Combustão da madeira:
Termoquímica
Termoquímica é o estudo da transferência de calor ocorrida através de
processos como misturas, transições de fase e reações químicas que
acontecem até que haja equilíbrio térmico, ou seja, é o calor da reação
provocada pela troca de energia do meio externo com os reagentes.
Toda reação química absorve ou gera calor, ou seja, há sempre uma troca de
energia. A emissão ou absorção de luz, de calor, de eletricidade são
manifestações dessa energia que podem até provocar mudanças de estado
físico nos componentes das reações.
Processos Endotérmicos: Quando as reações absorvem calor do meio
ambiente para ocorrerem. Exemplo: A cocção de alimentos. Um alimento que está sendo cozido sobre o fogo está passando por
uma reação endotérmica.
Processos Exotérmicos: Quando as reações liberam calor para o meio ambiente para ocorrerem. Exemplo: A combustão do
carvão que pode ser representada pela equação:
Carvão + O2 → cinzas + CO2 (g) + calor
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12. BOM ESTUDO!!!
“Não creias impossível o que apenas improvável parece.”
William Shakespeare
BIBLIOGRAFIA UTILIZADA:
http://netopedia.tripod.com/quimic/termoquimica.htm
http://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/termoquimica.htm
http://educar.sc.usp.br/quimapoio/termoqui.html
http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/termodina.html
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