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Termoquímica


 Por Glayson Sombra
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.
Calor, energia e temperatura
Reações químicas

•   Queima do carvão
•   Queima de uma vela
•   Queima de gasolina
•   Cozimento de alimentos
•   Fotossíntese
Termoquímica

• Quantidades de calor
• Reações exotérmicas
C2H5OH + 3O2    2CO2 + 3H2O + Calor


• Reações endotérmicas
CaCO3 + Calor  CaO + CO2

• Fornecimento de energia
Termoquímica
A + B      C + D + CALOR

A + B   + CALOR    C   + D
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
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
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.
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.
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.
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.
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.
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
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.
Entalpia (H)
• Energia liberada ou absorvida
  pla reação em sistemas
  abertos.
• ∆H: Q↗ ou Q↙ em p constante.
Termoquímica
Termoquímica
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)
Equação termoquímica
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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 = ?
Title
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
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)
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
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)
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.
Energia de ligação

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

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

• Cálculo final:
Energia de ligação
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
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
Lei de Hess

• Calculando H
Lei de Hess

• Pode ser considerada como
  simples consequência do princípio
  da termodinâmica
• Lei da soma dos calores de reação
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)
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)
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
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
_____________________________________________________________
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
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.
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
Termoquímica
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
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
...e por hoje é só

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Termoquímica

  • 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)
  • 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:
  • 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