Termoqumica 2013 objetivo

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Termoqumica 2013 objetivo

  1. 1. 1TermoquímicaProf. MarceloProf. Marcelo
  2. 2. Termoquímica 2Definição A Termoquímica é um ramo datermodinâmica que estuda a quantidadede energia, na forma de calor, que umareação química pode gerar ou absorver,em suas transformações.
  3. 3. Termoquímica 3Tipos de Transformações Exotérmicas: São as que liberam calor. Exemplo: queima de carvãoC(s) + O2(g) → CO2(g) + calor Endotérmicas: São as que absorvem calor. Exemplo: decomposição do calcário.CaCO3 + calor → CaO + CO2(g)
  4. 4. Termoquímica 4Entalpia de uma substância Lei da conservação da Energia: A energia não pode ser criada e nem destruída,apenas transformada. Entalpia (H): É o conteúdo energético de uma substância. O mais importante não é a Entalpia (H) e sim adiferença de Entalpia (∆H)
  5. 5. Termoquímica 5Variação de Entalpia (∆H) É o calor liberado ou absorvido, quandouma reação química é realizada a pressãoconstante.∆H = Hprodutos – Hreagentes
  6. 6. Termoquímica 6Reações Exotérmicas São reações que liberam energia, na formade calor. ∆H = Hp – Hr ∆H<0
  7. 7. Termoquímica 7Formas de se Apresentar uma ReaçãoExotérmicaCgraf + O2(g) CO2(g) + 393 kJouCgraf + O2(g) CO2(g) ∆H = - 393 kJ
  8. 8. Termoquímica 8Reações Endotérmicas São reações que absorvem energia, naforma de calor. ∆H = Hp – Hr ∆H>0
  9. 9. Termoquímica 9Formas de se Apresentar uma ReaçãoEndotérmica2Cgraf + 2H2(g) + 52 kJ C2H4(g)ou2Cgraf + 2H2(g) C2H4(g) ∆H = +52 kJ
  10. 10. Termoquímica 10Estado padrão Estado físico mais estável Forma alotrópica mais estável Forma cristalina mais estável Nas condições: Temperatura = 25 oC Pressão = 1 atm
  11. 11. Termoquímica 11Formas alotrópicas Alótropos: são diferentes substânciassimples formadas por um mesmo elementoquímico. Alotropia: quando um elemento apresentaalótropos. Os casos mais comuns de alotropia são:- oxigênio enxofre- fósforo carbono
  12. 12. Termoquímica 12Formas alotrópicas Carbono
  13. 13. Termoquímica 13Formas alotrópicas Carbono
  14. 14. Termoquímica 14Formas alotrópicas Oxigênio
  15. 15. TermoquímicaFormas alotrópicas Fósforo
  16. 16. TermoquímicaFormas alotrópicas EnxofreEnxofre rômbico recém-tirado da jazida
  17. 17. Termoquímica 17Formas alotrópicasElementoForma alotrópicamais estávelForma alotrópicamenos estávelOxigênio O2 O3Carbono Cgrafite CdiamanteEnxofre Srômbico SmonoclínicoFósforo Pvermelho Pbranco
  18. 18. Termoquímica 18Fatores que influem nas entalpias Os principais fatores que afetam a ∆H deuma reação são: Estado físico dos reagentes e dos produtos. Hgasoso > Hlíquido > Hsólido Estado alotrópico dos reagentes e produtos: A forma alotrópica de menor entalpia é a mais estável.
  19. 19. Termoquímica 19Convenção Importante Substância simples, no estado padrão,tem entalpia igual a zero (H=0). Exemplos (25oC, 1 atm):Cgrafite ⇛ H = 0Cdiamante ⇛ H ≠ 0O2(L) ⇛ H ≠ 0O2(G) ⇛ H = 0H2O(L) ⇛ H ≠ 0
  20. 20. Termoquímica 20Entalpia Padrão de Formação ∆Hof É a variação de entalpia associada àformação de um mol de uma substância apartir das substâncias simplescorrespondentes, no estado padrão. Exemplo: Formação da H2O(L)H2(G) + ½ O2(G)  H2O(L) ∆Hof = - 285,5 kJ
  21. 21. Termoquímica 21Entalpia Padrão de Combustão É a variação de entalpia associada àcombustão completa de um mol de umasubstância, supondo-se no estado padrãotodas as substâncias envolvidas na reação. Exemplo: Combustão padrão do Metano (CH4).CH4(G) + 2 O2(G)  CO2(G) + 2 H2O(L) ∆H = - 890,4 kJ
  22. 22. Termoquímica 22Entalpia Padrão de Neutralização É a variação de entalpia verificada naneutralização de 1 mol de H+por 1 mol deOH-, supondo-se todas as substâncias emdiluição total ou infinita, a 25 oC e 1 atm. Exemplo:HClaq + NaOHaq  NaClaq + H2O(L) ∆H = - 57,9 kJ
  23. 23. Termoquímica 23Lei de Hess A variação de entalpia em uma reaçãoquímica depende apenas dos estados iniciale final da reação. Resumindo: A soma dos ∆H de todas asetapas da reação química, é o ∆H da reaçãoquímica total .
  24. 24. ∆H1 ∆H2∆H3∆H3 = ∆H1 + ∆H2Lei de HessTermoquímica 24
  25. 25. 1ª O valor numérico do ∆H de uma reação édiretamente proporcional à quantidade dereagentes e produtos.2ª A reação direta e a reação inversaapresentam o mesmo valor de ∆H em módulo.Porém com sinal contrário.3ª Aditividade das equações termoquímicas.Lei de HessTermoquímica 25
  26. 26. Exemplo de cálculos envolvendo a lei de Hess.A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente emum calorímetro porque a reação de carbono com excesso deoxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono edióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e(III), a 20°C e 1 atmosfera, estão indicadas nas equaçõestermoquímicas a seguir:(I)2C(s) + O2(g) 2CO (g)(II)C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394 kJ.mol-1(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.Termoquímica 26
  27. 27. (I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X(II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1(manter)(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1(inverter)RESOLUÇÃO:2C(s) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -788kJ.2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g) ∆H= +283 kJ2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= -505 kJTermoquímica 27
  28. 28. Termoquímica 28Entalpia de Ligação É a variação de entalpia verificada na quebrade 1 mol de um determinada ligaçãoquímica, supondo-se todas as substânciasno estado gasoso, a 25 oC e 1 atm. Exemplo:CH4(G)  C(G) + 4 H(G) ∆H = + 1651,6 kJ
  29. 29. É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DELIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO.H – H (gasoso)H (gasoso) + H (gasoso)∆H = + 436 kJEnergia de LigaçãoTermoquímica 29
  30. 30. Exemplo de cálculos envolvendo energia de ligaçãoEM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOSREAGENTES SÃO ROMPIDAS (∆H>0) E AS LIGAÇÕES DOSPRODUTOS SÃO FORMADAS (∆H<0); O SALDO É O ∆H DAREAÇÃO.Dadas as energias de ligação em kcal/mol :C = C 147 Cℓ - Cℓ 58C - Cℓ 79 C - H 99C - C 83Calcular a energia envolvida na reação:H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)Termoquímica 30
  31. 31. H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)- REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆H > 0.H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g)4 C –H = 4. 99 = +3961 C = C = 1. 147 = +147 H reagentes= 396+147+58 =1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58 +601 kcal.- PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H < 0.H2CCℓ - CH2Cℓ (g)4 C-H = 4.-99 = -3962 C-Cℓ = 2. -79 = -158 H produtos = -396 + -158 + -831 C-C = 1.-83 = -83 -637 kcal∆H = + 601 – 637 = -36 kcalTermoquímica 31

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