termoquimica

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termoquimica

  1. 1. A Termoquímica tem comoobjetivo o estudo das variaçõesde energia que acompanham as reações químicas. Não há reação química que ocorra sem variação de energia !A energia é conservativa. Não pode ser criada ou destruída. Apenas transformada !
  2. 2. As variações de energia, nas reações químicas, manifestam-se sob a forma de calor (geralmente) e luz liberada ou absorvida. A origem da energia envolvida numa reação química decorre, basicamente, de um novo arranjo para as ligações químicas. O conteúdo de energia armazenado, principalmente naforma de ligações é chamado de ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e simbolizado por H (heat).
  3. 3. Classificação das reações termoquímicas Em função da energia envolvida as reações podem ser de dois tipos:I - Exotérmicas: liberam energia. • processos de combustão, respiração animal.II - Endotérmicas: absorvem energia. • fotossíntese, cozimento dos alimentos.
  4. 4. Representações gráficas (1)Combustão do etanol - exotérmica H2 < H1 CALOR LIBERADO H = H2 - H1 H < 0
  5. 5. Representações gráficas (2) Fotossíntese - endotérmica H2 > H1CALOR ABSORVIDO H = H2 - H1 H > 0
  6. 6. Como pode ser medido o calor de reação ?Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro,que nada mais é do que uma garrafa térmica (figura 1). Para reações de combustão utiliza-se uma bomba calorimétrica (figura 2). figura 1 - calorímetro figura 2 - bomba calorimétrica Nos dois casos o calor é transferido para uma massa de água e obtido a partir da expressão Q=m.c.T
  7. 7. Equações termoquímicas (requisitos) 1. Equação química ajustada.2. Indicação dos estados físicos e alotrópicos• (quando for o caso) dos componentes. 3. Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produto formado ou reagente consumido. 4. Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o  H. H 0 Entalpia padrão: medida à 250 C e 1 atm.
  8. 8. • Estados alotrópicos mais comuns CarbonoGrafite Diamante EnxofreRômbico MonoclínicoRômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização
  9. 9. Estados alotrópicos mais comuns FósforoBranco Vermelho Oxigênio O2 O3 (ozônio)
  10. 10. Tipos de Entalpias ou Calores de Reação1. Entalpia ou Calor de Formação.2. Entalpia ou Calor de Decomposição.3. Entalpia de Combustão.4. Entalpia de Dissolução.5. Entalpia de Neutralização.6. Entalpia ou Energia de Ligação.
  11. 11. Entalpia de Formação (Hf) Corresponde à energia envolvida na formação de um mol de substância a partirde substâncias simples, no estado alotrópico mais comum. Exemplos H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) Hf = - 285,5 kJ/mol C(grafite) + O2(g)  CO2(g) Hf = - 393,3 kJ/mol 1/2 N2(g) + 1/2 O2(g)  NO(g) Hf = + 45,9 kJ/molEntalpia de formação de substâncias simples é nula !
  12. 12. Entalpia de Decomposição Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação de uma substância. ExemplosH2O(l  H2(g) + 1/2 O2(g) ) H = + 285,5 kJ/molCO2(g)  C(grafite) + O2(g) H = + 393,3 kJ/mol NO(g)  1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) H = - 45,9 kJ/molObserve que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico !
  13. 13. Entalpia de Combustão Corresponde à energia liberada na reação de 1 mol de substância(combustível) com O2 puro (comburente). Se o combustível for material orgânico(C,H e O) a combustão pode ser de dois tipos:I - Completa: os produtos são CO2 e H2O.II - Incompleta: além dos produtos acima forma-se, também, CO e/ou C (fuligem).
  14. 14. Combustão completa CHAMA AZULCH4 + 2O2  CO2 + H2O H = - 889,5 kJ/molC3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O H = - 1.400 kJ/molNa combustão incompleta a chama é alaranjada. A combustão do C também é a formação do CO2 !
  15. 15. Entalpia de DissoluçãoCorresponde ao calor liberado ou absorvido na dissolução (às vezes seguida de dissociação) de 1 mol de substância de tal modo que pela adição de quantidades crescentes de água, seja alcançado umlimite a partir do qual não há mais liberação ou absorção de calor. ExemplosH2SO4(l) + aq (2 mols)  H2SO4(aq) H = - 28,0 kJ/molH2SO4(l) + aq (100 mols)  H2SO4(aq) H = - 84,4 kJ/molNH4NO3(s) + aq  NH4+NO3-(aq) H = + 26,3kJ/mol
  16. 16. Entalpia de Neutralização Corresponde ao calor liberadona formação de 1 mol de água, a partir da neutralização de 1mol de íons H+ por 1 mol de íonsOH-, em solução aquosa diluída. Exemplos HCl + NaOH  NaCl + H2O H  - 58,0 kJ/mol HNO3 + KOH  KNO3 + H2O H  - 58,0 kJ/molNa reação de ácidos fortes com bases fortes a variação de entalpia é aproximadamente constante pois a reação é sempre: H+ + OH-  H2O !
  17. 17. Entalpia ou Energia de Ligação É a quantidade de calor absorvida na quebra de 6,02.1023 ligações de determinada espécie, supondo as substâncias no estado gasoso, à 250 C.A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico enquanto a formação de ligações será sempre exotérmico.Nos reagentes sempre ocorrerá quebra deligações (H > 0) e nos produtos ocorrerá formação de ligações (H < 0) .
  18. 18. Exemplos de energias de ligação
  19. 19. Cálculo de entalpia a partir das ligaçõesCalcular a variação de entalpia na reação: 2 H - H(g) + O = O(g)  2 H - O - H(g) Hreagentes = 2 . 435,5 + 497,8 = + 1.368,8 kJ Hprodutos = - (4 . 462,3) = - 1.849,2 kJA variação de entalpia da reação será obtida pela soma algébrica das entalpias acima:  Hreação = Hreagentes + Hprodutos  Hreação = + 1.368,8 + (- 1.849,2)  Hreação = - 480,4 kJ ou - 240,2 kJ/mol
  20. 20. A Lei de Hess, também conhecidacomo Lei da Soma dos Calores deReação, demonstra que a variação de entalpia de uma reaçãoquímica não depende do modo ou caminho como a mesma é realizada e sim do estado inicial (reagentes) e estado final (produtos) .
  21. 21. A Lei de Hess pode ser demonstrada a partir do seguinte exemplo: Caminho 1 C(graf.) + O2(g)  CO2(g) H1 = ? kJ Caminho 2C(graf.) + ½ O2(g)  CO(g) H2 = - 280,6 kJCO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) H3 = - 112,8 kJ Somando as duas equações resulta:C(graf.) + O2(g)  CO2(g) H1 = - 393,4 kJ A entalpia final será H2 + H3
  22. 22. ExemploCalcular a variação de entalpia envolvida na combustão de 1 mol de CH4(g), expressa por: CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) sabendo que:1) Hformação CH4(g) = - 74,82 kJ/mol2) Hformação CO2(g) = - 393,4 kJ/mol3) Hformação H2O(l) = - 285,5 kJ/mol
  23. 23. Solução Desenvolvendo as equações relativas à formação dos componentes:1. formação do CH4 C + 2 H2 CH4 H1 = - 74,82 kJ/mol2. formação do CO2 C + O2 CO2 H2 = - 393,4 kJ/mol3. formação da H2OH 2 + ½ O2 H 2O H3 = - 285,5 kJ/mol
  24. 24. Solução Aplicando a Lei de Hess, para obter a combustão do CH4 deveremos:a) inverter a equação de formação do CH4 ; CH4  C + 2H2 H = + 74,82 kJb) utilizar da forma apresentada a equação de formação do CO2 ; C + O2  CO2 H = - 393,4 kJc) utilizar a equação de formação da água multiplicada por 2 (inclusive a entalpia) 2H2 + O2  2H2O H = - 571,0 kJ
  25. 25. Solução1) CH4  C + 2H2 H = + 74,82 kJ2) C + O2  CO2 H = - 393,4 kJ3) 2H2 + O2  2H2O H = - 571,0 kJ que somadas, resulta CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) A variação da entalpia será: HRQ = + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0) HRQ = - 889,58 kJ/mol de CH4
  26. 26. Aplicações da Lei de Hess1. Previsão de calores de reação, a partir de entalpias conhecidas.2. Determinação do poder calorífico de com- bustíveis automotivos e alimentos. Exemplos Octano (gasolina) = 47,8 kJoule/grama Etanol (álcool comum) = 44,7 kJoule/grama Metano (GNV) = 49,0 kJoule/grama Glicose (carbohidrato) = 17,5 kJoule/grama Lipídio (gorduras) = 38,6 kJoule/grama

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