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  1. 1. Termoquímica
  2. 2. Termoquímica estuda a liberação ou absorção de calor em reações químicas ou em transformações de substâncias como dissolução, mudanças de estado físico,... As transformações termoquímicas podem ser: Transformações endotérmicas: absorvem energia. Transformações exotérmicas: liberam energia.
  3. 3. A energia transferida entre dois corpos (ou entre diferentes partes de um mesmo corpo), que têm temperaturas diferentes é denominada CALOR. • unidade para medir energia é a caloria (cal), que equivale à quantidade de calor necessária para elevar em 1°C a temperatura de 1 g de água. 1 cal = 4,18 J aparelho utilizado – calorímetros
  4. 4. Entalpia (H) É o total de energia liberada ou absorvida em uma transformação de um dado sistema, a pressão constante. Transformação exotérmica: libera calor para o meio ambiente. A + B→ C + D + calor Hi Hf ∆H Sendo que: Hf < Hi ∆ H = Hf - Hi ∆ H < 0
  5. 5. Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente. A + B + calor → C + D Hi ∆H Hf Sendo que: Hf > Hi ∆ H = Hf - Hi ∆ H > 0
  6. 6. FATORES QUE INFLUEM NO VALOR DA ENTALPIA 1. O estado físico
  7. 7. 2. Estado alotrópico dos reagentes e produtos (lembre-se: Alotropia ocorre quando um mesmo elemento químico forma diferentes substâncias simples). Principais variedades alotrópicas : Gás oxigênio (O2) = mais estável, menor entalpia. Gás ozônio (O3) = mais reativo, maior entalpia. Carbono grafite (C6) = mais estável, menor entalpia. Carbono diamante (C6) = mais reativo, maior entalpia. Fósforo vermelho (Pn) = mais estável, menor entalpia. Fósforo branco (P4) = mais reativo, maior entalpia. Enxofre rômbico (S8) = mais estável, menor entalpia. Enxofre monoclínico (S8) = mais reativo, maior entalpia.
  8. 8. A variedade alotrópica mais reativa sempre estará num patamar de energia mais alto, no diagrama de entalpia:
  9. 9. 3. Temperatura: as determinações de ∆H devem ser feitas a temperatura constante, pois ela influi no seu valor. Geralmente as transformações são feitas em condições-padrão, a 25ºC. 4. Quantidades de reagentes e produtos: o valor do ∆H é determinado pelas quantidades dos reagentes.
  10. 10. Equação termoquímica: nela devem constar o valor da entalpia e todos os fatores que nela influem no seu valor:  estado físico Pressão Temperatura variedade alotrópica Ex: Cgrafite + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 392,9 kJ/mol (a 25ºC e 1 atm)
  11. 11. Entalpia padrão: é aquela medida no estado padrão. Estado padrão:  temperatura de 25ºC  pressão de 1 atm  forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum da substância. Substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero.
  12. 12. Casos particulares de entalpias • Entalpia de formação corresponde à variação de entalpia envolvida na formação de um mol de substância, a partir de substâncias simples, no estado padrão. Ex. da reação da síntese (formação) e da variação de entalpia, para um mol de metano: Cgrafite + 2 H2 (g) → CH4 (g) ∆H = - 74,8 kJ/mol Para se determinar a variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de formação, usa-se a relação: ∆H = Hprodutos - Hreagentes
  13. 13. • Entalpia de combustão é a variação de entalpia liberada na combustão de um mol de substância, estando todos os participantes no estado padrão. Ex. da reação de combustão de um mol de metano: CH4 (g) + O2 (g)→ CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆H = - 212,8 kcal/mol
  14. 14. Entalpia de ligação é a energia absorvida no rompimento de um mol de ligações entre dois átomos, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25ºC e 1 atm. Sendo que: Quebra de ligação: absorção de calor. Formação de ligação: liberação de calor. Ex: A variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de ligação, é definida como: ∆H = Hlig. rompidas + Hlig. formadas É interessante notar que podemos analisar vários tipos de entalpias, de acordo com a transformação estudada: entalpia de dissolução, entalpia de neutralização, entalpia de síntese,...
  15. 15. Lei de Hess 'A variação de entalpia da reação depende apenas dos seus estados inicial e final.' A lei de Hess permite que se calcule variação de entalpia de reações difíceis de serem efetuadas experimentalmente, no calorímetro. Assim o seu ∆H é determinado indiretamente, por meio da soma adequada de suas equações intermediárias e respectivas entalpias. Por ex., para uma reação que ocorre em várias etapas:
  16. 16. Pela lei de Hess, teremos: ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3... Para isto, é necessário: • somar as equações de todas as reações intermediárias, de forma adequada. •Quando inverter uma equação química, deve-se inverter também o seu ∆H. • se multiplicar ou dividir uma equação por um número, seu ∆H também deve ser multiplicado ou dividido.
  17. 17. Exercícios
  18. 18. 1. Observe o gráfico e responda qual a variação de entalpia (∆H)?
  19. 19. 2. Observe o gráfico e responda qual a energia de ativação?
  20. 20. 3. Qual é a energia do complexo ativado?
  21. 21. 4. Observe o gráfico e classifique-o em exotérmico ou endotérmico.
  22. 22. 5. Indique os números que representam a variação de entalpia e a energia de ativação da reação direta.
  23. 23. 6. Considerando o gráfico, responda os números que correspondem a variação de entalpia e a energia de ativação da reação inversa.
  24. 24. 7. Considere os seguintes processos: neutralização de leite de magnésia no estômago, oxidação de cobre, formando zinabre e ataque de ácido muriático (HCl) em pedaço de palha de aço. Quem apresenta alta energia de ativação?
  25. 25. 8. Observe o diagrama de energia e julgue as afirmativas: I- O processo é exotérmico; II- A reação tem variação de entalpia igual a –30 kcal III- A energia de ativação vale +130 kcal IV- O valor do complexo ativado é +90 kcal
  26. 26. 9. (UnB) para uma reação exotérmica, indique quais são as informações corretas: a. a entalpia decresce. b. ∆ H tem sinal negativo. c. a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes. d. o calor é absorvido pelo meio ambiente.
  27. 27. 10.(UFRGS)Uma das etapas envolvidas na produção de álcool combustível é a fermentação. A equação que representa essa transformação é : C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 Conhecendo os calores de formação da glicose = -302kcal/mol, do gás carbônico = -94kcal/mol e do álcool = -66 kcal/mol, podemos afirmar que a fermentação ocorre com: a)liberação de 18 kcal/mol de glicose b)absorção de 18 kcal/mol de glicose c)liberação de 142 kcal/mol de glicose d)absorção de 142 kcal/mol de glicose e)variação energética nula. -302 2* (-66) 2 *(-94)

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