TERMOQUÍMICA É a parte da Química que estuda as variações de energia que acompanham as reações químicas.
<ul><li>ENTALPIA DE UM SISTEMA (H):   </li></ul><ul><li>Pode ser conceituada como o conteúdo energético do sistema.  </li>...
<ul><li>REAÇÃO   EXOTÉRMICA :  </li></ul><ul><li>É aquela que libera calor.  </li></ul><ul><li>Hp  < Hr </li></ul><ul><li>...
C  (s)   + O 2 (g)      CO 2 (g)    H = - 94,0 Kcal/mol. ou C  (s)   + O 2 (g)      CO 2 (g)   +  94,0 Kcal/mol ou C  (...
E1= energia dos reagentes (r)  E2= energia do complexo ativado (CA) E3= energia dos produtos (p)  b=energia de ativação da...
<ul><li>REAÇÃO ENDOTÉRMICA :  </li></ul><ul><li>É aquela que absorve calor.  </li></ul><ul><li>Hp  >  Hr </li></ul><ul><li...
N 2(l)  +  O 2(g)     2NO  (g)    H = + 42 Kcal/mol. ou N 2(l)   +  O 2(g)  + 42 Kcal     2 NO (g)   ou N 2(l)   +  O 2...
E1= energia dos reagentes (r)  E2= energia do complexo ativado (CA) E3= energia dos produtos (p)  b=energia de ativação da...
<ul><li>CALOR OU ENTALPIA DE FORMAÇÃO: </li></ul><ul><li>É a quantidade de calor libertada ou absorvida na formação de um ...
Exemplo: H 2(g)   +  ½ O 2(g)     H 2 O (g)   H= -68,3 Kcal ½ H 2(g)   +  I 2(g)     HI (g)   H= -6,2 Kcal
Entalpia Padrão (  H) A entalpia de uma substância simples, a 1 atm e 25ºC,no estado padrão e forma alotrópica mais estáv...
Entalpia de uma substância composta:   É a entalpia de formação dessa substância a 1 atm e 25ºC, partindo-se de substância...
<ul><li>CALOR OU ENTALPIA DE COMBUSTÃO:  </li></ul><ul><li>É a variação de entalpia que ocorre na combustão de 1 mol de um...
Exemplo: C (s)   +  O 2(g)      CO 2(g)    H= -94 Kcal/mol CH 4(g)  + 2O 2(g)     CO 2(g)   + 2H 2 O (g)    H= -213 Kc...
<ul><li>LEI DE HESS   </li></ul><ul><li>&quot;A  variação de entalpia  envolvida numa reação química, sob determinadas con...
 
<ul><li>Essa lei é muito útil para determinar indiretamente calor de reação, impossível de ser medido experimentalmente. O...
<ul><li>Conseqüências da Lei de Hess </li></ul><ul><li>Podemos trabalhar com equações químicas como se fossem equações mat...
EX: Podemos obter NH 4 Cl(aq) por 2 caminhos diferentes. 1º caminho: NH 3 (g ) + HCl(g)     NH 4 Cl(s)   H = -41,9 Kcal ...
2º caminho : NH 3  (g )  +  H 2 O     NH 3  (aq)   H = -8,5 Kcal + HCl (g)  +  H 2 O     HCl(aq)   H = -17,3 Kcal + NH...
<ul><li>ENERGIA DE LIGAÇÃO: </li></ul><ul><li>É a energia necessária para romper um mol de ligações quando se obtêm os áto...
Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio (H 2 ) e gás cloro (Cl 2 ), formando cloridreto (HI).
Ligação E de ligação (Kcal/mol) Cl    Cl 58,0 H    H 104,2 H    Cl 103,2 C    C 83,1 C    H 98,8 C    H (metano) 99,...
<ul><li>REAGENTES </li></ul><ul><li>A quebra de uma ligação é um processo endotérmico  </li></ul><ul><li>(  H > 0): SINAL...
H 2   +  Cl 2      2 HCl H - H  +  Cl - Cl     2 H-Cl +104,0  +58,0  2 x(-103,0)   H = -44,0 Kcal
Próximos SlideShares
Carregando em…5
×

Aulatermoquimica2

10.751 visualizações

Publicada em

Publicada em: Tecnologia, Negócios
0 comentários
6 gostaram
Estatísticas
Notas
  • Seja o primeiro a comentar

Sem downloads
Visualizações
Visualizações totais
10.751
No SlideShare
0
A partir de incorporações
0
Número de incorporações
10
Ações
Compartilhamentos
0
Downloads
310
Comentários
0
Gostaram
6
Incorporações 0
Nenhuma incorporação

Nenhuma nota no slide

Aulatermoquimica2

  1. 1. TERMOQUÍMICA É a parte da Química que estuda as variações de energia que acompanham as reações químicas.
  2. 2. <ul><li>ENTALPIA DE UM SISTEMA (H): </li></ul><ul><li>Pode ser conceituada como o conteúdo energético do sistema. </li></ul><ul><li>VARIAÇÃO DE ENTALPIA (  H) </li></ul><ul><li> H= Hp – Hr, </li></ul><ul><li>sendo que Hp é a entalpia dos produtos e Hr é a entalpia dos reagentes. </li></ul>
  3. 3. <ul><li>REAÇÃO EXOTÉRMICA : </li></ul><ul><li>É aquela que libera calor. </li></ul><ul><li>Hp < Hr </li></ul><ul><li> H < 0 </li></ul>
  4. 4. C (s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H = - 94,0 Kcal/mol. ou C (s) + O 2 (g)  CO 2 (g) + 94,0 Kcal/mol ou C (s) + O 2 (g) - 94,0 Kcal  CO 2 (g) Exemplo:
  5. 5. E1= energia dos reagentes (r) E2= energia do complexo ativado (CA) E3= energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta c=variação de entalpia (D H= Hp – Hr) Gráfico de Entalpia: Reação Exotérmica
  6. 6. <ul><li>REAÇÃO ENDOTÉRMICA : </li></ul><ul><li>É aquela que absorve calor. </li></ul><ul><li>Hp > Hr </li></ul><ul><li> H > 0 </li></ul>
  7. 7. N 2(l) + O 2(g)  2NO (g)  H = + 42 Kcal/mol. ou N 2(l) + O 2(g) + 42 Kcal  2 NO (g) ou N 2(l) + O 2(g)  2 NO (g) - 42 Kcal Exemplo:
  8. 8. E1= energia dos reagentes (r) E2= energia do complexo ativado (CA) E3= energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta c=variação de entalpia (D H= Hp – Hr) Gráfico de Entalpia: Reação Endotérmica
  9. 9. <ul><li>CALOR OU ENTALPIA DE FORMAÇÃO: </li></ul><ul><li>É a quantidade de calor libertada ou absorvida na formação de um mol dessa substância à partir de substâncias simples no estado padrão. </li></ul>
  10. 10. Exemplo: H 2(g) + ½ O 2(g)  H 2 O (g)  H= -68,3 Kcal ½ H 2(g) + I 2(g)  HI (g)  H= -6,2 Kcal
  11. 11. Entalpia Padrão (  H) A entalpia de uma substância simples, a 1 atm e 25ºC,no estado padrão e forma alotrópica mais estável, é considerada igual a zero. H 2(g) .................... H=0 O 2(g) .................... H=0 O 3(g) .................... H  0 C (grafite) .................H=0 C (diamante) ............. H  0
  12. 12. Entalpia de uma substância composta: É a entalpia de formação dessa substância a 1 atm e 25ºC, partindo-se de substância simples no estado e forma alotrópica mais comuns.
  13. 13. <ul><li>CALOR OU ENTALPIA DE COMBUSTÃO: </li></ul><ul><li>É a variação de entalpia que ocorre na combustão de 1 mol de uma substância a 25ºC e 1 atm de pressão. </li></ul>
  14. 14. Exemplo: C (s) + O 2(g)  CO 2(g)  H= -94 Kcal/mol CH 4(g) + 2O 2(g)  CO 2(g) + 2H 2 O (g)  H= -213 Kcal/ mol
  15. 15. <ul><li>LEI DE HESS </li></ul><ul><li>&quot;A variação de entalpia envolvida numa reação química, sob determinadas condições experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos , seja a reação executada em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas&quot;. </li></ul>
  16. 17. <ul><li>Essa lei é muito útil para determinar indiretamente calor de reação, impossível de ser medido experimentalmente. O calor total liberado ou absorvido nas reações sucessivas: </li></ul><ul><li>A  B e B  C </li></ul><ul><li>é igual ao calor liberado ou absorvido na reação </li></ul><ul><li>A  C. </li></ul><ul><li>O calor liberado ou absorvido na reação A  C não depende do número de estados intermediários.   </li></ul>
  17. 18. <ul><li>Conseqüências da Lei de Hess </li></ul><ul><li>Podemos trabalhar com equações químicas como se fossem equações matemáticas, isto é, permite calcular o    de uma determinada reação x (incógnita) pela soma de reações de   conhecidos, cujo resultado seja a reação de x. </li></ul><ul><li>Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de    desta reação pelo mesmo número. </li></ul>
  18. 19. EX: Podemos obter NH 4 Cl(aq) por 2 caminhos diferentes. 1º caminho: NH 3 (g ) + HCl(g)  NH 4 Cl(s)  H = -41,9 Kcal + NH 4 Cl(s) + H 2 O  NH 4 Cl(aq)  H = -3,9 Kcal NH 3 (g) + HCl(g) + H 2 O  NH 4 Cl(aq)  H=-38 Kcal
  19. 20. 2º caminho : NH 3 (g ) + H 2 O  NH 3 (aq)  H = -8,5 Kcal + HCl (g) + H 2 O  HCl(aq)  H = -17,3 Kcal + NH 3 (aq ) + HCl(aq)  NH 4 Cl(aq)  H= -12,2 Kcal NH 3 (g ) + HCl(g) + H 2 O  NH 4 Cl(aq)  H= - 38 Kcal
  20. 21. <ul><li>ENERGIA DE LIGAÇÃO: </li></ul><ul><li>É a energia necessária para romper um mol de ligações quando se obtêm os átomos isolados no estado gasoso. </li></ul><ul><li>A principal aplicação prática é permitir o cálculo da variação de entalpia de reações, conhecendo-se as energias de ligações. </li></ul>
  21. 22. Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio (H 2 ) e gás cloro (Cl 2 ), formando cloridreto (HI).
  22. 23. Ligação E de ligação (Kcal/mol) Cl  Cl 58,0 H  H 104,2 H  Cl 103,2 C  C 83,1 C  H 98,8 C  H (metano) 99,5 C  Cl 78,5
  23. 24. <ul><li>REAGENTES </li></ul><ul><li>A quebra de uma ligação é um processo endotérmico </li></ul><ul><li>(  H > 0): SINAL (+) </li></ul><ul><li>PRODUTOS </li></ul><ul><li>A formação de uma ligação é um processo Exotérmico </li></ul><ul><li>(  H  0): SINAL (-) </li></ul>
  24. 25. H 2 + Cl 2  2 HCl H - H + Cl - Cl  2 H-Cl +104,0 +58,0 2 x(-103,0)  H = -44,0 Kcal

×