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Disciplina: Química
TERMOQUÍMICA
Bragança Paulista - 2020
Instituto Federal de São Paulo
Campus Bragança Paulista
Prof. Josias Falararo Pagotto
O que é Termoquímica?
É o ramo da química que estuda o calor absorvido
ou liberado em um processo (principalmente nas
reações químicas)!
* Termo = calor
O que é Termoquímica?
Exemplos…
Para cozinhar um alimento, precisamos fornecer
calor.
Em qualquer processo de queima (combustão) libera
calor.
Portanto, o processo de combustão
libera calor!
Portanto, o processo de cozimento
absorve calor!
ENTALPIA (H) é a energia (calor) absorvida ou
liberada em uma reação química, à pressão
constante!
ENTALPIA (H)
- Depende do dia
- Depende se está fornecendo (ex.: aquecer!) ou retirando calor
(ex.: colocar na geladeira).
Em geral, É CONSTANTE (pressão atmosférica)!!!
TEMPERATURA
PRESSÃO
PROCESSOS ENDOTÉRMICOS: são aqueles que
ABSORVEM CALOR!
“ENDO” = interior, dentro
ENTALPIA (H)
PROCESSOS EXOTÉRMICOS: são aqueles que
LIBERAM CALOR!
“EXO” = para fora
ANALOGIA
PERDEU Dinheiro
Reação que PERDE
energia (calor):
GANHOU Dinheiro
EXOTÉRMICA
Reação que GANHA
energia (calor):
ENDOTÉRMICA
H = ENTALPIA
Δ = “variação”
ENTALPIA (H)
REAGENTES → PRODUTOS
Entalpia dos
reagentes: HR
ΔH = VARIAÇÃO DA ENTALPIA de uma reação.
Δ = final - inicial
Entalpia dos
produtos: HP
ΔH = HP - HR
GRÁFICOS ENTÁLPICOS
PROCESSOS ENDOTÉRMICOS
Caminho da Reação
H
ENTALPIA
REAGENTES
HR
ΔH > 0 (positivo!)
HP
PRODUTOS
ΔH > 0 REAÇÃO ENDOTÉRMICA
ABSORVEM
calor
GRÁFICOS ENTÁLPICOS
PROCESSOS EXOTÉRMICOS
Caminho da Reação
H
REAGENTES
HP
ΔH < 0 (negativo!)
HR
PRODUTOS
ΔH < 0 REAÇÃO EXOTÉRMICA
LIBERAM
calor
ENTALPIA DOS PROCESSOS
ΔH > 0
A reação
ABSORVE calor ENDOTÉRMICO
ΔH < 0
A reação
LIBERA calor EXOTÉRMICO
O BÉQUER ESFRIA
O BÉQUER ESQUENTA
GELO
Entalpia nas Mudanças de Estado Físico
ÁGUA
LÍQUIDA
VAPOR
D’ÁGUA
FUSÃO EBULIÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO CONDENSAÇÃO
ENDOTÉRMICO
(ΔH > 0)
ENDOTÉRMICO
(ΔH > 0)
Absorve calor Absorve calor
EXOTÉRMICO
(ΔH < 0)
EXOTÉRMICO
(ΔH < 0)
Libera calor Libera calor
Entalpia nas Mudanças de Estado Físico
Caminho da Reação
H
GELO ΔH > 0
HP
ENDOTÉRMICO
FUSÃO EBULIÇÃO
HR
ÁGUA
Caminho da Reação
H
ÁGUA ΔH > 0
HP
ENDOTÉRMICO
HR
VAPOR
Caminho da Reação
H
VAPOR
ΔH < 0
HR
EXOTÉRMICO
CONDENSAÇÃO
HP
ÁGUA
Caminho da Reação
H
ÁGUA
ΔH < 0
HR
EXOTÉRMICO
SOLIDIFICAÇÃO
HP
GELO
Notação da Entalpia das Reações
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS
(Absorvem Calor)
6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g) ΔH=+2.813kJ
A Reação absorve
2.813kJ de calor
6CO2(g) + 6H2O(l) + 2.813kJ → C6H12O6(s) + 6O2(g)
OU
Caminho da Reação
H
6CO2(g)+6H2O(l)
ΔH = +2.813kJ
HP
HR
C6H12O6(s)+6O2(g)
Notação da Entalpia das Reações
REAÇÕES EXOTÉRMICAS
(Liberam Calor)
CH4(g) + 2O2(l) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -889,5kJ
A Reação libera
889,5kJ de calor
OU
Caminho da Reação
H
CH4(g)+2O2(g)
ΔH=-889,5kJ
HP
HR
CO2(g)+2H2O(l)
CH4(g) + 2O2(l) → CO2(g) + 2H2O(g) + 889,5kJ
Tipos de Entalpia
➢ ENTALPIA DE FORMAÇÃO
➢ ENTALPIA DE COMBUSTÃO
➢ ENTALPIA DE LIGAÇÃO
ENTALPIA-PADRÃO
CONDIÇÕES PADRÃO
P = 1atm
T = 25ºC
Concentração = 1 mol/L
Entalpia padrão = Hº
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
Variação de entalpia na formação de uma
substância a partir de seus elementos
constituintes na sua forma mais estável.
Exemplos:
H2SO4 Elementos Constituintes: H, S e O
HNO3 Elementos Constituintes: H, N e O
C6H12O6 Elementos Constituintes: C, H e O
A MAIS BARATA E A MAIS COMUM!!!
Exemplos:
H H2(g)
Qual é a forma mais estável dos
elementos?
O O2(g)
Cl Cl2(g)
Br Br2(l)
I I2(s)
C C(grafite)
S S(rômbico)
P P(vermelho)
Metal metal
Fe Fe(s)
Al Al(s)
N N2(g)
Cu Cu(s)
Hg Hg(l)
Au Au(s)
Ag Ag(s)
ENTALPIA DE FORMAÇÃO DE
SUBSTÂNCIAS SIMPLES
(FORMA MAIS ESTÁVEL)
Exemplos:
Qual é a forma mais estável dos
elementos?
= 0
Hf(H2) = 0
Hf(O2) = 0
Hf(Ag) = 0
Hf(Cgrafite) = 0
Hf(Fe) = 0
Hf(Cl2) = 0
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
REAGENTES → PRODUTOS
ΔHf = Hf(produtos) – Hf(reagentes)
Calcule o ΔH da reação: NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s), a
partir da entalpia-padrão de formação de cada
substância.
Exemplo 1:
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
SUBSTÂNCIA ΔHº
f (kJ/mol)
NH3(g) -46,2
HCl(g) -92,3
NH4Cl(s) -315,5
NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)
Exemplo 1:
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
ΔH = Hf(produtos) – Hf(reagentes)
SUBSTÂNCIA ΔHº
f (kJ/mol)
NH3(g) -46,2
HCl(g) -92,3
NH4Cl(s) -315,5
ΔH = Hf(NH4Cl) – [Hf(NH3) + Hf(HCl)]
ΔH = -315,5 – [-46,2 + (-92,3)]
ΔH = -177kJ
(EXOTÉRMICA)
Calcule o ΔH da reação: CH4(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
a partir da entalpia-padrão de formação de cada
substância.
Exemplo 2:
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf)
SUBSTÂNCIA ΔHº
f (kJ/mol)
CH4(g) -53,3
CO2(g) -394
H2O(l) -68
ENTALPIA DE COMBUSTÃO
Variação de entalpia na combustão (queima)
de alguma substância.
*combustão = queima
**toda combustão libera calor ➔ EXOTÉRMICA
Combustível + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
OBS.: A combustão incompleta pode gerar CO e/ou
C(s) (fuligem).
ENTALPIA DE COMBUSTÃO
A reação de combustão do CH4 (metano) é:
1CH4(g) + 2O2(g) → 1CO2(g) + 2H2O(l)
A reação de combustão do C8H18 (gasolina) é:
1C8H18(g) +
𝟐𝟓
𝟐
O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(l)
A reação de combustão do C2H5OH (álcool) é:
1C2H5OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Calcule o ΔH da reação: C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g), a
partir das seguintes entalpias de combustão:
C2H4=-1.410kJ/mol
C2H6=-1.560kJ/mol
H2=-283kJ/mol
Exemplo 1:
ENTALPIA DE COMBUSTÃO
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Exemplo 1:
I) Reação de Combustão do C2H4(g):
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
II) Reação de Combustão do C2H6(g):
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1560kJ
III) Reação de Combustão do H2(g):
1H2(g) +
𝟏
𝟐
O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ
ENTALPIA DE COMBUSTÃO
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Reorganizar as Equações
I) MANTER
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
ENTALPIA DE COMBUSTÃO
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1560kJ
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Reorganizar as Equações
I)
II)
MANTER
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
INVERTER
2CO2(g) + 3H2O(l) → 1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) ΔH=+1560kJ
ENTALPIA DE COMBUSTÃO
1H2(g) +
𝟏
𝟐
O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1560kJ
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Reorganizar as Equações
I)
II)
III)
MANTER
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
INVERTER
2CO2(g) + 3H2O(l) → 1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) ΔH=+1560kJ
MANTER
1H2(g) +
𝟏
𝟐
O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ
ENTALPIA DE COMBUSTÃO
1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ
2CO2(g) + 3H2O(l) → 1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) ΔH=+1560kJ
1H2(g) +
𝟏
𝟐
O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ
Somar as 3 equações e cancelar o que for possível:
I)
II)
III)
+
1C2H4(g) + 1H2(g) → 1C2H6(g)
ΔHº = - 1410 + 1560 – 283
ΔHº = - 133kJ (EXOTÉRMICA)
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
É a quantidade de energia necessária para
romper (ou formar) 1 mol de alguma ligação no
estado gasoso.
Em uma reação química:
- Ligações são quebradas (nos reagentes)
- Ligações são formadas (nos produtos)
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
2H2O(l) → 2H2(g) + 1O2(g)
Exemplo:
H H
O O
H
O
H
H
O
H
→
H H
+
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
Quebrar Ligação: absorve energia → ΔH > 0
Formar Ligação: libera energia → ΔH < 0
(REAGENTES)
(PRODUTOS)
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
Calcule o ΔH da reação: 1H2(g) + ½O2(g) → 1H2O(l), a
partir das entalpias de ligação:
O=O: 497,8 kJ/mol
H-H: 435,5 kJ/mol
O-H: 462,3 kJ/mol
Exemplo 1:
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
1H2(g) + ½O2(g) → 1H2O(l)
Exemplo 1:
absorve
energia
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
O=O: 497,8 kJ/mol
H-H: 435,5 kJ/mol
O-H: 462,3 kJ/mol
H H O O
H
O
H
→
+
1 ½ 1
ΔH =1.(+435,5)
absorve
energia
libera
energia
½.(+497,8)
+ 1.[2x(-462,3)]
+
ΔH = 435,5 + 248,9 – 924,6
ΔH = -240,2kJ (EXOTÉRMICA)
Calcule o ΔH da reação: 1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) +
3H2O(l), a partir das entalpias de ligação:
C-C: 347,8 kJ/mol
C-H: 412,9 kJ/mol
C=O: 744,0 kJ/mol
O-H: 462,3 kJ/mol
O=O: 497,8 kJ/mol
Exemplo 2:
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]
1.
C-C: 347,8 kJ/mol
C-H: 412,9 kJ/mol
1 lig. O=O
6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]+
1.
𝟕
𝟐
absorve energia
(1x497,8)
𝟕
𝟐
.
O=O: 497,8 kJ/mol
2 lig. C=O
6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
libera energia
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]+
1.
𝟕
𝟐
1 lig. O=O
absorve energia
(1x497,8)
𝟕
𝟐
.
2
+2. [2x(-744,0)]
C=O: 744,0 kJ/mol
2 lig. O-H
6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
libera energia
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]+
1.
𝟕
𝟐
1 lig. O=O
absorve energia
(1x497,8)
𝟕
𝟐
.
2 2 lig. C=O
+2. [2x(-744,0)]
3.[2x(-462,3)]
+
3
libera energia
O-H: 462,3 kJ/mol
6 ligações C-H
1 ligação C-C
1C2H6(g) +
𝟕
𝟐
O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Exemplo 2:
absorve energia
O O
H
O
H
→
+
1
𝟕
𝟐
2
libera energia
C C
H
H
H
H
H
H O O
C + 3
1
ΔH= 2477,4 + 347,8 + 1742,3 – 2976 – 2773,8
𝟕
𝟐
1 lig. O=O
absorve energia
2 2 lig. C=O 3 2 lig. O-H
libera energia
ΔH = -1182,3kJ (EXOTÉRMICA)
LEI DE HESS
A quantidade de calor de uma reação pode
ser calculada a partir de várias etapas de
outras reações
Calcule o ΔH da reação: 2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g), a
partir das seguintes reações:
(I) C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol
(II) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393,3kJ/mol
(III) H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ΔH=-285,5kJ/mol
Exemplo 1:
LEI DE HESS
C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
Reorganizar as Equações
I) INVERTER
LEI DE HESS
2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1.409,5kJ/mol
C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393,3kJ/mol
Reorganizar as Equações
I)
II)
INVERTER
x(2)
LEI DE HESS
2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH=-786,6kJ/mol
C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ΔH=-285,5kJ/mol
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393,3kJ/mol
Reorganizar as Equações
I)
II)
III)
INVERTER
x(2)
2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l) ΔH=-571kJ/mol
LEI DE HESS
2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1.409,5kJ/mol
2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH=-786,6kJ/mol
x(2)
2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l) ΔH=-571kJ
2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1409,5kJ
2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH=-786,6kJ
Somar as 3 equações e cancelar o que for possível:
I)
II)
III)
+
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
ΔHº = + 1409,5 – 786,6 – 571
ΔHº = + 51,9kJ (ENDOTÉRMICA)
LEI DE HESS
2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
(UNICAMP 2020) Numa fritadeira a ar com potência de 1400 W, um
pedaço de carne ficou pronto para ser consumido após 18 minutos de
funcionamento do equipamento. Um cozimento semelhante foi
realizado em menor tempo em um fogão a gás. Nesse caso, foram
consumidos 16 gramas de gás propano, cuja reação de combustão é
dada por:
C3H8(g) + O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g); ΔH = 2.046 kJ mol-1.
Comparando os dois processos de cozimento, o consumo de energia
foi maior empregando-se
a) o fogão a gás, sendo cerca de 1,5 vezes maior que o consumo da
fritadeira a ar.
b) o fogão a gás, sendo cerca de 12 vezes maior que o consumo da
fritadeira a ar.
c) a fritadeira a ar, sendo cerca de 6 vezes maior que o consumo do
fogão a gás.
d) a fritadeira a ar, sendo cerca de 2 vezes maior que o consumo do
fogão a gás.
Exercício 1
(UNESP 2018) Analise os três diagramas de entalpia.
O ΔH da combustão completa de 1 mol de acetileno, C2H2(g),
produzindo CO2(g) e H2O(l) é
(A) + 1 140 kJ.
(B) + 820 kJ.
(C) – 1 299 kJ.
(D) – 510 kJ.
(E) – 635 kJ.
Exercício 2

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  • 1. Disciplina: Química TERMOQUÍMICA Bragança Paulista - 2020 Instituto Federal de São Paulo Campus Bragança Paulista Prof. Josias Falararo Pagotto
  • 2. O que é Termoquímica? É o ramo da química que estuda o calor absorvido ou liberado em um processo (principalmente nas reações químicas)! * Termo = calor
  • 3. O que é Termoquímica? Exemplos… Para cozinhar um alimento, precisamos fornecer calor. Em qualquer processo de queima (combustão) libera calor. Portanto, o processo de combustão libera calor! Portanto, o processo de cozimento absorve calor!
  • 4. ENTALPIA (H) é a energia (calor) absorvida ou liberada em uma reação química, à pressão constante! ENTALPIA (H) - Depende do dia - Depende se está fornecendo (ex.: aquecer!) ou retirando calor (ex.: colocar na geladeira). Em geral, É CONSTANTE (pressão atmosférica)!!! TEMPERATURA PRESSÃO
  • 5. PROCESSOS ENDOTÉRMICOS: são aqueles que ABSORVEM CALOR! “ENDO” = interior, dentro ENTALPIA (H) PROCESSOS EXOTÉRMICOS: são aqueles que LIBERAM CALOR! “EXO” = para fora
  • 6. ANALOGIA PERDEU Dinheiro Reação que PERDE energia (calor): GANHOU Dinheiro EXOTÉRMICA Reação que GANHA energia (calor): ENDOTÉRMICA
  • 7. H = ENTALPIA Δ = “variação” ENTALPIA (H) REAGENTES → PRODUTOS Entalpia dos reagentes: HR ΔH = VARIAÇÃO DA ENTALPIA de uma reação. Δ = final - inicial Entalpia dos produtos: HP ΔH = HP - HR
  • 8. GRÁFICOS ENTÁLPICOS PROCESSOS ENDOTÉRMICOS Caminho da Reação H ENTALPIA REAGENTES HR ΔH > 0 (positivo!) HP PRODUTOS ΔH > 0 REAÇÃO ENDOTÉRMICA ABSORVEM calor
  • 9. GRÁFICOS ENTÁLPICOS PROCESSOS EXOTÉRMICOS Caminho da Reação H REAGENTES HP ΔH < 0 (negativo!) HR PRODUTOS ΔH < 0 REAÇÃO EXOTÉRMICA LIBERAM calor
  • 10. ENTALPIA DOS PROCESSOS ΔH > 0 A reação ABSORVE calor ENDOTÉRMICO ΔH < 0 A reação LIBERA calor EXOTÉRMICO O BÉQUER ESFRIA O BÉQUER ESQUENTA
  • 11. GELO Entalpia nas Mudanças de Estado Físico ÁGUA LÍQUIDA VAPOR D’ÁGUA FUSÃO EBULIÇÃO SOLIDIFICAÇÃO CONDENSAÇÃO ENDOTÉRMICO (ΔH > 0) ENDOTÉRMICO (ΔH > 0) Absorve calor Absorve calor EXOTÉRMICO (ΔH < 0) EXOTÉRMICO (ΔH < 0) Libera calor Libera calor
  • 12. Entalpia nas Mudanças de Estado Físico Caminho da Reação H GELO ΔH > 0 HP ENDOTÉRMICO FUSÃO EBULIÇÃO HR ÁGUA Caminho da Reação H ÁGUA ΔH > 0 HP ENDOTÉRMICO HR VAPOR Caminho da Reação H VAPOR ΔH < 0 HR EXOTÉRMICO CONDENSAÇÃO HP ÁGUA Caminho da Reação H ÁGUA ΔH < 0 HR EXOTÉRMICO SOLIDIFICAÇÃO HP GELO
  • 13. Notação da Entalpia das Reações REAÇÕES ENDOTÉRMICAS (Absorvem Calor) 6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g) ΔH=+2.813kJ A Reação absorve 2.813kJ de calor 6CO2(g) + 6H2O(l) + 2.813kJ → C6H12O6(s) + 6O2(g) OU Caminho da Reação H 6CO2(g)+6H2O(l) ΔH = +2.813kJ HP HR C6H12O6(s)+6O2(g)
  • 14. Notação da Entalpia das Reações REAÇÕES EXOTÉRMICAS (Liberam Calor) CH4(g) + 2O2(l) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -889,5kJ A Reação libera 889,5kJ de calor OU Caminho da Reação H CH4(g)+2O2(g) ΔH=-889,5kJ HP HR CO2(g)+2H2O(l) CH4(g) + 2O2(l) → CO2(g) + 2H2O(g) + 889,5kJ
  • 15. Tipos de Entalpia ➢ ENTALPIA DE FORMAÇÃO ➢ ENTALPIA DE COMBUSTÃO ➢ ENTALPIA DE LIGAÇÃO
  • 16. ENTALPIA-PADRÃO CONDIÇÕES PADRÃO P = 1atm T = 25ºC Concentração = 1 mol/L Entalpia padrão = Hº
  • 17. ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf) Variação de entalpia na formação de uma substância a partir de seus elementos constituintes na sua forma mais estável. Exemplos: H2SO4 Elementos Constituintes: H, S e O HNO3 Elementos Constituintes: H, N e O C6H12O6 Elementos Constituintes: C, H e O
  • 18. A MAIS BARATA E A MAIS COMUM!!! Exemplos: H H2(g) Qual é a forma mais estável dos elementos? O O2(g) Cl Cl2(g) Br Br2(l) I I2(s) C C(grafite) S S(rômbico) P P(vermelho) Metal metal Fe Fe(s) Al Al(s) N N2(g) Cu Cu(s) Hg Hg(l) Au Au(s) Ag Ag(s)
  • 19. ENTALPIA DE FORMAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS SIMPLES (FORMA MAIS ESTÁVEL) Exemplos: Qual é a forma mais estável dos elementos? = 0 Hf(H2) = 0 Hf(O2) = 0 Hf(Ag) = 0 Hf(Cgrafite) = 0 Hf(Fe) = 0 Hf(Cl2) = 0
  • 20. ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf) REAGENTES → PRODUTOS ΔHf = Hf(produtos) – Hf(reagentes)
  • 21. Calcule o ΔH da reação: NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s), a partir da entalpia-padrão de formação de cada substância. Exemplo 1: ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf) SUBSTÂNCIA ΔHº f (kJ/mol) NH3(g) -46,2 HCl(g) -92,3 NH4Cl(s) -315,5
  • 22. NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) Exemplo 1: ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf) ΔH = Hf(produtos) – Hf(reagentes) SUBSTÂNCIA ΔHº f (kJ/mol) NH3(g) -46,2 HCl(g) -92,3 NH4Cl(s) -315,5 ΔH = Hf(NH4Cl) – [Hf(NH3) + Hf(HCl)] ΔH = -315,5 – [-46,2 + (-92,3)] ΔH = -177kJ (EXOTÉRMICA)
  • 23. Calcule o ΔH da reação: CH4(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) a partir da entalpia-padrão de formação de cada substância. Exemplo 2: ENTALPIA DE FORMAÇÃO (Hf) SUBSTÂNCIA ΔHº f (kJ/mol) CH4(g) -53,3 CO2(g) -394 H2O(l) -68
  • 24. ENTALPIA DE COMBUSTÃO Variação de entalpia na combustão (queima) de alguma substância. *combustão = queima **toda combustão libera calor ➔ EXOTÉRMICA Combustível + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) OBS.: A combustão incompleta pode gerar CO e/ou C(s) (fuligem).
  • 25. ENTALPIA DE COMBUSTÃO A reação de combustão do CH4 (metano) é: 1CH4(g) + 2O2(g) → 1CO2(g) + 2H2O(l) A reação de combustão do C8H18 (gasolina) é: 1C8H18(g) + 𝟐𝟓 𝟐 O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(l) A reação de combustão do C2H5OH (álcool) é: 1C2H5OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
  • 26. Calcule o ΔH da reação: C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g), a partir das seguintes entalpias de combustão: C2H4=-1.410kJ/mol C2H6=-1.560kJ/mol H2=-283kJ/mol Exemplo 1: ENTALPIA DE COMBUSTÃO
  • 27. C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) Exemplo 1: I) Reação de Combustão do C2H4(g): 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ II) Reação de Combustão do C2H6(g): 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1560kJ III) Reação de Combustão do H2(g): 1H2(g) + 𝟏 𝟐 O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ ENTALPIA DE COMBUSTÃO
  • 28. 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) Reorganizar as Equações I) MANTER 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ ENTALPIA DE COMBUSTÃO
  • 29. 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1560kJ C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) Reorganizar as Equações I) II) MANTER 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ INVERTER 2CO2(g) + 3H2O(l) → 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) ΔH=+1560kJ ENTALPIA DE COMBUSTÃO
  • 30. 1H2(g) + 𝟏 𝟐 O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1560kJ C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) Reorganizar as Equações I) II) III) MANTER 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ INVERTER 2CO2(g) + 3H2O(l) → 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) ΔH=+1560kJ MANTER 1H2(g) + 𝟏 𝟐 O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ ENTALPIA DE COMBUSTÃO
  • 31. 1C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1410kJ 2CO2(g) + 3H2O(l) → 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) ΔH=+1560kJ 1H2(g) + 𝟏 𝟐 O2(g) → 1H2O(l) ΔH=-283kJ Somar as 3 equações e cancelar o que for possível: I) II) III) + 1C2H4(g) + 1H2(g) → 1C2H6(g) ΔHº = - 1410 + 1560 – 283 ΔHº = - 133kJ (EXOTÉRMICA) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
  • 32. ENTALPIA DE LIGAÇÃO É a quantidade de energia necessária para romper (ou formar) 1 mol de alguma ligação no estado gasoso. Em uma reação química: - Ligações são quebradas (nos reagentes) - Ligações são formadas (nos produtos)
  • 33. ENTALPIA DE LIGAÇÃO 2H2O(l) → 2H2(g) + 1O2(g) Exemplo: H H O O H O H H O H → H H +
  • 34. ENTALPIA DE LIGAÇÃO Quebrar Ligação: absorve energia → ΔH > 0 Formar Ligação: libera energia → ΔH < 0 (REAGENTES) (PRODUTOS)
  • 37. Calcule o ΔH da reação: 1H2(g) + ½O2(g) → 1H2O(l), a partir das entalpias de ligação: O=O: 497,8 kJ/mol H-H: 435,5 kJ/mol O-H: 462,3 kJ/mol Exemplo 1: ENTALPIA DE LIGAÇÃO
  • 38. 1H2(g) + ½O2(g) → 1H2O(l) Exemplo 1: absorve energia ENTALPIA DE LIGAÇÃO O=O: 497,8 kJ/mol H-H: 435,5 kJ/mol O-H: 462,3 kJ/mol H H O O H O H → + 1 ½ 1 ΔH =1.(+435,5) absorve energia libera energia ½.(+497,8) + 1.[2x(-462,3)] + ΔH = 435,5 + 248,9 – 924,6 ΔH = -240,2kJ (EXOTÉRMICA)
  • 39. Calcule o ΔH da reação: 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l), a partir das entalpias de ligação: C-C: 347,8 kJ/mol C-H: 412,9 kJ/mol C=O: 744,0 kJ/mol O-H: 462,3 kJ/mol O=O: 497,8 kJ/mol Exemplo 2: ENTALPIA DE LIGAÇÃO
  • 40. 6 ligações C-H 1 ligação C-C 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Exemplo 2: absorve energia O O H O H → + 1 𝟕 𝟐 2 C C H H H H H H O O C + 3 1 ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)] 1. C-C: 347,8 kJ/mol C-H: 412,9 kJ/mol
  • 41. 1 lig. O=O 6 ligações C-H 1 ligação C-C 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Exemplo 2: absorve energia O O H O H → + 1 𝟕 𝟐 2 C C H H H H H H O O C + 3 1 ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]+ 1. 𝟕 𝟐 absorve energia (1x497,8) 𝟕 𝟐 . O=O: 497,8 kJ/mol
  • 42. 2 lig. C=O 6 ligações C-H 1 ligação C-C 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Exemplo 2: absorve energia O O H O H → + 1 𝟕 𝟐 2 libera energia C C H H H H H H O O C + 3 1 ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]+ 1. 𝟕 𝟐 1 lig. O=O absorve energia (1x497,8) 𝟕 𝟐 . 2 +2. [2x(-744,0)] C=O: 744,0 kJ/mol
  • 43. 2 lig. O-H 6 ligações C-H 1 ligação C-C 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Exemplo 2: absorve energia O O H O H → + 1 𝟕 𝟐 2 libera energia C C H H H H H H O O C + 3 1 ΔH= [(6x412,9)+(1x347,8)]+ 1. 𝟕 𝟐 1 lig. O=O absorve energia (1x497,8) 𝟕 𝟐 . 2 2 lig. C=O +2. [2x(-744,0)] 3.[2x(-462,3)] + 3 libera energia O-H: 462,3 kJ/mol
  • 44. 6 ligações C-H 1 ligação C-C 1C2H6(g) + 𝟕 𝟐 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Exemplo 2: absorve energia O O H O H → + 1 𝟕 𝟐 2 libera energia C C H H H H H H O O C + 3 1 ΔH= 2477,4 + 347,8 + 1742,3 – 2976 – 2773,8 𝟕 𝟐 1 lig. O=O absorve energia 2 2 lig. C=O 3 2 lig. O-H libera energia ΔH = -1182,3kJ (EXOTÉRMICA)
  • 45. LEI DE HESS A quantidade de calor de uma reação pode ser calculada a partir de várias etapas de outras reações
  • 46. Calcule o ΔH da reação: 2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g), a partir das seguintes reações: (I) C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol (II) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393,3kJ/mol (III) H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ΔH=-285,5kJ/mol Exemplo 1: LEI DE HESS
  • 47. C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol 2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g) Reorganizar as Equações I) INVERTER LEI DE HESS 2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1.409,5kJ/mol
  • 48. C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol 2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393,3kJ/mol Reorganizar as Equações I) II) INVERTER x(2) LEI DE HESS 2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1.409,5kJ/mol 2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH=-786,6kJ/mol
  • 49. C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH=-1.409,5kJ/mol 2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g) H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ΔH=-285,5kJ/mol C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393,3kJ/mol Reorganizar as Equações I) II) III) INVERTER x(2) 2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l) ΔH=-571kJ/mol LEI DE HESS 2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1.409,5kJ/mol 2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH=-786,6kJ/mol x(2)
  • 50. 2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l) ΔH=-571kJ 2CO2(g) + 2H2O(l) → C2H4(g) + 3O2(g) ΔH=+1409,5kJ 2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH=-786,6kJ Somar as 3 equações e cancelar o que for possível: I) II) III) + 2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g) ΔHº = + 1409,5 – 786,6 – 571 ΔHº = + 51,9kJ (ENDOTÉRMICA) LEI DE HESS 2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g)
  • 51. (UNICAMP 2020) Numa fritadeira a ar com potência de 1400 W, um pedaço de carne ficou pronto para ser consumido após 18 minutos de funcionamento do equipamento. Um cozimento semelhante foi realizado em menor tempo em um fogão a gás. Nesse caso, foram consumidos 16 gramas de gás propano, cuja reação de combustão é dada por: C3H8(g) + O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g); ΔH = 2.046 kJ mol-1. Comparando os dois processos de cozimento, o consumo de energia foi maior empregando-se a) o fogão a gás, sendo cerca de 1,5 vezes maior que o consumo da fritadeira a ar. b) o fogão a gás, sendo cerca de 12 vezes maior que o consumo da fritadeira a ar. c) a fritadeira a ar, sendo cerca de 6 vezes maior que o consumo do fogão a gás. d) a fritadeira a ar, sendo cerca de 2 vezes maior que o consumo do fogão a gás. Exercício 1
  • 52. (UNESP 2018) Analise os três diagramas de entalpia. O ΔH da combustão completa de 1 mol de acetileno, C2H2(g), produzindo CO2(g) e H2O(l) é (A) + 1 140 kJ. (B) + 820 kJ. (C) – 1 299 kJ. (D) – 510 kJ. (E) – 635 kJ. Exercício 2