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Termoquímica

 Marilena Meira
Termoquímica
• Estuda os fenômenos químicos ou físicos que
  envolvem absorção ou liberação de calor.
• Um processo que ocorre com absorção de
  calor é denominado de endotérmico.
• Quando o processo ocorre com liberação de
  calor é denominado de exotérmico.
Entalpia
• Denomina-se de entalpia ao conteúdo de
  energia de uma substância a pressão
  constante e é representado pela letra H.
Entalpia
• Não existe nenhuma maneira de medir o
  conteúdo de entalpia de uma substância.
• É possível medir o calor liberado ou absorvido
  em uma reação em um calorímetro a pressão
  constante (qp) que é por definição igual a ∆H.
• qp = ∆H
Variação de energia interna
• O calor liberado ou absorvido em uma reação
  ou processo físico a volume constante (qv) é
  denominado variação de energia interna e é
  representado por ∆E.
    qv = ∆E
    ∆H = ∆E + ∆ngásRT


   Para reações que não envolvem gases:
   ∆E = ∆H
Variação de Entalpia
• ∆H = calor absorvido ou liberado no processo
  à pressão constante;

• ∆H = H(produtos) – H (reagentes)

• Processo endotérmicos: ∆H > 0;
• Processos exotérmicos: ∆H < 0;
Variação de entalpia
• A variação de entalpia é proporcional à
  quantidade das substâncias envolvidas.

1C2H5OH + 3O2     2CO2 + 3H2O ∆Η = -1368 KJ
10C2H5OH + 30O2     20 CO2 + 30 H2O ∆H = -13680 KJ
Processo endotérmico
Processo Endotérmico é qualquer processo no qual o
calor tem que ser fornecido para o sistema a partir da
vizinhança. A variação de entalpia é positiva.

              A + B + energia    C +D
              ∆H = HP - HR
              A+B        C + D ∆H > 0

    energia + 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)
      energia + H2O (s) → H2O (l)
Processo endotérmico


ENERGIA   PRODUTOS




                      ∆H > 0


          REAGENTES
Exemplo: reação endotérmica
 C(s) + H2O(g)        CO(g) + H2(g)   ∆H= +31,4kcal




               CO(g) + H2(g)
     ENERGIA




                                         ∆H= +31,4kcal
               C(s) + H2O(g)
Processo exotérmico
• Processo Exotérmico é qualquer processo que libera
  calor – transfere energia térmica do sistema para a
  vizinhança. A variação de entalpia é menor que zero.
             A + B C + D + energia
             ∆H = HP - HR
             A+B       C + D ∆H < 0


    2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l) + energia
         H2O (g) → H2O (l) + energia
Processo exotérmico


ENERGIA          REAGENTES




             ∆H < 0




                PRODUTOS
Exemplo: reação exotérmica
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)   2CO2(g) + 3H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ/mol




    H (kJ)
             C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)


                            ∆H= -1368kJ/mol

                            2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
Entalpia padrão
• Com o objetivo de se comparar dados de
  entalpia de diferentes reações ou processos
  definiu-se um estado padrão
• Estado padrão corresponde à forma mais
  estável de uma substância na pressão de 1
  atm de pressão.
• O conteúdo de energia de uma substância no
  estado padrão é representado por H0.
Entalpia das substâncias simples no
             estado padrão
• Como não é possível medir a entalpia de uma
  substância e sim a variação de entalpia de
  uma reação foi convencionado que:
• As substâncias simples no estado padrão e
  em sua forma alotrópica mais estável tem
  entalpia igual a zero.
Entalpia das substâncias simples
• C (grafite)   H=0
• C (diamante) H ≠ 0
• O2 (gasoso) H = 0
• O3 (gasoso) H ≠ 0
• S (rômbico) H = 0
• S (monoclínico) H ≠ 0
• Pn (vermelho) H = 0
• P4 (branco) H ≠ 0
Mudanças de estado
• As mudanças de estado são processos físicos
  acompanhados de variação de entalpia.
• Por exemplo, para que o gelo passe para o
  estado líquido é necessário que absorva calor,
  sendo, portanto um processo endotérmico.
Entalpia de fusão
• Denomina-se de entalpia de fusão ao calor
  absorvido na fusão de 1 mol da substância
  sólida.

• Exemplo:
     H2O (s)     H2O (l) ∆H = 7,3 KJ

• A água líquida tem entalpia maior que o gelo.
Entalpia de solidificação
• Denomina-se entalpia de solidificação ao calor
  liberado na solidificação de 1 mol da
  substância líquida.
• Exemplo:
• H2O (l)   H2O (s) ∆H = -7,3 KJ

• É o processo inverso à fusão. A entalpia de
  solidificação é numericamente igual a entalpia
  de fusão (sinais contrários)
Entalpia de vaporização
• Denomina-se entalpia de vaporização ao calor
  absorvido na vaporização de 1 mol da
  substância líquida.
• Exemplo:
• H2O (l) H2O (v) ∆H = 44 KJ
• O vapor de água tem entalpia maior que a
  água líquida.
Entalpia de liquefação
• Denomina-se de entalpia de liquefação ao
  calor liberado na liquefação de 1 mol da
  substância no estado gasoso.
• Exemplo:
• H2O (g) H2O (l) ∆H = - 44 KJ

• É o processo inverso à vaporização.
Mudanças de estado

          Estado gasoso
                                     Vapor

                                             + 44 KJ/mol   - 44 KJ/mol
ENERGIA




                           ENERGIA
          Estado líquido             Água

          Estado sólido                      +7,3 KJ/mol   -7,3 KJ/mol
                                     Gelo
Equação termoquímica
• Como a entalpia de uma substância varia de acordo
  com o estado físico, a pressão, a temperatura e a
  variedade alotrópica (para algumas substância simples)
  deve-se em uma equação termoquímica indicar:

• Variação da entalpia
• Os números de moles das substâncias.
• Os estados físicos das substâncias participantes e a
  forma alotrópica se houver.
• A temperatura e pressão se diferentes do estado
  padrão.
A entalpia de uma reação depende do
    estado físico das substâncias
Entalpia de formação ( Hf).
• Denomina-se entalpia de formação ou calor
  de formação de uma substância ao calor
  liberado ou absorvido na formação de 1 mol
  desta substância a partir de substâncias
  simples no estado padrão.
• Exemplo:
C (grafite) + O2(g)   CO2(g)   Hf = -94,1 kcal.mol-1
Exemplo




Dados:

∆Hf0
NaHCO3 = -947,7 KJ/mol
Na2CO3 = 1131 KJ/mol
H2O = -242 KJ/mol
CO2 = -394 KJ/mol
Combustão
• Uma combustão consiste na reação de uma
  substância com o oxigênio.
• A substância que se queima ou entra em
  combustão é denominada de combustível e o
  oxigênio é o comburente.
• Todas as substâncias orgânicas formadas por C, H
  ou C, H e O forma dióxido de carbono e água
  através da reação de combustão com excesso de
  oxigênio.
• As combustões são sempre reações exotérmicas.
Entalpia de combustão
• Denomina-se de calor ou entalpia de combustão
  ao calor liberado na queima de 1 mol da
  substância no estado padrão.
• Por exemplo, a entalpia de combustão do álcool
  etílico é igual a -1368 KJ.
1C2H5OH(l) + 3O2(g)         2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = -1368 KJ


• A entalpia de combustão do hidrogênio é -286 KJ.
   H2(g) + 1/2O2(g)   H2O(l) ∆H = - 286 KJ
Entalpia de combustão
• Qual o calor liberado na queima de 1 Kg de
  álcool sabendo o seu calor de combustão é
  igual 1368 KJ/mol.

• 1C2H5OH + 3O2       2CO2 + 3H2O ∆H = -1368 KJ

        46 g -----1368 KJ
       1000 g ---- x

           x = 29739 KJ
Lei de Hess
• A entalpia de muitas reações não pode ser
  determinada em laboratório. Assim por exemplo,
  não é possível medir a entalpia de formação do
  álcool etílico, pois não é possível sintetizá-lo a
  partir de hidrogênio, carbono e oxigênio.
• Em casos como esses faz-se uso da Lei de Hess
  que diz que a variação de entalpia de uma dada
  reação é sempre a mesma esteja a reação
  ocorrendo em uma ou mais etapas.
Lei de Hess
• A entalpia de uma reação química que ocorre em
  várias etapas é a soma das entalpias de todas as
  etapas da reação.
• Resumindo: A soma dos ∆H de todas as etapas da
  reação química, é o ∆H da reação química total .
Lei de Hess:
 O ∆H de reação química só
 depende dos estados inicial e
 final.
∆H = Hfinal – H inicial
∆H = Hprodutos – H reagentes
Lei de Hess
Lei de Hess
• Seja por exemplo calcular a entalpia de
  formação do etanol a partir das reações
  abaixo:
2C +O2 2 CO2 ∆H =∆H = 2(-394) KJ
C + 2O      2CO2 -394 KJ           ∆H = -788 KJ
3H2++1/2O2 2 H3H2∆H = -286 KJ KJ
H2 3/2O        2O O ∆H = 3(-286)   ∆H = -858 KJ
2CO2 5OH3H2O 2 1C2H5OH ++ 3O2 O ∆H ∆H = +1368 KJ
1C2H + + 3O          2CO2 3H2      = -1368 KJ
2C + 3H2 + 1/2O2      C2H5OH        ∆H = -278 KJ

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Aula termoquímica

  • 2. Termoquímica • Estuda os fenômenos químicos ou físicos que envolvem absorção ou liberação de calor. • Um processo que ocorre com absorção de calor é denominado de endotérmico. • Quando o processo ocorre com liberação de calor é denominado de exotérmico.
  • 3. Entalpia • Denomina-se de entalpia ao conteúdo de energia de uma substância a pressão constante e é representado pela letra H.
  • 4. Entalpia • Não existe nenhuma maneira de medir o conteúdo de entalpia de uma substância. • É possível medir o calor liberado ou absorvido em uma reação em um calorímetro a pressão constante (qp) que é por definição igual a ∆H. • qp = ∆H
  • 5. Variação de energia interna • O calor liberado ou absorvido em uma reação ou processo físico a volume constante (qv) é denominado variação de energia interna e é representado por ∆E. qv = ∆E ∆H = ∆E + ∆ngásRT Para reações que não envolvem gases: ∆E = ∆H
  • 6. Variação de Entalpia • ∆H = calor absorvido ou liberado no processo à pressão constante; • ∆H = H(produtos) – H (reagentes) • Processo endotérmicos: ∆H > 0; • Processos exotérmicos: ∆H < 0;
  • 7. Variação de entalpia • A variação de entalpia é proporcional à quantidade das substâncias envolvidas. 1C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O ∆Η = -1368 KJ 10C2H5OH + 30O2 20 CO2 + 30 H2O ∆H = -13680 KJ
  • 8. Processo endotérmico Processo Endotérmico é qualquer processo no qual o calor tem que ser fornecido para o sistema a partir da vizinhança. A variação de entalpia é positiva. A + B + energia C +D ∆H = HP - HR A+B C + D ∆H > 0 energia + 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g) energia + H2O (s) → H2O (l)
  • 9. Processo endotérmico ENERGIA PRODUTOS ∆H > 0 REAGENTES
  • 10. Exemplo: reação endotérmica C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal CO(g) + H2(g) ENERGIA ∆H= +31,4kcal C(s) + H2O(g)
  • 11. Processo exotérmico • Processo Exotérmico é qualquer processo que libera calor – transfere energia térmica do sistema para a vizinhança. A variação de entalpia é menor que zero. A + B C + D + energia ∆H = HP - HR A+B C + D ∆H < 0 2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l) + energia H2O (g) → H2O (l) + energia
  • 12. Processo exotérmico ENERGIA REAGENTES ∆H < 0 PRODUTOS
  • 13. Exemplo: reação exotérmica C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ/mol H (kJ) C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) ∆H= -1368kJ/mol 2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
  • 14. Entalpia padrão • Com o objetivo de se comparar dados de entalpia de diferentes reações ou processos definiu-se um estado padrão • Estado padrão corresponde à forma mais estável de uma substância na pressão de 1 atm de pressão. • O conteúdo de energia de uma substância no estado padrão é representado por H0.
  • 15. Entalpia das substâncias simples no estado padrão • Como não é possível medir a entalpia de uma substância e sim a variação de entalpia de uma reação foi convencionado que: • As substâncias simples no estado padrão e em sua forma alotrópica mais estável tem entalpia igual a zero.
  • 16. Entalpia das substâncias simples • C (grafite) H=0 • C (diamante) H ≠ 0 • O2 (gasoso) H = 0 • O3 (gasoso) H ≠ 0 • S (rômbico) H = 0 • S (monoclínico) H ≠ 0 • Pn (vermelho) H = 0 • P4 (branco) H ≠ 0
  • 17. Mudanças de estado • As mudanças de estado são processos físicos acompanhados de variação de entalpia. • Por exemplo, para que o gelo passe para o estado líquido é necessário que absorva calor, sendo, portanto um processo endotérmico.
  • 18. Entalpia de fusão • Denomina-se de entalpia de fusão ao calor absorvido na fusão de 1 mol da substância sólida. • Exemplo: H2O (s) H2O (l) ∆H = 7,3 KJ • A água líquida tem entalpia maior que o gelo.
  • 19. Entalpia de solidificação • Denomina-se entalpia de solidificação ao calor liberado na solidificação de 1 mol da substância líquida. • Exemplo: • H2O (l) H2O (s) ∆H = -7,3 KJ • É o processo inverso à fusão. A entalpia de solidificação é numericamente igual a entalpia de fusão (sinais contrários)
  • 20. Entalpia de vaporização • Denomina-se entalpia de vaporização ao calor absorvido na vaporização de 1 mol da substância líquida. • Exemplo: • H2O (l) H2O (v) ∆H = 44 KJ • O vapor de água tem entalpia maior que a água líquida.
  • 21. Entalpia de liquefação • Denomina-se de entalpia de liquefação ao calor liberado na liquefação de 1 mol da substância no estado gasoso. • Exemplo: • H2O (g) H2O (l) ∆H = - 44 KJ • É o processo inverso à vaporização.
  • 22. Mudanças de estado Estado gasoso Vapor + 44 KJ/mol - 44 KJ/mol ENERGIA ENERGIA Estado líquido Água Estado sólido +7,3 KJ/mol -7,3 KJ/mol Gelo
  • 23. Equação termoquímica • Como a entalpia de uma substância varia de acordo com o estado físico, a pressão, a temperatura e a variedade alotrópica (para algumas substância simples) deve-se em uma equação termoquímica indicar: • Variação da entalpia • Os números de moles das substâncias. • Os estados físicos das substâncias participantes e a forma alotrópica se houver. • A temperatura e pressão se diferentes do estado padrão.
  • 24. A entalpia de uma reação depende do estado físico das substâncias
  • 25. Entalpia de formação ( Hf). • Denomina-se entalpia de formação ou calor de formação de uma substância ao calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol desta substância a partir de substâncias simples no estado padrão. • Exemplo: C (grafite) + O2(g) CO2(g) Hf = -94,1 kcal.mol-1
  • 26.
  • 27. Exemplo Dados: ∆Hf0 NaHCO3 = -947,7 KJ/mol Na2CO3 = 1131 KJ/mol H2O = -242 KJ/mol CO2 = -394 KJ/mol
  • 28. Combustão • Uma combustão consiste na reação de uma substância com o oxigênio. • A substância que se queima ou entra em combustão é denominada de combustível e o oxigênio é o comburente. • Todas as substâncias orgânicas formadas por C, H ou C, H e O forma dióxido de carbono e água através da reação de combustão com excesso de oxigênio. • As combustões são sempre reações exotérmicas.
  • 29. Entalpia de combustão • Denomina-se de calor ou entalpia de combustão ao calor liberado na queima de 1 mol da substância no estado padrão. • Por exemplo, a entalpia de combustão do álcool etílico é igual a -1368 KJ. 1C2H5OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = -1368 KJ • A entalpia de combustão do hidrogênio é -286 KJ. H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ∆H = - 286 KJ
  • 30. Entalpia de combustão • Qual o calor liberado na queima de 1 Kg de álcool sabendo o seu calor de combustão é igual 1368 KJ/mol. • 1C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O ∆H = -1368 KJ 46 g -----1368 KJ 1000 g ---- x x = 29739 KJ
  • 31. Lei de Hess • A entalpia de muitas reações não pode ser determinada em laboratório. Assim por exemplo, não é possível medir a entalpia de formação do álcool etílico, pois não é possível sintetizá-lo a partir de hidrogênio, carbono e oxigênio. • Em casos como esses faz-se uso da Lei de Hess que diz que a variação de entalpia de uma dada reação é sempre a mesma esteja a reação ocorrendo em uma ou mais etapas.
  • 32. Lei de Hess • A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação. • Resumindo: A soma dos ∆H de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .
  • 33. Lei de Hess: O ∆H de reação química só depende dos estados inicial e final. ∆H = Hfinal – H inicial ∆H = Hprodutos – H reagentes
  • 35. Lei de Hess • Seja por exemplo calcular a entalpia de formação do etanol a partir das reações abaixo: 2C +O2 2 CO2 ∆H =∆H = 2(-394) KJ C + 2O 2CO2 -394 KJ ∆H = -788 KJ 3H2++1/2O2 2 H3H2∆H = -286 KJ KJ H2 3/2O 2O O ∆H = 3(-286) ∆H = -858 KJ 2CO2 5OH3H2O 2 1C2H5OH ++ 3O2 O ∆H ∆H = +1368 KJ 1C2H + + 3O 2CO2 3H2 = -1368 KJ 2C + 3H2 + 1/2O2 C2H5OH ∆H = -278 KJ