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Termoquímica
I
Professora: Layssa Ferreira
2º ano
Ensino médio
Livro: Cap- 16.
Lei Zero e a 1ª Lei da termodinâmica (TD)
Os estudos realizados até o momento nos permite enunciar as duas
primeiras Leis da termodinâmica:
Lei Zero da termodinâmica Se dois sistemas (de qualquer tamanho)
estão em equilíbrio térmico entre si e um terceiro sistema está em
equilíbrio com um dos dois, então ele está em equilíbrio térmico com o
outro também.
Lei Zero e a 1ª Lei da termodinâmica
Estudamos que a temperatura é uma medida da quantidade de energia
cinética contida nas partículas de um sistema. Contudo, a temperatura não
é uma forma de energia, mas dita o fluxo da mesma, isto é, energia flui de
um corpo de maior temperatura para um de menor temperatura.
À medida que energia é transferida entre dois
sistemas, as duas temperaturas mudam até o
ponto em que TA= TB. Neste ponto diz que os
dois sistemas estão em equilíbrio térmico.
Lei Zero e a 1ª Lei da termodinâmica
1º Lei da termodinâmica  em um sistema isolado, a energia total
permanece constante.
Isto não significa que o sistema permaneça estático ou imitável. Algo pode
estar ocorrendo nele, como uma reação química ou a mistura de dois
gases. Mas se o sistema está isolado, sua energia total não muda.
Termoquímica
• É a parte da química que estuda as trocas de energia em uma
reação química.
ENERGIA INTERNA
• Reação que ocorre com absorção de energia.
Ep > Er e ΔE >0
• Reação que ocorre com liberação de energia.
Ep < Er e ΔE <0
Er = energia interna dos reagentes Ep = energia dosprodutos
Termoquímica
EXEMPLO
• O calor liberado na queima do gás butano que cozinha os
alimentos;
C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) +calor
• O calor liberado na combustão do álcool ou da gasolina que
movimenta os veículos;
C2H60(l) + 3O2(g) => 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor
Na equação química, o calor é representado junto aos produtos para significar
que foi produzido, isto é, liberado para o ambiente durante a reação.
Termoquímica
ENTALPIA – (H)
• O calor é uma forma de energia e, segundo a Lei da
Conservação da Energia, ela não pode ser criada e nem
destruída, pode apenas ser transformada de uma forma para
outra.
• Portanto a energia:
• liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia
antes, armazenada nos reagentes, sob uma outra forma;
• absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece
no sistema, armazenada nos produtos, sob uma outra forma.
• A energia armazenada nas substâncias - reagentes (Hr) ou
produtos (Hp) - dá-se o nome de conteúdo de calor (Q) ou
entalpia (H).
ΔH = Hp – Hr Q = - ΔH
Termoquímica
• Cada substância armazena um certo conteúdo de calor, que
será alterado quando a substância sofrer uma transformação.
• Essas transformações chamadas trocas de calor nas reações
químicas se classificam em dois tipos:
• reações exotérmicas – liberam calor;
• reações endotérmicas - absorvem calor;
REAÇÃO EXOTÉRMICA REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Termoquímica
REAÇÃO EXOTÉRMICA – Libera calor
Hp < Hr
ΔH < 0
Q > 0
C + O2 CO2 + 94kcal
C + O2 CO2
ΔH = -94 kcal
C + O2
CO2
- kcal
Termoquímica
REAÇÃO ENDOTÉRMICA – Absorve calor
Hp > Hr
ΔH > 0
Q < 0
C + 2S CS2 - 19kcal
C + 2S CS2
ΔH = +19 kcal
- kcal
C + O2
CO2
C + 2S
CS2
- kcal
Termoquímica
Termoquímica
ESTADO PADRÃO
• Ocorre quando uma substância é uma substâncias simples e se
encontra à 25 °C de temperatura, pressão de 1 atm ou 760
mmHg, no seu estado físico mais comum e no seu estado
alotrópico mais estável;
• Essas condições experimentais são chamadas de condições
padrão ou estado padrão, e a entalpia, determinada nessas
condições, é a entalpia padrão que é igual a zero.
• A entalpia padrão á representada por H0.
• EXEMPLO:
• Substâncias com entalpia padrão zero: 02 gasoso, H2 gasoso, I2
sólido, C grafite, S8 rômbico etc..
• Substâncias com entalpia padrão diferentes de zero: 02 liquido, 03
gasoso, H2 liquido, I2 gasoso, C diamanteetc..
Termoquímica
TIPOS DE CALOR
• Entalpia ou calor de formação: variação de entalpia da reação
de formação de 1 mol de uma substância, partindo de
reagentes no estado padrão (H = 0).
• Entalpia ou calor de neutralização: variação de entalpia da
reação de um equivalente-grama de uma base, estando
reagente e produtos em solução aquosa em diluição total ou
infinita, 25 °C e 1 atm.
• Energia de ligação: variação de entalpia que acontece na
quebra de um mol de ligações, estando reagentes e produtos
no estado gasoso a 25 °C e 1 atm.
Termoquímica
ENTALPIA OU CALOR DE FORMAÇÃO
• A entalpia de formação pode ser positiva ou negativa;
ΔH formação = H produtos
EXEMPLO:
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔH = -68,3 kcal/mol
• O valor ΔH = -68,3 kcal é a entalpia de formação da água
(entalpia padrão).
Termoquímica
ENTALPIA OU CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO
• Em uma neutralização a variação de entalpia é sempre
negativa, pois toda neutralização é exotérmica.
NaCl(aq) + H2O(l) )HCl(aq) + NaOH(aq) ΔH = -13,84 kcal/eq.g
• Neutralizando um ácido forte com uma base forte, tem-se
variação de entalpia praticamente constante ΔH= - 13,8
kcal/eq.
Termoquímica
ENERGIA DE LIGAÇÃO
• A energia de ligação é sempre positiva, pois a reação é sempre
endotérmica, isto porque a o rompimento de ligações é um
processo que consome energia.
H2(g) 2 H(g) ΔHl = +104,2kcal/mol
ligação pode ser determinada• A energia de
experimentalmente.
Termoquímica
Termoquímica
LEI DE HESS
“O calor liberado ou absorvido numa reação química
independe dos estados intermediários pelos quais a reação
passa.”
• Ou seja, a variação de entalpia de uma reação não depende de
estados intermediários: depende apenas dos estados inicial e
final da reação;
• De acordo com essa lei é possível calcular a variação de
entalpia de uma reação através da soma algébrica de
equações químicas.
Termoquímica
LEI DE HESS – EXEMPLO
• A partir das equações é possível determinar a variação de
entalpia da reação de formação do metano, CH4, reação essa
que não permite medidas calorimétricas precisas de seu calor
de reação por ser lenta e apresentar reações secundárias.
Termoquímica
LEI DE HESS – EXEMPLO
• A soma algébrica das reações dadas deve, portanto, resultar
na reação de formação do metano, cujo queremos
determinar:
• No entanto, para obtermos essa equação devemos efetuar as
seguintes operações:
• multiplicar a reação II por 2, para que o número de mols de H2(g)
seja igual a 2, consequentemente o também será multiplicado
por 2;
• inverter a reação III, para que CH4(g) passe para o segundo
membro da equação. Em vista disso, ΔH o também terá seu sinal
invertido, isto é, a reação passará a ser endotérmica;
• somar algebricamente as equações e as ΔH.
Termoquímica
LEI DE HESS – EXEMPLO
I. C(graf) + O2(g)
II. 2 H2(g) + 1O2(g)
III. CH4(g) + 2 O2(g)
CO2(g)
2 H2O(l)
CO2(g) + 2 H2O(l)
ΔH = -393 kJ
ΔH = -571 kJ
ΔH = + 889,5 kJ
Termoquímica
LEI DE HESS – EXEMPLO
• Assim temos:
Termoquímica
ENTROPIA (S)
• A entropia está associada à ordem ou à desordem de um
sistema. Quanto mais desorganizado o sistema, maior será sua
entropia;
• A entropia, como a energia, é um fator que influencia a
espontaneidade de uma reação;
DESORDEM =
DESORDEM =
ENTROPIA (S) = ΔS > 0
ENTROPIA (S) = ΔS < 0
• ΔS é a energia de organização, ou seja, a energia gasta para
montar as moléculas dos produtos de uma reação;
Termoquímica
EXEMPLO:
• A evaporação de um líquido: no estado gasoso as moléculas
movimentam-se com mais liberdade do que no estado líquido,
estão, portanto, mais desorganizadas;
• A dissolução de qualquer substância em um liquido: produz um
sistema em que a desorganização é maior.
• Da mesma forma que para a entalpia, para a determinação da
entropia das substâncias foi necessário estabelecer,
arbitrariamente, a entropia de algumas substâncias e, a partir
disso, construir uma escala relativa de entropias. Estabeleceu-
se que uma substância, na forma de um cristal perfeito, a zero
Kelvin, tem entropia zero.
Termoquímica
Termoquímica
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G)
• É relação entre a entalpia e entropia e determinam a
espontaneidade de uma reação.
• São espontâneos os processos que ocorrem com diminuição de
entalpia e aumento de entropia.
• Não são espontâneos os processos que ocorrem com aumento de
entalpia e diminuição de entropia.
• A energia livre ou útil mede a energia máxima que o sistema
pode liberar em forma de trabalho útil;
ΔG = ΔH – T * ΔS
ΔG: variação de energia livre do sistema - kcal/mol;
ΔH: variação de entalpia - kcal/mol;
T:temperatura absoluta – Kelvin; ΔS:
variação de entropia – cal/K.mol;
Termoquímica
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G)
• O sinal do ΔG informa se uma reação é espontânea ou não:
• ΔG < 0 O processo é espontâneo (a capacidade do
sistema realizar trabalho aumenta);
• ΔG > 0 O processo é não-espontâneo (a capacidade
do sistema realizar trabalho diminui);
• ΔG = 0 O sistema está em equilíbrio;
Cinéticaquímica
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
• É a mínima quantidade de energia para que a colisão entre as
partículas dos reagentes resulte em reação. É a energia
necessária para levar os reagentes ao complexo ativado -
estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os
produtos.
• Quanto menor a energia de ativação maior a velocidade da
reação.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO - EATIVAÇÃO
Cinéticaquímica
• É o estudo da velocidade das reações químicas;
• A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes
são consumidos ou rapidez com que os produtos são
formados;
• As velocidades das reações químicas são determinadas através
de leis empíricas, chamadas leis da velocidade, deduzidas a
partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na
velocidade da reação;
Cinéticaquímica
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUANTO A VELOCIDADE
• Reações instantâneas: São aquelas reações que ocorrem numa
velocidade muito elevada, dificultando a sua determinação.
Como exemplo, podemos citar as reações explosivas, reações
de precipitação, reações de neutralização de ácido por base,
entre outras.
• Reações lentas: São as reações que ocorrem numa velocidade
muito baixa.
• Reações moderadas: São aquelas reações que ocorrem numa
velocidade intermediária. A Cinética Química interessa-se
principalmente por este tipo de reação, pois a sua velocidade
pode ser medida com exatidão.
Cinéticaquímica
• As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e
estas podem ser alteradas dependendo da frequência dos
choques e da energia das moléculas que se chocam;
• Essas duas propriedades variam de acordo com:
• Estado dos reagentes;
• Temperatura;
• Luz;
• Pressão
• Concentrações dos reagentes;
• Concentração dos catalisadores;
Cinéticaquímica
ESTADO DOS REAGENTES
• Numa reação química é necessário que ocorra o rompimento
de ligações nos reagentes, para que consequentemente,
ocorra a formação de novas ligações nos produtos.
• Quanto maior o número de ligações a serem rompidas nos
reagentes e quanto mais fortes forem essas ligações, mais
lenta será a reação, e vice-versa.
TEMPERATURA
• O aumento da temperatura faz aumentar a agitação molecular,
a energia cinética, o número de partículas com energia maior
ou igual à energia de ativação, o número de choques,
aumentando a velocidade da reação.
Cinéticaquímica
LUZ
• Sob a presença da luz, muitas reações aceleram a sua
velocidade - reações fotoquímicas.
• Na grande maioria das reações fotoquímicas, percebe-se a
presença de um reagente colorido, denominado componente
fotoquimicamente ativo.
• Esse reagente possui moléculas que absorvem luz visível,
permanecendo ativadas energeticamente, facilitando a
reação.
Cinéticaquímica
PRESSÃO
• O aumento da pressão num sistema que contém pelo menos
um participante gasoso, implica em diminuir o volume do
sistema, aumentando o número de colisões entre os reagentes
e, consequentemente, a velocidade da reação.
Cinéticaquímica
CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES - Lei de Guldberg – Waage
• Para uma temperatura determinada, a velocidade de uma
reação é proporcional às molaridades dos reagentes com
expoentes iguais aos respectivos coeficientes da equação
química.
aA + bB xX + yY
V = K .[A]ᵃ * [B]ᵇ [A] = nA/v [B] = nB/v
[A] = molaridade de A – mol/l [B] = molaridade de B – mol/l
K =constante - depende da temperatura;
• A e B = reagentes gasosos, utilizam-se as pressões parciais:
V = K .pAᵃ * pBᵇ
Cinéticaquímica
CATALISADOR
• Substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem ser
consumida durante o processo.
• Um catalisador reduz a energia de ativação necessária ara
formar o complexo ativado e aumenta a velocidade da reação.
Cinéticaquímica
INIBIDORES DE REAÇÃO
• É o oposto do catalisador, pois ele aumenta a energia de
ativação e consequentemente reduz a velocidade da reação.
• Essa substância reduz e até destrói a ação do catalisador.
Cinéticaquímica
VELOCIDADE OU RAPIDEZ DE UMA REAÇÃO
• É definida como a relação entre a quantidade consumida ou
produzida e o intervalo de tempo utilizado para que isso
aconteça.
Vm = velocidade média da reação.
∆n = variação da quantidade em mols de um componente (em
módulo).
∆t = tempo gasto.
Cinéticaquímica
VELOCIDADE OU RAPIDEZ DE UMA REAÇÃO
Cinéticaquímica
EXERCÍCIO
Seja a reação A + B → C + D, efetuando-se num sistema fechado.
A quantidade em mols de C em dois instantes:
t1 = 10min → n1 = 2 mol
t2 = 20min → n2 = 3 mol
A velocidade média será?
Equilíbrioquímico
EQUILÍBRIO EM UM SISTEMA HOMOGÊNEO
(A + B  C + D) = (C + D  A + B)
A + B <-> C + D
• Numa reação sem reversibilidade representamos com uma
seta; já numa reação reversível, representamos com uma
dupla seta.
• O equilíbrio é atingido quando a velocidade da reação direta
se iguala a velocidade da reação inversa.
• A principal característica a ser observada num equilíbrio, é que
esse equilíbrio é dinâmico, isto é, a reação continua a ocorrer,
só que com velocidade direta e inversa equivalente.
Equilíbrioquímico
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO K V1 =V2
aA + bB xX + yY
OUKc = [X]ᵡ * [Y]ᵞ
[A]ᵃ * [B]ᵇ
Kp = pxᵡ * pyᵞ
pAᵃ * pBᵇ
Kp = Kc * (RT)Δn
R = 0,082 - l.atm/K.mol
T = Temperatura - Kelvin
Δn = (x+y+ ...) – (a+b+...)
KC = Concentrações
Relação entre KP e Kc:
KP =Pressões
Equilíbrioquímico
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO – Princípio de Le Chatelier
• Quando uma força externa age sobre um sistema em
equilíbrio, ele se desloca, procurando fugir à ação da força
aplicada.
• Deslocar um equilíbrio químico significa fazer com que a
velocidade da reação direta fique diferente da velocidade da
reação inversa – V1 ≠ V2.
• O deslocamento da equilíbrio químico é um artifício
largamente utilizado nos processos industriais para melhorar a
obtenção de determinadas substâncias.
Equilíbrioquímico
• Pode-se deslocar o equilíbrio de uma reação de três formas:
• Aumento de pressão “força” a reação no sentido em que o
volume diminui e vice-versa - (Robin);
• Aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido da
reação endotérmica e vice-versa - (Van’t Hoff);
• Adição de uma substância desloca o equilíbrio no sentido da
reação que a consome. A retirada de uma substância desloca o
equilíbrio no sentido da reação que a forma - (Guldberg–Wage);
EXEMPLO:
• Síntese de Haber–Bosch – É a produção da amônia à altíssima
temperatura de 500°C, altíssima pressão de 200atm e na
presença de ferro como catalisador.
Equilíbrioquímico
EQUILÍBRIO IÔNICO
• Trata-se de um sistema em equilíbrio em que há pelo menos
um íon no equilíbrio.
• Para reações de ionização em equilíbrio, vale a Lei da Diluição
de Ostwald.
“A adição de solvente a um eletrólito fraco ou moderado,
ou seja, uma diluição, faz que seu grau de ionização ou
dissociação aumente tendendo a 100% .“
Equilíbrioquímico
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
• É a relação matemática entre a constante de ionização e o grau
de ionização de um eletrólito (ácidos, bases).
AB⁻ A⁺ + B⁻
Ki = [A⁺] * [B⁻] = M *α²
[AB⁻] 1- α
Ki = Constante de ionização;
M = Concentração molar em mol/L;
α = Grau de ionização;
Para ácidos: Ka
Maior Ka = maior força ácida
Para Bases: Kb
Maior Kb = maior força básica
[A⁺] = M * α
[B⁻] = M * α
[AB⁻] = M * α
Equilíbrioquímico
GRAU DE IONIZAÇÃO
• É a relação entre o número de moléculas ionizadas e o
número de moléculas inicialmente dissolvidas;
α = Número de moléculas ionizadas
Número de moléculas dissolvidas
Equilíbrioquímico
GRAU DE IONIZAÇÃO – EXEMPLO
Se colocarmos 1 mol de HCl em 1 litro de água, podemos
verificar que, para cada 1 000 moléculas de HCl dissolvidas, 920
sofrem ionização e 80 não ionizam.
Equilíbrioquímico
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA - Kw
• Para a ionização da água:
H2O H⁺ + OH¯
Kw = Ki * [H2O] = [H⁺] * [OH¯]
Kw = produto iônico da água à 25 °C – varia com a temperatura;
Kw = 1*10¯¹⁴
Ki = [H⁺] * [OH¯]
[H2O]
Equilíbrioquímico
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Equilíbrioquímico
pH e pOH
• O pH é o logaritmo da concentração hidrogeniônica com sinal
negativo ou o logaritmo do inverso da concentração
hidrogeniônica.
• É muito conveniente expressar a acidez ou alcalinidade de
uma solução por seu pH.
pH = -log [H⁺] [H⁺] = M * α A 25 °C: pH + pOH = 14
pOH = -log [OH¯] [OH¯] = M * α
Solução neutra pH = pOH = 7
Solução básica pH > 7 e pOH < 7
Solução ácida pH < 7 e pOH > 7
Equilíbrioquímico
SOLUÇÃO TAMPÃO
• Qualquer solução que praticamente não varia de pH quando
recebe pequenas quantidades de ácidos ou bases.
ÁCIDO BASE
Equilíbrioquímico
HIDRÓLISE DE SAIS
• Quando o sal reage com a água produzindo ácido e base,
chamamos tal reação de hidrólise.
• É a reação inversa da neutralização.
• A constante de hidrólise de um sal deve considerar a equação
iônica, estando ionizados os eletrólitos fortes e não-ionizados
os eletrólitos fracos.
Kh= Ki * [H2O]
Equilíbrioquímico
HIDRÓLISE DE SAIS - EXEMPLO
NH4Cl + H2O HCl + NH4OH
NH4⁺ + Cl¯ + H2O H⁺ + Cl¯ + NH4OH
Ki = [H⁺] * [NH4OH]
[NH4⁺] * [H2O]
Kh = [H⁺] * [NH4OH] *[H2O]
[NH4⁺] * [H2O]
Kh = [H⁺] * [NH4OH]
[NH4⁺]
EXERCÍCIOS
1. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas
moléculas iguais reúnem-se para formar uma única
estrutura.
2NO2(g) → N2O4(g)
Determine o valor de ΔH da dimerização acima, sendo dadas:
Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol
Entalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol
Obrigada pela atenção!!

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Entalpia

  • 1. Termoquímica I Professora: Layssa Ferreira 2º ano Ensino médio Livro: Cap- 16.
  • 2. Lei Zero e a 1ª Lei da termodinâmica (TD) Os estudos realizados até o momento nos permite enunciar as duas primeiras Leis da termodinâmica: Lei Zero da termodinâmica Se dois sistemas (de qualquer tamanho) estão em equilíbrio térmico entre si e um terceiro sistema está em equilíbrio com um dos dois, então ele está em equilíbrio térmico com o outro também.
  • 3. Lei Zero e a 1ª Lei da termodinâmica Estudamos que a temperatura é uma medida da quantidade de energia cinética contida nas partículas de um sistema. Contudo, a temperatura não é uma forma de energia, mas dita o fluxo da mesma, isto é, energia flui de um corpo de maior temperatura para um de menor temperatura. À medida que energia é transferida entre dois sistemas, as duas temperaturas mudam até o ponto em que TA= TB. Neste ponto diz que os dois sistemas estão em equilíbrio térmico.
  • 4. Lei Zero e a 1ª Lei da termodinâmica 1º Lei da termodinâmica  em um sistema isolado, a energia total permanece constante. Isto não significa que o sistema permaneça estático ou imitável. Algo pode estar ocorrendo nele, como uma reação química ou a mistura de dois gases. Mas se o sistema está isolado, sua energia total não muda.
  • 5. Termoquímica • É a parte da química que estuda as trocas de energia em uma reação química. ENERGIA INTERNA • Reação que ocorre com absorção de energia. Ep > Er e ΔE >0 • Reação que ocorre com liberação de energia. Ep < Er e ΔE <0 Er = energia interna dos reagentes Ep = energia dosprodutos
  • 6. Termoquímica EXEMPLO • O calor liberado na queima do gás butano que cozinha os alimentos; C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) +calor • O calor liberado na combustão do álcool ou da gasolina que movimenta os veículos; C2H60(l) + 3O2(g) => 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor Na equação química, o calor é representado junto aos produtos para significar que foi produzido, isto é, liberado para o ambiente durante a reação.
  • 7. Termoquímica ENTALPIA – (H) • O calor é uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da Energia, ela não pode ser criada e nem destruída, pode apenas ser transformada de uma forma para outra. • Portanto a energia: • liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, armazenada nos reagentes, sob uma outra forma; • absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no sistema, armazenada nos produtos, sob uma outra forma. • A energia armazenada nas substâncias - reagentes (Hr) ou produtos (Hp) - dá-se o nome de conteúdo de calor (Q) ou entalpia (H). ΔH = Hp – Hr Q = - ΔH
  • 8. Termoquímica • Cada substância armazena um certo conteúdo de calor, que será alterado quando a substância sofrer uma transformação. • Essas transformações chamadas trocas de calor nas reações químicas se classificam em dois tipos: • reações exotérmicas – liberam calor; • reações endotérmicas - absorvem calor; REAÇÃO EXOTÉRMICA REAÇÃO ENDOTÉRMICA
  • 9. Termoquímica REAÇÃO EXOTÉRMICA – Libera calor Hp < Hr ΔH < 0 Q > 0 C + O2 CO2 + 94kcal C + O2 CO2 ΔH = -94 kcal C + O2 CO2 - kcal
  • 10. Termoquímica REAÇÃO ENDOTÉRMICA – Absorve calor Hp > Hr ΔH > 0 Q < 0 C + 2S CS2 - 19kcal C + 2S CS2 ΔH = +19 kcal - kcal C + O2 CO2 C + 2S CS2 - kcal
  • 12. Termoquímica ESTADO PADRÃO • Ocorre quando uma substância é uma substâncias simples e se encontra à 25 °C de temperatura, pressão de 1 atm ou 760 mmHg, no seu estado físico mais comum e no seu estado alotrópico mais estável; • Essas condições experimentais são chamadas de condições padrão ou estado padrão, e a entalpia, determinada nessas condições, é a entalpia padrão que é igual a zero. • A entalpia padrão á representada por H0. • EXEMPLO: • Substâncias com entalpia padrão zero: 02 gasoso, H2 gasoso, I2 sólido, C grafite, S8 rômbico etc.. • Substâncias com entalpia padrão diferentes de zero: 02 liquido, 03 gasoso, H2 liquido, I2 gasoso, C diamanteetc..
  • 13. Termoquímica TIPOS DE CALOR • Entalpia ou calor de formação: variação de entalpia da reação de formação de 1 mol de uma substância, partindo de reagentes no estado padrão (H = 0). • Entalpia ou calor de neutralização: variação de entalpia da reação de um equivalente-grama de uma base, estando reagente e produtos em solução aquosa em diluição total ou infinita, 25 °C e 1 atm. • Energia de ligação: variação de entalpia que acontece na quebra de um mol de ligações, estando reagentes e produtos no estado gasoso a 25 °C e 1 atm.
  • 14. Termoquímica ENTALPIA OU CALOR DE FORMAÇÃO • A entalpia de formação pode ser positiva ou negativa; ΔH formação = H produtos EXEMPLO: H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔH = -68,3 kcal/mol • O valor ΔH = -68,3 kcal é a entalpia de formação da água (entalpia padrão).
  • 15. Termoquímica ENTALPIA OU CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO • Em uma neutralização a variação de entalpia é sempre negativa, pois toda neutralização é exotérmica. NaCl(aq) + H2O(l) )HCl(aq) + NaOH(aq) ΔH = -13,84 kcal/eq.g • Neutralizando um ácido forte com uma base forte, tem-se variação de entalpia praticamente constante ΔH= - 13,8 kcal/eq.
  • 16. Termoquímica ENERGIA DE LIGAÇÃO • A energia de ligação é sempre positiva, pois a reação é sempre endotérmica, isto porque a o rompimento de ligações é um processo que consome energia. H2(g) 2 H(g) ΔHl = +104,2kcal/mol ligação pode ser determinada• A energia de experimentalmente.
  • 18. Termoquímica LEI DE HESS “O calor liberado ou absorvido numa reação química independe dos estados intermediários pelos quais a reação passa.” • Ou seja, a variação de entalpia de uma reação não depende de estados intermediários: depende apenas dos estados inicial e final da reação; • De acordo com essa lei é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através da soma algébrica de equações químicas.
  • 19. Termoquímica LEI DE HESS – EXEMPLO • A partir das equações é possível determinar a variação de entalpia da reação de formação do metano, CH4, reação essa que não permite medidas calorimétricas precisas de seu calor de reação por ser lenta e apresentar reações secundárias.
  • 20. Termoquímica LEI DE HESS – EXEMPLO • A soma algébrica das reações dadas deve, portanto, resultar na reação de formação do metano, cujo queremos determinar: • No entanto, para obtermos essa equação devemos efetuar as seguintes operações: • multiplicar a reação II por 2, para que o número de mols de H2(g) seja igual a 2, consequentemente o também será multiplicado por 2; • inverter a reação III, para que CH4(g) passe para o segundo membro da equação. Em vista disso, ΔH o também terá seu sinal invertido, isto é, a reação passará a ser endotérmica; • somar algebricamente as equações e as ΔH.
  • 21. Termoquímica LEI DE HESS – EXEMPLO I. C(graf) + O2(g) II. 2 H2(g) + 1O2(g) III. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) 2 H2O(l) CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -393 kJ ΔH = -571 kJ ΔH = + 889,5 kJ
  • 22. Termoquímica LEI DE HESS – EXEMPLO • Assim temos:
  • 23. Termoquímica ENTROPIA (S) • A entropia está associada à ordem ou à desordem de um sistema. Quanto mais desorganizado o sistema, maior será sua entropia; • A entropia, como a energia, é um fator que influencia a espontaneidade de uma reação; DESORDEM = DESORDEM = ENTROPIA (S) = ΔS > 0 ENTROPIA (S) = ΔS < 0 • ΔS é a energia de organização, ou seja, a energia gasta para montar as moléculas dos produtos de uma reação;
  • 24. Termoquímica EXEMPLO: • A evaporação de um líquido: no estado gasoso as moléculas movimentam-se com mais liberdade do que no estado líquido, estão, portanto, mais desorganizadas; • A dissolução de qualquer substância em um liquido: produz um sistema em que a desorganização é maior. • Da mesma forma que para a entalpia, para a determinação da entropia das substâncias foi necessário estabelecer, arbitrariamente, a entropia de algumas substâncias e, a partir disso, construir uma escala relativa de entropias. Estabeleceu- se que uma substância, na forma de um cristal perfeito, a zero Kelvin, tem entropia zero.
  • 26. Termoquímica ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G) • É relação entre a entalpia e entropia e determinam a espontaneidade de uma reação. • São espontâneos os processos que ocorrem com diminuição de entalpia e aumento de entropia. • Não são espontâneos os processos que ocorrem com aumento de entalpia e diminuição de entropia. • A energia livre ou útil mede a energia máxima que o sistema pode liberar em forma de trabalho útil; ΔG = ΔH – T * ΔS ΔG: variação de energia livre do sistema - kcal/mol; ΔH: variação de entalpia - kcal/mol; T:temperatura absoluta – Kelvin; ΔS: variação de entropia – cal/K.mol;
  • 27. Termoquímica ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G) • O sinal do ΔG informa se uma reação é espontânea ou não: • ΔG < 0 O processo é espontâneo (a capacidade do sistema realizar trabalho aumenta); • ΔG > 0 O processo é não-espontâneo (a capacidade do sistema realizar trabalho diminui); • ΔG = 0 O sistema está em equilíbrio;
  • 28. Cinéticaquímica ENERGIA DE ATIVAÇÃO • É a mínima quantidade de energia para que a colisão entre as partículas dos reagentes resulte em reação. É a energia necessária para levar os reagentes ao complexo ativado - estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos. • Quanto menor a energia de ativação maior a velocidade da reação. ENERGIA DE ATIVAÇÃO - EATIVAÇÃO
  • 29. Cinéticaquímica • É o estudo da velocidade das reações químicas; • A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados; • As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis da velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação;
  • 30. Cinéticaquímica CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUANTO A VELOCIDADE • Reações instantâneas: São aquelas reações que ocorrem numa velocidade muito elevada, dificultando a sua determinação. Como exemplo, podemos citar as reações explosivas, reações de precipitação, reações de neutralização de ácido por base, entre outras. • Reações lentas: São as reações que ocorrem numa velocidade muito baixa. • Reações moderadas: São aquelas reações que ocorrem numa velocidade intermediária. A Cinética Química interessa-se principalmente por este tipo de reação, pois a sua velocidade pode ser medida com exatidão.
  • 31. Cinéticaquímica • As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas dependendo da frequência dos choques e da energia das moléculas que se chocam; • Essas duas propriedades variam de acordo com: • Estado dos reagentes; • Temperatura; • Luz; • Pressão • Concentrações dos reagentes; • Concentração dos catalisadores;
  • 32. Cinéticaquímica ESTADO DOS REAGENTES • Numa reação química é necessário que ocorra o rompimento de ligações nos reagentes, para que consequentemente, ocorra a formação de novas ligações nos produtos. • Quanto maior o número de ligações a serem rompidas nos reagentes e quanto mais fortes forem essas ligações, mais lenta será a reação, e vice-versa. TEMPERATURA • O aumento da temperatura faz aumentar a agitação molecular, a energia cinética, o número de partículas com energia maior ou igual à energia de ativação, o número de choques, aumentando a velocidade da reação.
  • 33. Cinéticaquímica LUZ • Sob a presença da luz, muitas reações aceleram a sua velocidade - reações fotoquímicas. • Na grande maioria das reações fotoquímicas, percebe-se a presença de um reagente colorido, denominado componente fotoquimicamente ativo. • Esse reagente possui moléculas que absorvem luz visível, permanecendo ativadas energeticamente, facilitando a reação.
  • 34. Cinéticaquímica PRESSÃO • O aumento da pressão num sistema que contém pelo menos um participante gasoso, implica em diminuir o volume do sistema, aumentando o número de colisões entre os reagentes e, consequentemente, a velocidade da reação.
  • 35. Cinéticaquímica CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES - Lei de Guldberg – Waage • Para uma temperatura determinada, a velocidade de uma reação é proporcional às molaridades dos reagentes com expoentes iguais aos respectivos coeficientes da equação química. aA + bB xX + yY V = K .[A]ᵃ * [B]ᵇ [A] = nA/v [B] = nB/v [A] = molaridade de A – mol/l [B] = molaridade de B – mol/l K =constante - depende da temperatura; • A e B = reagentes gasosos, utilizam-se as pressões parciais: V = K .pAᵃ * pBᵇ
  • 36. Cinéticaquímica CATALISADOR • Substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem ser consumida durante o processo. • Um catalisador reduz a energia de ativação necessária ara formar o complexo ativado e aumenta a velocidade da reação.
  • 37. Cinéticaquímica INIBIDORES DE REAÇÃO • É o oposto do catalisador, pois ele aumenta a energia de ativação e consequentemente reduz a velocidade da reação. • Essa substância reduz e até destrói a ação do catalisador.
  • 38. Cinéticaquímica VELOCIDADE OU RAPIDEZ DE UMA REAÇÃO • É definida como a relação entre a quantidade consumida ou produzida e o intervalo de tempo utilizado para que isso aconteça. Vm = velocidade média da reação. ∆n = variação da quantidade em mols de um componente (em módulo). ∆t = tempo gasto.
  • 40. Cinéticaquímica EXERCÍCIO Seja a reação A + B → C + D, efetuando-se num sistema fechado. A quantidade em mols de C em dois instantes: t1 = 10min → n1 = 2 mol t2 = 20min → n2 = 3 mol A velocidade média será?
  • 41. Equilíbrioquímico EQUILÍBRIO EM UM SISTEMA HOMOGÊNEO (A + B  C + D) = (C + D  A + B) A + B <-> C + D • Numa reação sem reversibilidade representamos com uma seta; já numa reação reversível, representamos com uma dupla seta. • O equilíbrio é atingido quando a velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa. • A principal característica a ser observada num equilíbrio, é que esse equilíbrio é dinâmico, isto é, a reação continua a ocorrer, só que com velocidade direta e inversa equivalente.
  • 42. Equilíbrioquímico CONSTANTE DE EQUILÍBRIO K V1 =V2 aA + bB xX + yY OUKc = [X]ᵡ * [Y]ᵞ [A]ᵃ * [B]ᵇ Kp = pxᵡ * pyᵞ pAᵃ * pBᵇ Kp = Kc * (RT)Δn R = 0,082 - l.atm/K.mol T = Temperatura - Kelvin Δn = (x+y+ ...) – (a+b+...) KC = Concentrações Relação entre KP e Kc: KP =Pressões
  • 43. Equilíbrioquímico DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO – Princípio de Le Chatelier • Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, procurando fugir à ação da força aplicada. • Deslocar um equilíbrio químico significa fazer com que a velocidade da reação direta fique diferente da velocidade da reação inversa – V1 ≠ V2. • O deslocamento da equilíbrio químico é um artifício largamente utilizado nos processos industriais para melhorar a obtenção de determinadas substâncias.
  • 44. Equilíbrioquímico • Pode-se deslocar o equilíbrio de uma reação de três formas: • Aumento de pressão “força” a reação no sentido em que o volume diminui e vice-versa - (Robin); • Aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica e vice-versa - (Van’t Hoff); • Adição de uma substância desloca o equilíbrio no sentido da reação que a consome. A retirada de uma substância desloca o equilíbrio no sentido da reação que a forma - (Guldberg–Wage); EXEMPLO: • Síntese de Haber–Bosch – É a produção da amônia à altíssima temperatura de 500°C, altíssima pressão de 200atm e na presença de ferro como catalisador.
  • 45. Equilíbrioquímico EQUILÍBRIO IÔNICO • Trata-se de um sistema em equilíbrio em que há pelo menos um íon no equilíbrio. • Para reações de ionização em equilíbrio, vale a Lei da Diluição de Ostwald. “A adição de solvente a um eletrólito fraco ou moderado, ou seja, uma diluição, faz que seu grau de ionização ou dissociação aumente tendendo a 100% .“
  • 46. Equilíbrioquímico LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD • É a relação matemática entre a constante de ionização e o grau de ionização de um eletrólito (ácidos, bases). AB⁻ A⁺ + B⁻ Ki = [A⁺] * [B⁻] = M *α² [AB⁻] 1- α Ki = Constante de ionização; M = Concentração molar em mol/L; α = Grau de ionização; Para ácidos: Ka Maior Ka = maior força ácida Para Bases: Kb Maior Kb = maior força básica [A⁺] = M * α [B⁻] = M * α [AB⁻] = M * α
  • 47. Equilíbrioquímico GRAU DE IONIZAÇÃO • É a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número de moléculas inicialmente dissolvidas; α = Número de moléculas ionizadas Número de moléculas dissolvidas
  • 48. Equilíbrioquímico GRAU DE IONIZAÇÃO – EXEMPLO Se colocarmos 1 mol de HCl em 1 litro de água, podemos verificar que, para cada 1 000 moléculas de HCl dissolvidas, 920 sofrem ionização e 80 não ionizam.
  • 49. Equilíbrioquímico PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA - Kw • Para a ionização da água: H2O H⁺ + OH¯ Kw = Ki * [H2O] = [H⁺] * [OH¯] Kw = produto iônico da água à 25 °C – varia com a temperatura; Kw = 1*10¯¹⁴ Ki = [H⁺] * [OH¯] [H2O]
  • 51. Equilíbrioquímico pH e pOH • O pH é o logaritmo da concentração hidrogeniônica com sinal negativo ou o logaritmo do inverso da concentração hidrogeniônica. • É muito conveniente expressar a acidez ou alcalinidade de uma solução por seu pH. pH = -log [H⁺] [H⁺] = M * α A 25 °C: pH + pOH = 14 pOH = -log [OH¯] [OH¯] = M * α Solução neutra pH = pOH = 7 Solução básica pH > 7 e pOH < 7 Solução ácida pH < 7 e pOH > 7
  • 52. Equilíbrioquímico SOLUÇÃO TAMPÃO • Qualquer solução que praticamente não varia de pH quando recebe pequenas quantidades de ácidos ou bases. ÁCIDO BASE
  • 53. Equilíbrioquímico HIDRÓLISE DE SAIS • Quando o sal reage com a água produzindo ácido e base, chamamos tal reação de hidrólise. • É a reação inversa da neutralização. • A constante de hidrólise de um sal deve considerar a equação iônica, estando ionizados os eletrólitos fortes e não-ionizados os eletrólitos fracos. Kh= Ki * [H2O]
  • 54. Equilíbrioquímico HIDRÓLISE DE SAIS - EXEMPLO NH4Cl + H2O HCl + NH4OH NH4⁺ + Cl¯ + H2O H⁺ + Cl¯ + NH4OH Ki = [H⁺] * [NH4OH] [NH4⁺] * [H2O] Kh = [H⁺] * [NH4OH] *[H2O] [NH4⁺] * [H2O] Kh = [H⁺] * [NH4OH] [NH4⁺]
  • 55. EXERCÍCIOS 1. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas moléculas iguais reúnem-se para formar uma única estrutura. 2NO2(g) → N2O4(g) Determine o valor de ΔH da dimerização acima, sendo dadas: Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol Entalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol