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E M Í ICA
     T R OQUM
A QUÍMICA
        E O ESTUDO DA ENERGIA.




                   Prof. DANIELA MARTINS
pilha
OBSERVE OS
FENÔMENOS
NELES,OCORREM TRANSFORMAÇÕES
       FÍSICAS E (OU) QUÍMICAS
ENVOLVENDO VÁRIOS TIPOS DE ENERGIA,
    INCLUSIVE ENERGIA TÉRMICA.
CONCEITOS IMPORTANTES

 SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo
           para estudo.

 ENERGIA - resultado do movimento existentes
 nas partículas da matéria.

ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema
                  através de reações químicas.

CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura
        mais alta para o outro com temperatura mais baixa.

TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força
           que se opõe a esse deslocamento.
O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃO
       É DENOMINADO CALORIMETRIA.

O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É
         DENOMINADO CALORÍMETRO.
CALORIA é a quantidade de energia necessária
para aumentar de 1ºC a temperatura de 1 g de água.

JOULE é a quantidade de energia necessária para
deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso,
fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo.

               1 cal = 4,18 J
              1 kcal = 1000 cal
                1 kJ = 1000 J
E E OSE R ÉICOS NA R A E QUM S
           F IT NE GT       S E CÕ S Í ICA

 Na fotossíntese ocorre absorção de calor

6CO 2 + 6H2O         →
                     LUZ

                   CLOROFILA
                               C6H12O6 + 6O2
                                GLICOSE




 Na combustão do etanol ocorre liberação de calor

C 2H 5OH + 3O2          →
                        2CO 2 + 3H 2O
 ETANOL
A TERMOQUÍMICA ESTUDA AS MUDANÇAS
TÉRMICAS ENVOLVIDAS NAS REAÇÕES QUÍMICAS



     * Quando envolve liberação de calor, denomina-se
       REAÇÃO EXOTÉRMICA.


     * Quando envolve absorção de calor, denomina-se
       REAÇÃO ENDOTÉRMICA.
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a representação de uma reação química em que
está
especificado:
         * o estado físico de todas as substâncias.
        * o balanceamento da equação.
        * a variação de calor da reação ( ∆H ).
        * variedade alotrópica quando existir.
        * as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja,
          temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum)

Segue alguns exemplos...
REAÇÃO EXOTÉRMICA

  2 C(s) + 3 H 2(g) → C2 H6(g)   ∆ H= – 20,2 kcal
 2 C(s) + 3 H 2(g) → C2 H6(g) + 20,2 kcal


REAÇÃO ENDOTÉRMICA

 Fe3 O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O 2(g) ∆ H= + 267,0 kcal

 Fe3 O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O 2(g) −267,0 kcal
CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA


     
     A + B

         HR
               →
                     
                    C + D

                       HP

    HP   ⇒ ENTALPIA PRODUTO

    HR   ⇒ ENTALPIA REAGENTE

    ∆H   ⇒ VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Não esqueça:



   HP   ⇒ ENTALPIA PRODUTO


   HR   ⇒ ENTALPIA REAGENTE


   ∆H   ⇒ VARIAÇÃO DE ENTALPIA
REAÇÃO EXOTÉRMICA


A   +    B     →           C      +     D      +

                    HR = HP              +
          ENTÃO     HR > HP

    HR
                                    O SENTIDO DA SETA
                                 SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
                                     PARA O PRODUTO

    HP

             CAMINHO DA REAÇÃO
REAÇÃO EXOTÉRMICA


A + B   →   C + D + CALOR


   REAÇÃO ENDOTÉRMICA


A + B + CALOR →     C + D
REAÇÃO ENDOTÉRMICA


A   +    B +                    →      C     +     D

                   Hp = Hr              +
          ENTÃO    Hp > Hr

    HP
                                       O SENTIDO DA SETA
                                    SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
                                        PARA O PRODUTO

    HR

            CAMINHO DA REAÇÃO
∆H = H      (PRODUTOS)   – H   (REAGENTES)




Se HR   <   HP           ∆H    >   0
        REAÇÃO ENDOTÉRMICA



Se HR > HP               ∆H    <   0
        REAÇÃO EXOTÉRMICA
∆H = H     (PRODUTOS)      – H     (REAGENTES)




                                           REAÇÃO
      Se     HR > HP                     EXOTÉRMICA


 HR
                          ∆H   <   0
 HP

      CAMINHO DA REAÇÃO
∆H = H    (PRODUTOS)      – H   (REAGENTES)




                                       REAÇÃO
       Se    Hp > Hr                 ENDOTÉRMICA


 HP
                           ∆H    >   0
 HR

      CAMINHO DA REAÇÃO
OBS.:

* Convencionou-se entalpia zero para determinadas
 substâncias simples, em razão de não ser possível
 medir o valor real da entalpia de uma substância.

   * Foram escolhidas condições-padrão para
         estabelecer medidas relativas.


    * Terá entalpia zero qualquer substância
      simples que se apresente nos estados
         físico e alotrópico mais comum,
            a 25ºC e 1atm de pressão.
ENTALPIA ZERO        ENTALPIA MAIOR QUE
    Hº = 0              ZERO Hº     >0
H2(g), N2(g) e etc            ---
  O2(g)                   O3(g)
  C(grafite)              C(diamante)
   S(rômbico)             S(monoclínico)
  P(vermelho)             P(branco)




                                           parana@svn.com.br
ENTALPIA ZERO        ENTALPIA MAIOR QUE
    Hº = 0              ZERO Hº     >0
H2(g), N2(g) e etc            ---
  O2(g)                   O3(g)
  C(grafite)              C(diamante)
   S(rômbico)             S(monoclínico)
  P(vermelho)             P(branco)


  * A forma alotrópica menos estável
      tem entalpia maior que zero.
CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA

                        LEI DE HESS
A entalpia de uma reação depende apenas dos estados iniciais
 e finais da reação, não depende dos estados intermediários,
     ou seja a reação é a mesma para uma ou mais etapas.


  Ex. 1 - Cálculo da entalpia da reação de formação do gás carbônico:


       C(grafite)+ O2(g) →   CO2(g)   ∆H = ? kcal/mol
OBSERVE AS EQUAÇÕES:



C(grafite)+ 1/2O2(g) → CO(g)   ∆H = – 26,4kcal/mol



CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g) ∆H = – 67,6kcal/mol
EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA DAS MESMAS.


   Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam.


1ª etapa: C(grafite)+ 1/2O2(g) → CO(g)        ∆H1 = – 26,4kcal/mol

2ª etapa: CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g)           ∆H2 = – 67,6kcal/mol


  Etapa final: C(grafite)+ O2(g) →   CO2(g)    ∆H = – 94,0kcal/mol

      CONCLUINDO
                       ∆H = ∆H1 + ∆H2
                       ∆H = – 94,0kcal/mol
Ex 2 - Dadas as equações:

 C(grafite )+ O2(g) → CO2(g)   ∆H1 = – 94,0kcal/mol
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)     ∆H2 = – 68,4kcal/mol

 C(grafite)+ 2H2(g) → CH4(g)   ∆H3 = – 17,9kcal/mol

Calcular a entalpia da reação:

CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l)
Resolução:
As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modo
que a sua soma resulte na equação-problema.
Agora vamos identificá-las com algarismos romanos.

 I) C(grafite )+ O2(g) →   CO2(g)    ∆H1 = – 94,0kcal/mol

 II) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)       ∆H2 = – 68,4kcal/mol

III) C(grafite)+ 2H2(g) → CH4(g)     ∆H3 = – 17,9kcal/mol
   Equação-problema:


   CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+         H2O(l)
Devemos manter a equação I pois dessa forma
obteremos gás carbônico como produto.
 C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0kcal/mol
Multiplicar por 2 a equação II para que os coeficientes
fiquem ajustados.

  (
 2 H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)       ∆H2 = – 68,4kcal/mol            )
   2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)       ∆H2 = – 136,8 kcal/mol
                                      O ∆H2 também é multiplicado
Agora, invertemos a equação III de modo a obter o
metano ( CH4 ) como reagente.
               Observe a inversão de sinal do ∆H3

   CH4(g) → C(grafite)+   2H2(g)   ∆H3 = + 17,9kcal/mol
Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações,
   inclusive das variações de entalpia.


 C(grafite )+ O2(g) → CO2(g)    ∆H1 = – 94,0 kcal/mol

 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)      ∆H2 = – 136,8 kcal/mol

  CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g)    ∆H3 = + 17,9 kcal/mol
_____________________________________________________________
Observe os cortes:


 C(grafite )+ O2(g) → CO2(g)    ∆H1 = – 94,0 kcal/mol

 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)      ∆H2 = – 136,8 kcal/mol

  CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g)    ∆H3 = + 17,9 kcal/mol
_____________________________________________________________

 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g)+ 2H2O(l) ∆H = – 212,9 kcal/mol

             ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
ENERGIA DE LIGAÇÃO

É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UM MOL DE
LIGAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA NO ESTADO GASOSO.


EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias
                      110kcal.
    Para romper um de ligação H – C são necessárias
                      100kcal.
    Para romper um de ligação O = O são necessárias
                      118kcal.
                           .
                * esses valores são tabelados
Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos:



    H2O(l) → 2H(g) + O(g) ∆H = ? kcal/mol

      110kcal                   110Kcal
                     O
                 H       H

     H2O(l) → 2H(g) + O(g) ∆H = 220 kcal/mol
Observe a reação em que todos os participantes estão
no estado gasoso:

       H
       |
   H— C— O — H       +   3/2O2   →   O = C = O + 2H2O
      |
      H

 Para romper as ligações intramoleculares do metanol e do
 oxigênio, serão absorvidos, para:
 1 mol de O — H ⇒ +464,0 kj                    + 464,0 kj
 1 mol de C — O ⇒ +330,0 kj                    + 330,0 kj
 3 mols de C — H ⇒ 3 (+413,0 kj)               + 1239,0 kj
 3/2 mols de O = O ⇒ 3/2 (+493,0 kj)           + 739,5 kj
                      TOTAL ABSORVIDO         + 2772,5 kj
H
       |
   H— C— O — H      +   3/2O2   →   O = C = O + 2H2O
      |
      H
Para formar as ligações intramoleculares do CO2 e da água,
serão liberadas:

2 mols de C = O ⇒ 2 (-7444,0 kj)              -1 488,0 kj
2 mols de H — O ⇒ 2.2 ( - 464,0 kj)           -1 856,0 kj
                        TOTAL LIBERADO        -3 344,0 kj
O cálculo final será:



 ∆H = ∆H(reagentes)       +   ∆H(produtos)

∆H = 2 772,5kj            +   (- 3344,0kj)
  CALOR
ABSORVIDO                                     CALOR
                                             LIBERADO


∆H = -571,5kj
A quebra de ligação envolve
     absorção de calor
                                 Processo
                                endotérmico
        H   —   H
                                 Processo
                                exotérmico


A formação de ligação envolve
      liberação de calor

         H— H
CRÉDITOS
 IR. MARINEZ ROSSATO
   Diretora Administrativa
 IR. ROSELI T. HART
   Diretora Pedagógica
 RITA RANGEL
   Coord. Pedagógica Geral
 ÁTILA ANDERSON D. AZEVEDO
  Coord. de Ciências, Química e Biologia
 DANIELA V. MARTINS
Professora de Química 2ªs e 3ªs séries - EM
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA

 CANTO, Eduardo Leite, TITO, Francisco Miragaia
 Peruzzo. Química na Abordagem do Cotidiano, 4 ª
 Edição – São Paulo: Moderna, 2006 - V. 1 Química
 Geral e Inorgânica.
FELTRE, Ricardo Arissa. Fundamentos da Química, 5ª
 Edição – São Paulo: Moderna, 2005 – Volume Único.
 www.agamenonquimica.com

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Termoquimica1

  • 1. E M Í ICA T R OQUM A QUÍMICA E O ESTUDO DA ENERGIA. Prof. DANIELA MARTINS
  • 3. NELES,OCORREM TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS E (OU) QUÍMICAS ENVOLVENDO VÁRIOS TIPOS DE ENERGIA, INCLUSIVE ENERGIA TÉRMICA.
  • 4. CONCEITOS IMPORTANTES SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo para estudo. ENERGIA - resultado do movimento existentes nas partículas da matéria. ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema através de reações químicas. CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura mais alta para o outro com temperatura mais baixa. TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força que se opõe a esse deslocamento.
  • 5. O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃO É DENOMINADO CALORIMETRIA. O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É DENOMINADO CALORÍMETRO.
  • 6. CALORIA é a quantidade de energia necessária para aumentar de 1ºC a temperatura de 1 g de água. JOULE é a quantidade de energia necessária para deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso, fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo. 1 cal = 4,18 J 1 kcal = 1000 cal 1 kJ = 1000 J
  • 7. E E OSE R ÉICOS NA R A E QUM S F IT NE GT S E CÕ S Í ICA Na fotossíntese ocorre absorção de calor 6CO 2 + 6H2O → LUZ CLOROFILA C6H12O6 + 6O2 GLICOSE Na combustão do etanol ocorre liberação de calor C 2H 5OH + 3O2 → 2CO 2 + 3H 2O ETANOL
  • 8. A TERMOQUÍMICA ESTUDA AS MUDANÇAS TÉRMICAS ENVOLVIDAS NAS REAÇÕES QUÍMICAS * Quando envolve liberação de calor, denomina-se REAÇÃO EXOTÉRMICA. * Quando envolve absorção de calor, denomina-se REAÇÃO ENDOTÉRMICA.
  • 9. EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA É a representação de uma reação química em que está especificado: * o estado físico de todas as substâncias. * o balanceamento da equação. * a variação de calor da reação ( ∆H ). * variedade alotrópica quando existir. * as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja, temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum) Segue alguns exemplos...
  • 10. REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C(s) + 3 H 2(g) → C2 H6(g) ∆ H= – 20,2 kcal 2 C(s) + 3 H 2(g) → C2 H6(g) + 20,2 kcal REAÇÃO ENDOTÉRMICA Fe3 O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O 2(g) ∆ H= + 267,0 kcal Fe3 O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O 2(g) −267,0 kcal
  • 11. CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA  A + B HR →  C + D HP HP ⇒ ENTALPIA PRODUTO HR ⇒ ENTALPIA REAGENTE ∆H ⇒ VARIAÇÃO DE ENTALPIA
  • 12. Não esqueça: HP ⇒ ENTALPIA PRODUTO HR ⇒ ENTALPIA REAGENTE ∆H ⇒ VARIAÇÃO DE ENTALPIA
  • 13. REAÇÃO EXOTÉRMICA A + B → C + D + HR = HP + ENTÃO HR > HP HR O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO HP CAMINHO DA REAÇÃO
  • 14. REAÇÃO EXOTÉRMICA A + B → C + D + CALOR REAÇÃO ENDOTÉRMICA A + B + CALOR → C + D
  • 15. REAÇÃO ENDOTÉRMICA A + B + → C + D Hp = Hr + ENTÃO Hp > Hr HP O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO HR CAMINHO DA REAÇÃO
  • 16. ∆H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) Se HR < HP ∆H > 0 REAÇÃO ENDOTÉRMICA Se HR > HP ∆H < 0 REAÇÃO EXOTÉRMICA
  • 17. ∆H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) REAÇÃO Se HR > HP EXOTÉRMICA HR ∆H < 0 HP CAMINHO DA REAÇÃO
  • 18. ∆H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) REAÇÃO Se Hp > Hr ENDOTÉRMICA HP ∆H > 0 HR CAMINHO DA REAÇÃO
  • 19. OBS.: * Convencionou-se entalpia zero para determinadas substâncias simples, em razão de não ser possível medir o valor real da entalpia de uma substância. * Foram escolhidas condições-padrão para estabelecer medidas relativas. * Terá entalpia zero qualquer substância simples que se apresente nos estados físico e alotrópico mais comum, a 25ºC e 1atm de pressão.
  • 20. ENTALPIA ZERO ENTALPIA MAIOR QUE Hº = 0 ZERO Hº >0 H2(g), N2(g) e etc --- O2(g) O3(g) C(grafite) C(diamante) S(rômbico) S(monoclínico) P(vermelho) P(branco) parana@svn.com.br
  • 21. ENTALPIA ZERO ENTALPIA MAIOR QUE Hº = 0 ZERO Hº >0 H2(g), N2(g) e etc --- O2(g) O3(g) C(grafite) C(diamante) S(rômbico) S(monoclínico) P(vermelho) P(branco) * A forma alotrópica menos estável tem entalpia maior que zero.
  • 22. CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA LEI DE HESS A entalpia de uma reação depende apenas dos estados iniciais e finais da reação, não depende dos estados intermediários, ou seja a reação é a mesma para uma ou mais etapas. Ex. 1 - Cálculo da entalpia da reação de formação do gás carbônico: C(grafite)+ O2(g) → CO2(g) ∆H = ? kcal/mol
  • 23. OBSERVE AS EQUAÇÕES: C(grafite)+ 1/2O2(g) → CO(g) ∆H = – 26,4kcal/mol CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g) ∆H = – 67,6kcal/mol
  • 24. EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA DAS MESMAS. Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam. 1ª etapa: C(grafite)+ 1/2O2(g) → CO(g) ∆H1 = – 26,4kcal/mol 2ª etapa: CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g) ∆H2 = – 67,6kcal/mol Etapa final: C(grafite)+ O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94,0kcal/mol CONCLUINDO ∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = – 94,0kcal/mol
  • 25. Ex 2 - Dadas as equações: C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0kcal/mol H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H2 = – 68,4kcal/mol C(grafite)+ 2H2(g) → CH4(g) ∆H3 = – 17,9kcal/mol Calcular a entalpia da reação: CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l)
  • 26. Resolução: As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modo que a sua soma resulte na equação-problema. Agora vamos identificá-las com algarismos romanos. I) C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0kcal/mol II) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H2 = – 68,4kcal/mol III) C(grafite)+ 2H2(g) → CH4(g) ∆H3 = – 17,9kcal/mol Equação-problema: CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l)
  • 27. Devemos manter a equação I pois dessa forma obteremos gás carbônico como produto. C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0kcal/mol Multiplicar por 2 a equação II para que os coeficientes fiquem ajustados. ( 2 H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H2 = – 68,4kcal/mol ) 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H2 = – 136,8 kcal/mol O ∆H2 também é multiplicado Agora, invertemos a equação III de modo a obter o metano ( CH4 ) como reagente. Observe a inversão de sinal do ∆H3 CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g) ∆H3 = + 17,9kcal/mol
  • 28. Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações, inclusive das variações de entalpia. C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0 kcal/mol 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H2 = – 136,8 kcal/mol CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g) ∆H3 = + 17,9 kcal/mol _____________________________________________________________
  • 29. Observe os cortes: C(grafite )+ O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94,0 kcal/mol 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H2 = – 136,8 kcal/mol CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g) ∆H3 = + 17,9 kcal/mol _____________________________________________________________ CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g)+ 2H2O(l) ∆H = – 212,9 kcal/mol ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
  • 30. ENERGIA DE LIGAÇÃO É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA NO ESTADO GASOSO. EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias 110kcal. Para romper um de ligação H – C são necessárias 100kcal. Para romper um de ligação O = O são necessárias 118kcal. . * esses valores são tabelados
  • 31. Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos: H2O(l) → 2H(g) + O(g) ∆H = ? kcal/mol 110kcal 110Kcal O H H H2O(l) → 2H(g) + O(g) ∆H = 220 kcal/mol
  • 32. Observe a reação em que todos os participantes estão no estado gasoso: H | H— C— O — H + 3/2O2 → O = C = O + 2H2O | H Para romper as ligações intramoleculares do metanol e do oxigênio, serão absorvidos, para: 1 mol de O — H ⇒ +464,0 kj + 464,0 kj 1 mol de C — O ⇒ +330,0 kj + 330,0 kj 3 mols de C — H ⇒ 3 (+413,0 kj) + 1239,0 kj 3/2 mols de O = O ⇒ 3/2 (+493,0 kj) + 739,5 kj TOTAL ABSORVIDO + 2772,5 kj
  • 33. H | H— C— O — H + 3/2O2 → O = C = O + 2H2O | H Para formar as ligações intramoleculares do CO2 e da água, serão liberadas: 2 mols de C = O ⇒ 2 (-7444,0 kj) -1 488,0 kj 2 mols de H — O ⇒ 2.2 ( - 464,0 kj) -1 856,0 kj TOTAL LIBERADO -3 344,0 kj
  • 34. O cálculo final será: ∆H = ∆H(reagentes) + ∆H(produtos) ∆H = 2 772,5kj + (- 3344,0kj) CALOR ABSORVIDO CALOR LIBERADO ∆H = -571,5kj
  • 35. A quebra de ligação envolve absorção de calor Processo endotérmico H — H Processo exotérmico A formação de ligação envolve liberação de calor H— H
  • 36. CRÉDITOS  IR. MARINEZ ROSSATO Diretora Administrativa  IR. ROSELI T. HART Diretora Pedagógica  RITA RANGEL Coord. Pedagógica Geral  ÁTILA ANDERSON D. AZEVEDO Coord. de Ciências, Química e Biologia  DANIELA V. MARTINS Professora de Química 2ªs e 3ªs séries - EM
  • 37. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA  CANTO, Eduardo Leite, TITO, Francisco Miragaia Peruzzo. Química na Abordagem do Cotidiano, 4 ª Edição – São Paulo: Moderna, 2006 - V. 1 Química Geral e Inorgânica. FELTRE, Ricardo Arissa. Fundamentos da Química, 5ª Edição – São Paulo: Moderna, 2005 – Volume Único.  www.agamenonquimica.com