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TERMOQUÍMICA A QUÍMICA  DOS EFEITOS  ENERGÉTICOS. Prof. José Roberto
OS PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS DO  CALOR E DO TRABALHO SE APLICAM,  NO ESTUDO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA  E NAS MUDANÇAS DO  ESTADO FÍSICO DE UMA SUBSTÂNCIA.
OBSERVE OS FENÔMENOS pilha
NELES,OCORREM TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS E (OU) QUÍMICAS ENVOLVENDO VÁRIOS TIPOS DE ENERGIA,  INCLUSIVE  ENERGIA TÉRMICA.
CALOR  - energia que flui de um sistema com temperatura mais alta para o outro com temperatura mais baixa. SISTEMA  - tudo aquilo que se reserva do universo  para  estudo. ENERGIA QUÍMICA  - trabalho realizado por um sistema através de reações químicas. ENERGIA  - resultado do movimento e da força gravitacional existentes nas partículas formadoras da matéria. TRABALHO  - deslocamento de um corpo contra uma força  que se opõe a esse deslocamento. CONCEITOS IMPORTANTES
EM UM SISTEMA ISOLADO  A ENERGIA É SEMPRE A MESMA, ELA SE CONSERVA; PODE-SE DIZER ENTÃO QUE  A ENERGIA DO UNIVERSO É CONSTANTE.
ENTALPIA ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA SOB  PRESSÃO CONSTANTE , RESUMIDAMENTE, PODEMOS DIZER QUE É O  CONTÉUDO DE CALOR  DA SUBSTÂNCIA. ENERGIA INTERNA ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA SOB  VOLUME CONSTANTE .
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
EFEITOS ENERGETICOS  NAS REACõES QUÍMICAS 6CO  2  +  6H 2 O      C 6 H 12 O 6   +  6O 2 LUZ CLOROFILA GLICOSE Na fotossíntese ocorre  absorção  de calor Na combustão do etanol ocorre  liberação  de calor 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 ). * as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja, temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm  é o comum) * variedade alotrópica quando existir. Segue alguns exemplos...
REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C (s) +  3 H 2(g)  C 2 H 6(g)    H= – 20,2 kcal 2 C (s) +  3 H 2(g)  C 2 H 6(g) + 20,2 kcal REAÇÃO ENDOTÉRMICA Fe 3 O 4(s)  3 Fe (s) +  2 O 2(g)  H= + 267,0 kcal Fe 3 O 4(s)  3 Fe (s) +  2 O 2(g)   267,0 kcal 
OBSERVE  OS SINAIS OBSERVE  OS SINAIS REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C (s) +  3 H 2(g)  C 2 H 6(g)    H =  –  20,2 kcal 2 C (s) +  3 H 2(g)  C 2 H 6(g) +   20,2 kcal REAÇÃO ENDOTÉRMICA Fe 3 O 4(s)  3 Fe (s) +  2 O 2(g)  H =  +   267,0 kcal Fe 3 O 4(s)  3 Fe (s) +  2 O 2(g)   267,0 kcal 
CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA A  +  B     C  +  D    H R H P H P     ENTALPIA  PRODUTO H R     ENTALPIA  REAGENTE  H      VARIAÇÃO DE  ENTALPIA
  H R H R H P H P   A  +  B     C  +  D  +  CALOR  REAÇÃO EXOTÉRMICA A  +  B  +  CALOR      C  +  D REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Não esqueça: H P     ENTALPIA  PRODUTO H R     ENTALPIA  REAGENTE  H      VARIAÇÃO DE  ENTALPIA
H R H P REAÇÃO EXOTÉRMICA O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO CAMINHO DA REAÇÃO A  +  B     C  +  D  + H R H P > ENTÃO H R H P = +
A  +  B     C  +  D  +  CALOR  REAÇÃO EXOTÉRMICA A  +  B  +  CALOR      C  +  D REAÇÃO   ENDOTÉRMICA
H P H R A  +  B  +     C  +  D  Hr REAÇÃO ENDOTÉRMICA O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO CAMINHO DA REAÇÃO Hp Hr > ENTÃO Hp = +
 H   =  H  (PRODUTOS)   –  H  (REAGENTES) Se  H R      H P    H   >  0  Se  H R   >  H P    H   <  0
 H   =  H  (PRODUTOS)   –  H  (REAGENTES) Se  H R      H P    H   >  0  Se  H R   >  H P    H   <  0  REAÇÃO  ENDOTÉRMICA REAÇÃO  EXOTÉRMICA
H R H P H R H P > Se  H   =  H  (PRODUTOS)   –  H  (REAGENTES)  H   <  0 CAMINHO DA REAÇÃO
H R H P  H   =  H  (PRODUTOS)   –  H  (REAGENTES)  H   <  0 CAMINHO DA REAÇÃO H R H P > Se REAÇÃO  EXOTÉRMICA
H P H R  H   =  H  (PRODUTOS)   –  H  (REAGENTES)  H   >  0 CAMINHO DA REAÇÃO Hp Hr > Se
H P H R Hp Hr > Se  H   =  H  (PRODUTOS)   –  H  (REAGENTES)  H   >  0 REAÇÃO  ENDOTÉRMICA CAMINHO DA REAÇÃO
* 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. OBS.:
 
* A forma alotrópica menos estável tem entalpia maior que zero.
Observe a reação de formação (síntese ) de um mol de água, a 25ºC e 1 atm de pressão. H 2(g)  +  1/2O 2(g)      H 2 O (g) Cálculo da entalpia de formação:  H = H (produtos)  -  H (reagentes)
 H = H (produtos)  –  H (reagentes)  H = Hº H 2 O (l)  –  (   Hº  H 2 (g)   +  1/2   Hº  O 2(g) ) Hº  H 2 (g ) =   Hº  O 2(g)  =  zero  H = Hº H 2 O (l) Hº H 2 O (l) =  – 68,4kcal/mol   COMO e ENTÃO  H =  – 68,4kcal/mol   H 2(g)  +  1/2   O 2(g)      H 2 O (g )   H = ?
 H  = H (produtos)  –  H (reagentes) H 2(g)  +  1/2   O 2(g)      H 2 O (g )   H  = ?  H  = Hº H 2 O (l)  –  (   Hº  H 2 (g)   +  1/2   Hº  O 2(g) ) Hº  H 2 (g ) =   Hº  O 2(g)  =  zero  H  = Hº H 2 O (l) Hº H 2 O (l) =  – 68,4kcal/mol    H  =  – 68,4kcal/mol
 H  = H (produtos)  –  H (reagentes) H 2(g)  +  1/2   O 2(g)      H 2 O (g )   H  =  –68,4kcal/mol    H  = Hº H 2 O (l)  –  (   Hº  H 2 (g)   +  1/2   Hº  O 2(g) ) Hº  H 2 (g ) =   Hº  O 2(g)  =  zero  H  = Hº H 2 O (l) Hº H 2 O (l) =  – 68,4kcal/mol    H  =  – 68,4kcal/mol
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) +  O 2(g)      CO 2(g)   H =  ?  kcal/mol
OBSERVE AS EQUAÇÕES: C (grafite) +  1/2O 2(g)      CO (g)   H = –  26,4kcal/mol CO (g)  +  1/2O 2(g)      CO 2(g)   H = –  67,6kcal/mol
EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA  DAS MESMAS. 1ª etapa:   C (grafite) + 1/2O 2(g)      CO (g)   H 1  = –  26,4kcal/mol 2ª etapa:  CO (g)  +  1/2O 2(g)      CO 2(g)   H 2  = –  67,6kcal/mol  H = –  94,0kcal/mol CONCLUINDO  H  =   H 1  +   H 2  H = –  94,0kcal/mol Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam. Etapa final:  C (grafite) +  O 2(g)      CO 2(g)
1ª etapa  :  C (grafite) + 1/2O 2(g)      CO (g)   H 1  = - 26,4kcal/mol 2ª etapa  :  CO (g)  +  1/2O 2(g)      CO 2(g)   H 2  = - 67,6kcal/mol Etapa final:  C (grafite) +  O 2(g)      CO 2(g)   H = - 94,0kcal/mol Observe que o processo é puramente algébrico.
1ª etapa  :  C (grafite) + 1/2O 2(g)      CO (g)   H 1  = - 26,4kcal/mol 2ª etapa  :  CO (g)  +  1/2O 2(g)      CO 2(g)   H 2  = - 67,6kcal/mol Etapa final:  C (grafite) +  O 2(g)      CO 2(g)   H = - 94,0kcal/mol Observe que o processo é puramente algébrico.  H =   H 1  +   H 2   = - 94,0kcal/mol
Ex 2  - Dadas as equações: C (grafite ) +  O 2(g)      CO 2(g)   H 1  =  –  94,0kcal/mol H 2(g)  +  1/2   O 2(g)    H 2 O (l)   H 2  =  –  68,4kcal/mol C (grafite) +  2H 2(g)      CH 4(g)   H 3  =  –  17,9kcal/mol Calcular a entalpia da reação: CH 4(g)  +  O 2(g)    CO 2(g) +  H 2 O (l)
Resolução: As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modo que a sua soma resulte na equação-problema. C (grafite ) +  O 2(g)      CO 2(g)   H 1  = –  94,0kcal/mol H 2(g)  +  1/2   O 2(g)     H 2 O (l)   H 2  = –  68,4kcal/mol C (grafite) +  2H 2(g)      CH 4(g)   H 3  = –  17,9kcal/mol Equação-problema: I) II) III) Agora vamos identificá-las com algarismos romanos. CH 4(g)  +  O 2(g)    CO 2(g) +  H 2 O (l)
Agora, invertemos a equação  III  de modo a obter o metano (   CH 4  ) como reagente. CH 4(g)     C (grafite) +  2H 2(g)   H 3  =  +  17,9kcal/mol Observe a inversão de sinal do   H 3   Devemos manter a equação   I  pois dessa forma obteremos gás carbônico como produto. C (grafite ) +  O 2(g)      CO 2(g)   H 1  = –  94,0kcal/mol 2 (  H 2(g)  +  1/2   O 2(g)     H 2 O (l)   H 2  =  – 68,4kcal/mol ) Multiplicar por  2  a equação   II   para que os coeficientes fiquem ajustados. 2 H 2(g)  +  O 2(g)     2 H 2 O (l)   H 2  =  – 136,8 kcal/mol O   H 2 também é multiplicado
Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações,  inclusive das variações de entalpia. CH 4(g)      C (grafite) +  2H 2(g)   H 3  =  +  17,9 kcal/mol C (grafite ) +  O 2(g)      CO 2(g)   H 1  =  –  94,0 kcal/mol 2 H 2(g)  +  O 2(g)     2 H 2 O (l)   H 2  =  – 136,8 kcal/mol _____________________________________________________________
CH 4(g)      C (grafite) +  2H 2(g)   H 3  =  +  17,9 kcal/mol C (grafite ) +  O 2(g)      CO 2(g)   H 1  =  –  94,0 kcal/mol 2 H 2(g)  +  O 2(g)     2 H 2 O (l)   H 2  =  – 136,8 kcal/mol _____________________________________________________________ Observe os cortes:  H =   H 1  +   H 2  +   H 3 CH 4(g)  +  2O 2(g)    CO 2(g) +  2H 2 O (l)   H  =  – 212,9 kcal/mol
CALORES  PADRÃO DE FORMAÇÃO  OU ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO  O índice sobrescrito  º  significa estado padrão. O índice subscrito  f  significa formação. . É o calor desenvolvido na formação de um mol de determinado composto, a partir das  substâncias  simples correspondentes no estado padrão. Representa-se por:   H f º
REAÇÃO DE FORMAÇÃO  - é aquela em que um mol de um único  composto é formado a partir de substâncias simples no  estado padrão. Exs.: C (grafite ) +  O 2(g)      CO 2(g) H 2(g)  +  1/2   O 2(g)     H 2 O (l) Os valores de   H   são pré-estabelecidos e encontrados em tabelas, para aqueles compostos que estejam na sua  forma mais estável a 1 atm de pressão, ou seja, no  estado padrão .  1 mol  1 mol 
 
CALOR  PADRÃO DE COMBUSTÃO  OU ENTALPIA-PADRÃO DE COMBUSTÃO  É o calor liberado na combustão total de um mol de uma  substância em que os componentes dessa reação estão no estado-padrão. H 2(g)  +  1/2O 2(g)     H 2 O (l)   H = –68,4kcal/mol C 2 H 5 OH (l)  + 3O 2(g)     2CO 2(g)  + 3H 2 O (l)   H = –325 kcal/mol COMBUSTÃO - reação de uma substância com o oxigênio (O 2 ) em que ocorre liberação de energia.  ( REAÇÃO EXOTÉRMICA )
O PODER CALÓRICO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS A gasolina possui maior poder clalorífico que o álcool.  Para cada litro de gasolina queimado são produzidos  aproximadamente 8000 quilocalorias, enquanto para cada litro de álcool queimado, temos a produção de  aproximadamente 5000 quilocalorias. Veja a tabela de calorias de alguns alimentos, a seguir.
 
CALOR  DE DISSOLUÇÃO OU ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO  É  o calor desenvolvido ( liberado ou absorvido) provocado pela dissolução  de um mol de substância, numa quantidade de água suficiente para se obter uma solução diluída, no  estado padrão . H 2 SO 4 (l)   +  aq     H 2 SO 4 (aq)   H =   – 22,9 kcal/mol   KNO 3(s)  +  aq     KNO 3(aq)   H =  +  8 ,5 kcal/mol
CALOR  DE NEUTRALIZAÇÃO OU ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO  É o calor liberado na neutralização de um equivalente-grama de um ácido por um equivalente-grama de uma base, ambos  em soluções aquosas diluídas, no  estado padrão . HCl (aq)  +  NaOH (aq)      NaCl (aq)  +  H 2 O (l)   H =   –13,8 kcal/eq-g   HNO 3(aq)  +  LiOH (aq)      LiNO 3(aq)  +  H 2 O (l)   H =   –13,8 kcal/eq-g   OBS.: Para ácidos e bases fortes o   H  será sempre o mesmo .
A variação de entalpia de uma reação pode ser  calculada, conhecendo-se apenas as entalpias  de formação dos seus reagentes e produtos.  H =   H (produtos)  –     H (reagentes)
C 3 H 8(g)  + 5O 2(g)     3CO 2(g)  +  4H 2 O (g)   H = ?  – kcal/mol Consultando a tabela de calores de formação: Observe a equação: SUBSTÂNCIAS C 3 H 8(g) CO 2(g) H 2 O (g) O 2(g)  -24,8kcal/mol -94,1kcal/mol -57,8kcal/mol zero
 H =   H (produtos)  –     H (reagentes)  H = [ 3(-94,1) + 4(-57,8)] - (-24,8 + zero)  H =  [ 3  H CO 2(g) +  4  H   H 2 O (g)   ] -   (    H C 3 H 8(g) +   5    H O 2(g)  )    H = - 488,7 kcal/mol
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: H 2 O (l)     2H (g)  +   O (g)   H = ?  kcal/mol 110Kcal 110kcal  H 2 O (l)     2H (g)  +   O (g)   H = 220  kcal/mol O H  H
Observe a reação em que todos os participantes estão no estado gasoso: 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 | C— O — H  +  3/2O 2     O = C = O  +  2H 2 O | H H—
Para formar as ligações intramoleculares do CO 2  e da água,  serão liberadas: 2 mols de  C = O      2  (-7444,0 kJ)  -1 488,0 kJ 2 mols de  H — O      2 ( - 464,0 kJ)  - 928,0 kJ TOTAL LIBERADO   -2 416,0 kJ Cômputo dos produtos: H | C— O — H  +  3/2O 2     O = C = O  +  2H 2 O | H H—
 H =   H (reagentes)  +   H (produtos) O cálculo final será:  H = 2 772,5kJ   +   (- 2 416kJ)  H = 356,5kJ CALOR LIBERADO CALOR ABSORVIDO
A quebra de ligação  envolve absorção de calor Processo endotérmico A formação de ligação  envolve liberação de calor Processo  exotérmico H H — H H —

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  • 1. TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS. Prof. José Roberto
  • 2. OS PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS DO CALOR E DO TRABALHO SE APLICAM, NO ESTUDO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA E NAS MUDANÇAS DO ESTADO FÍSICO DE UMA SUBSTÂNCIA.
  • 4. NELES,OCORREM TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS E (OU) QUÍMICAS ENVOLVENDO VÁRIOS TIPOS DE ENERGIA, INCLUSIVE ENERGIA TÉRMICA.
  • 5. CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura mais alta para o outro com temperatura mais baixa. SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo para estudo. ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema através de reações químicas. ENERGIA - resultado do movimento e da força gravitacional existentes nas partículas formadoras da matéria. TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força que se opõe a esse deslocamento. CONCEITOS IMPORTANTES
  • 6. EM UM SISTEMA ISOLADO A ENERGIA É SEMPRE A MESMA, ELA SE CONSERVA; PODE-SE DIZER ENTÃO QUE A ENERGIA DO UNIVERSO É CONSTANTE.
  • 7. ENTALPIA ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA SOB PRESSÃO CONSTANTE , RESUMIDAMENTE, PODEMOS DIZER QUE É O CONTÉUDO DE CALOR DA SUBSTÂNCIA. ENERGIA INTERNA ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA SOB VOLUME CONSTANTE .
  • 8. O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃO É DENOMINADO CALORIMETRIA. O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É DENOMINADO CALORÍMETRO .
  • 9. 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
  • 10. EFEITOS ENERGETICOS NAS REACõES QUÍMICAS 6CO 2 + 6H 2 O  C 6 H 12 O 6 + 6O 2 LUZ CLOROFILA GLICOSE Na fotossíntese ocorre absorção de calor Na combustão do etanol ocorre liberação de calor ETANOL
  • 11. 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.
  • 12. 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 ). * as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja, temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum) * variedade alotrópica quando existir. Segue alguns exemplos...
  • 13. REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C (s) + 3 H 2(g)  C 2 H 6(g)  H= – 20,2 kcal 2 C (s) + 3 H 2(g)  C 2 H 6(g) + 20,2 kcal REAÇÃO ENDOTÉRMICA Fe 3 O 4(s)  3 Fe (s) + 2 O 2(g) H= + 267,0 kcal Fe 3 O 4(s)  3 Fe (s) + 2 O 2(g)  267,0 kcal 
  • 14. OBSERVE OS SINAIS OBSERVE OS SINAIS REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C (s) + 3 H 2(g)  C 2 H 6(g)  H = – 20,2 kcal 2 C (s) + 3 H 2(g)  C 2 H 6(g) + 20,2 kcal REAÇÃO ENDOTÉRMICA Fe 3 O 4(s)  3 Fe (s) + 2 O 2(g) H = + 267,0 kcal Fe 3 O 4(s)  3 Fe (s) + 2 O 2(g)  267,0 kcal 
  • 15. CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA A + B  C + D   H R H P H P  ENTALPIA PRODUTO H R  ENTALPIA REAGENTE  H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA
  • 16.   H R H R H P H P   A + B  C + D + CALOR REAÇÃO EXOTÉRMICA A + B + CALOR  C + D REAÇÃO ENDOTÉRMICA
  • 17. Não esqueça: H P  ENTALPIA PRODUTO H R  ENTALPIA REAGENTE  H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA
  • 18. H R H P REAÇÃO EXOTÉRMICA O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO CAMINHO DA REAÇÃO A + B  C + D + H R H P > ENTÃO H R H P = +
  • 19. A + B  C + D + CALOR REAÇÃO EXOTÉRMICA A + B + CALOR  C + D REAÇÃO ENDOTÉRMICA
  • 20. H P H R A + B +  C + D Hr REAÇÃO ENDOTÉRMICA O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO CAMINHO DA REAÇÃO Hp Hr > ENTÃO Hp = +
  • 21.  H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) Se H R  H P  H > 0 Se H R > H P  H < 0
  • 22.  H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) Se H R  H P  H > 0 Se H R > H P  H < 0 REAÇÃO ENDOTÉRMICA REAÇÃO EXOTÉRMICA
  • 23. H R H P H R H P > Se  H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)  H < 0 CAMINHO DA REAÇÃO
  • 24. H R H P  H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)  H < 0 CAMINHO DA REAÇÃO H R H P > Se REAÇÃO EXOTÉRMICA
  • 25. H P H R  H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)  H > 0 CAMINHO DA REAÇÃO Hp Hr > Se
  • 26. H P H R Hp Hr > Se  H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)  H > 0 REAÇÃO ENDOTÉRMICA CAMINHO DA REAÇÃO
  • 27. * 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. OBS.:
  • 28.  
  • 29. * A forma alotrópica menos estável tem entalpia maior que zero.
  • 30. Observe a reação de formação (síntese ) de um mol de água, a 25ºC e 1 atm de pressão. H 2(g) + 1/2O 2(g)  H 2 O (g) Cálculo da entalpia de formação:  H = H (produtos) - H (reagentes)
  • 31.  H = H (produtos) – H (reagentes)  H = Hº H 2 O (l) – ( Hº H 2 (g) + 1/2 Hº O 2(g) ) Hº H 2 (g ) = Hº O 2(g) = zero  H = Hº H 2 O (l) Hº H 2 O (l) = – 68,4kcal/mol COMO e ENTÃO  H = – 68,4kcal/mol H 2(g) + 1/2 O 2(g)  H 2 O (g )  H = ?
  • 32.  H = H (produtos) – H (reagentes) H 2(g) + 1/2 O 2(g)  H 2 O (g )  H = ?  H = Hº H 2 O (l) – ( Hº H 2 (g) + 1/2 Hº O 2(g) ) Hº H 2 (g ) = Hº O 2(g) = zero  H = Hº H 2 O (l) Hº H 2 O (l) = – 68,4kcal/mol  H = – 68,4kcal/mol
  • 33.  H = H (produtos) – H (reagentes) H 2(g) + 1/2 O 2(g)  H 2 O (g )  H = –68,4kcal/mol  H = Hº H 2 O (l) – ( Hº H 2 (g) + 1/2 Hº O 2(g) ) Hº H 2 (g ) = Hº O 2(g) = zero  H = Hº H 2 O (l) Hº H 2 O (l) = – 68,4kcal/mol  H = – 68,4kcal/mol
  • 34. 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) + O 2(g)  CO 2(g)  H = ? kcal/mol
  • 35. OBSERVE AS EQUAÇÕES: C (grafite) + 1/2O 2(g)  CO (g)  H = – 26,4kcal/mol CO (g) + 1/2O 2(g)  CO 2(g)  H = – 67,6kcal/mol
  • 36. EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA DAS MESMAS. 1ª etapa: C (grafite) + 1/2O 2(g)  CO (g)  H 1 = – 26,4kcal/mol 2ª etapa: CO (g) + 1/2O 2(g)  CO 2(g)  H 2 = – 67,6kcal/mol  H = – 94,0kcal/mol CONCLUINDO  H =  H 1 +  H 2  H = – 94,0kcal/mol Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam. Etapa final: C (grafite) + O 2(g)  CO 2(g)
  • 37. 1ª etapa : C (grafite) + 1/2O 2(g)  CO (g)  H 1 = - 26,4kcal/mol 2ª etapa : CO (g) + 1/2O 2(g)  CO 2(g)  H 2 = - 67,6kcal/mol Etapa final: C (grafite) + O 2(g)  CO 2(g)  H = - 94,0kcal/mol Observe que o processo é puramente algébrico.
  • 38. 1ª etapa : C (grafite) + 1/2O 2(g)  CO (g)  H 1 = - 26,4kcal/mol 2ª etapa : CO (g) + 1/2O 2(g)  CO 2(g)  H 2 = - 67,6kcal/mol Etapa final: C (grafite) + O 2(g)  CO 2(g)  H = - 94,0kcal/mol Observe que o processo é puramente algébrico.  H =  H 1 +  H 2 = - 94,0kcal/mol
  • 39. Ex 2 - Dadas as equações: C (grafite ) + O 2(g)  CO 2(g)  H 1 = – 94,0kcal/mol H 2(g) + 1/2 O 2(g)  H 2 O (l)  H 2 = – 68,4kcal/mol C (grafite) + 2H 2(g)  CH 4(g)  H 3 = – 17,9kcal/mol Calcular a entalpia da reação: CH 4(g) + O 2(g)  CO 2(g) + H 2 O (l)
  • 40. Resolução: As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modo que a sua soma resulte na equação-problema. C (grafite ) + O 2(g)  CO 2(g)  H 1 = – 94,0kcal/mol H 2(g) + 1/2 O 2(g)  H 2 O (l)  H 2 = – 68,4kcal/mol C (grafite) + 2H 2(g)  CH 4(g)  H 3 = – 17,9kcal/mol Equação-problema: I) II) III) Agora vamos identificá-las com algarismos romanos. CH 4(g) + O 2(g)  CO 2(g) + H 2 O (l)
  • 41. Agora, invertemos a equação III de modo a obter o metano ( CH 4 ) como reagente. CH 4(g)  C (grafite) + 2H 2(g)  H 3 = + 17,9kcal/mol Observe a inversão de sinal do  H 3 Devemos manter a equação I pois dessa forma obteremos gás carbônico como produto. C (grafite ) + O 2(g)  CO 2(g)  H 1 = – 94,0kcal/mol 2 ( H 2(g) + 1/2 O 2(g)  H 2 O (l)  H 2 = – 68,4kcal/mol ) Multiplicar por 2 a equação II para que os coeficientes fiquem ajustados. 2 H 2(g) + O 2(g)  2 H 2 O (l)  H 2 = – 136,8 kcal/mol O  H 2 também é multiplicado
  • 42. Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações, inclusive das variações de entalpia. CH 4(g)  C (grafite) + 2H 2(g)  H 3 = + 17,9 kcal/mol C (grafite ) + O 2(g)  CO 2(g)  H 1 = – 94,0 kcal/mol 2 H 2(g) + O 2(g)  2 H 2 O (l)  H 2 = – 136,8 kcal/mol _____________________________________________________________
  • 43. CH 4(g)  C (grafite) + 2H 2(g)  H 3 = + 17,9 kcal/mol C (grafite ) + O 2(g)  CO 2(g)  H 1 = – 94,0 kcal/mol 2 H 2(g) + O 2(g)  2 H 2 O (l)  H 2 = – 136,8 kcal/mol _____________________________________________________________ Observe os cortes:  H =  H 1 +  H 2 +  H 3 CH 4(g) + 2O 2(g)  CO 2(g) + 2H 2 O (l)  H = – 212,9 kcal/mol
  • 44. CALORES PADRÃO DE FORMAÇÃO OU ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO O índice sobrescrito º significa estado padrão. O índice subscrito f significa formação. . É o calor desenvolvido na formação de um mol de determinado composto, a partir das substâncias simples correspondentes no estado padrão. Representa-se por:  H f º
  • 45. REAÇÃO DE FORMAÇÃO - é aquela em que um mol de um único composto é formado a partir de substâncias simples no estado padrão. Exs.: C (grafite ) + O 2(g)  CO 2(g) H 2(g) + 1/2 O 2(g)  H 2 O (l) Os valores de  H são pré-estabelecidos e encontrados em tabelas, para aqueles compostos que estejam na sua forma mais estável a 1 atm de pressão, ou seja, no estado padrão . 1 mol  1 mol 
  • 46.  
  • 47. CALOR PADRÃO DE COMBUSTÃO OU ENTALPIA-PADRÃO DE COMBUSTÃO É o calor liberado na combustão total de um mol de uma substância em que os componentes dessa reação estão no estado-padrão. H 2(g) + 1/2O 2(g)  H 2 O (l)  H = –68,4kcal/mol C 2 H 5 OH (l) + 3O 2(g)  2CO 2(g) + 3H 2 O (l)  H = –325 kcal/mol COMBUSTÃO - reação de uma substância com o oxigênio (O 2 ) em que ocorre liberação de energia. ( REAÇÃO EXOTÉRMICA )
  • 48. O PODER CALÓRICO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS A gasolina possui maior poder clalorífico que o álcool. Para cada litro de gasolina queimado são produzidos aproximadamente 8000 quilocalorias, enquanto para cada litro de álcool queimado, temos a produção de aproximadamente 5000 quilocalorias. Veja a tabela de calorias de alguns alimentos, a seguir.
  • 49.  
  • 50. CALOR DE DISSOLUÇÃO OU ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO É o calor desenvolvido ( liberado ou absorvido) provocado pela dissolução de um mol de substância, numa quantidade de água suficiente para se obter uma solução diluída, no estado padrão . H 2 SO 4 (l) + aq  H 2 SO 4 (aq)  H = – 22,9 kcal/mol KNO 3(s) + aq  KNO 3(aq)  H = + 8 ,5 kcal/mol
  • 51. CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO OU ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO É o calor liberado na neutralização de um equivalente-grama de um ácido por um equivalente-grama de uma base, ambos em soluções aquosas diluídas, no estado padrão . HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H 2 O (l)  H = –13,8 kcal/eq-g HNO 3(aq) + LiOH (aq)  LiNO 3(aq) + H 2 O (l)  H = –13,8 kcal/eq-g OBS.: Para ácidos e bases fortes o  H será sempre o mesmo .
  • 52. A variação de entalpia de uma reação pode ser calculada, conhecendo-se apenas as entalpias de formação dos seus reagentes e produtos.  H =  H (produtos) –  H (reagentes)
  • 53. C 3 H 8(g) + 5O 2(g)  3CO 2(g) + 4H 2 O (g)  H = ? – kcal/mol Consultando a tabela de calores de formação: Observe a equação: SUBSTÂNCIAS C 3 H 8(g) CO 2(g) H 2 O (g) O 2(g)  -24,8kcal/mol -94,1kcal/mol -57,8kcal/mol zero
  • 54.  H =  H (produtos) –  H (reagentes)  H = [ 3(-94,1) + 4(-57,8)] - (-24,8 + zero)  H = [ 3  H CO 2(g) + 4  H H 2 O (g) ] - (  H C 3 H 8(g) + 5  H O 2(g) )  H = - 488,7 kcal/mol
  • 55. 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
  • 56. Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos: H 2 O (l)  2H (g) + O (g)  H = ? kcal/mol 110Kcal 110kcal H 2 O (l)  2H (g) + O (g)  H = 220 kcal/mol O H H
  • 57. Observe a reação em que todos os participantes estão no estado gasoso: 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 | C— O — H + 3/2O 2  O = C = O + 2H 2 O | H H—
  • 58. Para formar as ligações intramoleculares do CO 2 e da água, serão liberadas: 2 mols de C = O  2 (-7444,0 kJ) -1 488,0 kJ 2 mols de H — O  2 ( - 464,0 kJ) - 928,0 kJ TOTAL LIBERADO -2 416,0 kJ Cômputo dos produtos: H | C— O — H + 3/2O 2  O = C = O + 2H 2 O | H H—
  • 59.  H =  H (reagentes) +  H (produtos) O cálculo final será:  H = 2 772,5kJ + (- 2 416kJ)  H = 356,5kJ CALOR LIBERADO CALOR ABSORVIDO
  • 60. A quebra de ligação envolve absorção de calor Processo endotérmico A formação de ligação envolve liberação de calor Processo exotérmico H H — H H —