Post on 18-Apr-2015
TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICAÉ o estudo do calor É o estudo do calor
envolvido nas reações envolvido nas reações químicasquímicas..
TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICAÉ o estudo do calor É o estudo do calor
envolvido nas reações envolvido nas reações químicasquímicas..
A Termoquímica tem como objetivo o estudo das variações de energia
que acompanham as reações químicas.
Não há reação química que ocorra sem variação de energia !
A energia é conservativa. Não pode ser criada ou destruída. Apenas transformada !
TER
MO
QU
ÍMIC
A
TERMOQUÍMICA
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Em função da energia envolvida as reações podem ser de dois tipos:
I - Exotérmicas: liberam energia.
• processos de combustão, respiração animal.
II - Endotérmicas: absorvem energia.
• fotossíntese, cozimento dos alimentos.
Classificação das reações termoquímicas
Classificação das reações químicas:–Exotérmicas reações que
produzem calor (o calor gerado é um produto)
–Endotérmicas reações que absorvem calor (o calor absorvido é um reagente)
Reações exotérmicas aquecem os arredores –Devido calor liberado ao ambiente.
Reações endotérmiocas esfriam os arredores –Devido absorção de calor do ambiente.
Classificação das reações químicas:–Exotérmicas reações que
produzem calor (o calor gerado é um produto)
–Endotérmicas reações que absorvem calor (o calor absorvido é um reagente)
Reações exotérmicas aquecem os arredores –Devido calor liberado ao ambiente.
Reações endotérmiocas esfriam os arredores –Devido absorção de calor do ambiente.
1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante.Como não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (∆H).
ΔH = H final – H inicial
2. REAÇÃO EXOTÉRMICA: ∆H <O. Libera calor.
∆H= H produtos – H reagentes H produtos < H reagentes
C3H
8
C3H
8
++5O25O2 2043kJ 2043kJ3CO23CO2 4H2O4H2O++ ++
Reação Exotérmica ΔH < 0Reação Exotérmica ΔH < 0
TER
MO
QU
ÍMIC
ARepresentações gráficas (1)
Combustão do etanol - exotérmica
H2 < H1
H = H2 - H1
H < 0
CALOR LIBERADO
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1368kJ
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) - 1368kJ 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2 CO2(g)+3 H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ
Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo do lado dos produtos ou sinal negativo ao lado dos reagentes. Mas normalmente o ∆H<O é citado após a equação.
NH4NO3+H2O+ 752kJ NH4OH+HNO3
NH4NO3+H2O+ 752kJ NH4OH+HNO3
Reação Endotérmica ΔH > 0 Reação Endotérmica ΔH > 0
3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA:
Absorve calor. ∆H>O.
∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos > Hreagentes.
C(s) + H2O(g) + 31,4 kcal CO(g) + H2(g)
C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal
Na Reação Endotérmica o calor aparece com sinal positivo do lado dos reagentes ou o ∆H >O é citado após a equação.
REAGENTES
PRODUTOS
C(s) + H2O(g)
CO(g) + H2(g)
TER
MO
QU
ÍMIC
ARepresentações gráficas (2)
Fotossíntese - endotérmica
H2 > H1
H = H2 - H1
H > 0
CALOR ABSORVIDO
I. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) + 285,8 kJ
II. 1/2 H2(g) + 1/2 Cℓ2(g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ
III. 1/2 H2(g) + 1/2 F2(g) HF (g) + 268,6 kJ
IV. H2(g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C2H2 (g) V. 2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol
TER
MO
QU
ÍMIC
A
As variações de energia, nas reações químicas, manifestam-se sob a forma
de calor (geralmente) e luz liberada ou absorvida.
A origem da energia envolvida numa reação química decorre, basicamente, de um novo arranjo para as ligações
químicas.
O conteúdo de energia armazenado, principalmente na forma de ligações é chamado de
ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e simbolizado por H (heat).
TER
MO
QU
ÍMIC
AComo pode ser medido o calor de reação ?
Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro, que nada mais é do que uma garrafa térmica (figura 1).
Para reações de combustão utiliza-se uma bomba calorimétrica (figura 2).
figura 1 - calorímetro figura 2 - bomba calorimétrica
Nos dois casos o calor é transferido
para uma massa de água e obtido a
partir da expressão
Q = m . c . T
TER
MO
QU
ÍMIC
AEquações termoquímicas (requisitos)
1. Equação química ajustada.
H0 Entalpia padrão: medida à 250 C e 1 atm.
4. Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o H.
3. Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produto formado ou reagente consumido.
2. Indicação dos estados físicos e alotrópicos• (quando for o caso) dos componentes.
TER
MO
QU
ÍMIC
A• Estados alotrópicos mais comuns
Carbono
Grafite Diamante
Enxofre
Rômbico Monoclínico
Rômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Estados alotrópicos mais comuns
Fósforo
Oxigênio
Vermelho
O2O3 (ozônio)
Branco
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Tipos de Entalpias ou Calores de Reação
1. Entalpia ou Calor de Formação.
2. Entalpia ou Calor de Decomposição.
3. Entalpia de Combustão.
4. Entalpia de Dissolução.
5. Entalpia de Neutralização.
6. Entalpia ou Energia de Ligação.
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Entalpia de Formação (Hf)
Corresponde à energia envolvida na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples, no estado alotrópico mais comum.
Exemplos
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) Hf = - 285,5 kJ/mol
C(grafite) + O2(g) CO2(g) Hf = - 393,3 kJ/mol
1/2N2(g) + 1/2 O2(g) NO(g) Hf = + 45,9 kJ/mol
Entalpia de formação de substâncias simples é nula !
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Entalpia de Decomposição
Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação de uma substância.
Exemplos
H2O(l H2(g) + 1/2 O2(g) H = + 285,5 kJ/mol
CO2(g) C(grafite) + O2(g) H = + 393,3 kJ/mol
NO(g) 1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) H = - 45,9 kJ/mol
Observe que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico !
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Entalpia de Combustão
Corresponde à energia liberada na reação de 1 mol de substância (combustível) com O2
puro (comburente).
Se o combustível for material orgânico (C,H e O) a combustão pode ser de dois tipos:
I - Completa: os produtos são CO2 e H2O.
II - Incompleta: além dos produtos acima forma-se, também, CO e/ou C (fuligem).
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Combustão completa CHAMA AZUL
CH4 + 2O2 CO2 + H2O H = - 889,5 kJ/mol
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O H = - 1.400 kJ/mol
Na combustão incompleta a chama é alaranjada.
A combustão do C também é a formação do CO2 !
TER
MO
QU
ÍMIC
AEntalpia de Dissolução
Corresponde ao calor liberado ou absorvido na dissolução (às vezes seguida de dissociação) de
1 mol de substância de tal modo que pela adição de quantidades crescentes de água, seja
alcançado um limite a partir do qual não há mais liberação ou absorção de calor.
Exemplos
H2SO4(l) + aq (2 mols) H2SO4(aq) H = - 28,0 kJ/mol
H2SO4(l) + aq (100 mols) H2SO4(aq) H = - 84,4 kJ/mol
NH4NO3(s) + aq NH4+NO3
-(aq) H = + 26,3kJ/mol
TER
MO
QU
ÍMIC
AEntalpia de Neutralização
Corresponde ao calor liberado na formação de 1 mol de água, a
partir da neutralização de 1 mol de íons H+ por 1 mol de íons OH-,
em solução aquosa diluída.
Exemplos
HCl + NaOH NaCl + H2O H - 58,0 kJ/mol
HNO3 + KOH KNO3 + H2O H - 58,0 kJ/mol
Na reação de ácidos fortes com bases fortes a variação de entalpia é aproximadamente constante pois a reação é
sempre: H+ + OH- H2O !
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Entalpia ou Energia de Ligação
É a quantidade de calor absorvida na quebra de 6,02.1023 ligações de determinada
espécie, supondo as substâncias no estado gasoso, à 250 C.
A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico enquanto a formação de ligações
será sempre exotérmico.
Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de ligações (H > 0) e nos produtos ocorrerá
formação de ligações (H < 0) .
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Exemplos de energias de ligação
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Cálculo de entalpia a partir das ligações
Calcular a variação de entalpia na reação:
2 H - H(g) + O = O(g) 2 H - O - H(g)
H reagentes = 2 . 435,5 + 497,8 = + 1.368,8 kJ
H produtos = - (4 . 462,3) = - 1.849,2 kJ
H reação = - 480,4 kJ ou - 240,2 kJ/mol
A variação de entalpia da reação será obtida pela soma algébrica das entalpias acima:
H reação = H reagentes + H produtos
H reação = + 1.368,8 + (- 1.849,2)
TER
MO
QU
ÍMIC
A LEI DE HESS
TER
MO
QU
ÍMIC
A
A Lei de Hess, também conhecida como Lei da Soma dos Calores de Reação, demonstra que a variação de entalpia de uma reação química não depende do modo ou caminho
como a mesma é realizada e sim do estado inicial (reagentes) e estado
final (produtos) .
TER
MO
QU
ÍMIC
A
A Lei de Hess pode ser demonstrada a partir do seguinte exemplo:
Caminho 2
C(graf.) + ½ O2(g) CO(g) H2 = - 280,6 kJ
CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) H3 = - 112,8 kJ
A entalpia final será H2 + H3
Caminho 1
C(graf.) + O2(g) CO2(g) H1 = - 393,4 kJ
Somando as duas equações resulta:
C(graf.) + O2(g) CO2(g) H1 = - 393,4 kJ
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Exemplo
Calcular a variação de entalpia envolvida na combustão de 1 mol de CH4(g), expressa por:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)
sabendo que:
1) Hformação CH4(g) = - 74,82 kJ/mol
2) Hformação CO2(g) = - 393,4 kJ/mol
3) Hformação H2O(l) = - 285,5 kJ/mol
TER
MO
QU
ÍMIC
A
Solução
Desenvolvendo as equações relativas à formação dos componentes:
1. formação do CH4
C + 2 H2 CH4 H1 = - 74,82 kJ/mol
2. formação do CO2
C + O2 CO2 H2 = - 393,4 kJ/mol
3. formação da H2O
H2 + ½ O2 H2O H3 = - 285,5 kJ/mol
TER
MO
QU
ÍMIC
ASolução
Aplicando a Lei de Hess, para obter a combustão do CH4 deveremos:
a) inverter a equação de formação do CH4 ;
CH4 C + 2H2 H = + 74,82 kJ
b) utilizar da forma apresentada a equação de
formação do CO2 ;
C + O2 CO2 H = - 393,4 kJ
c) utilizar a equação de formação da água
multiplicada por 2 (inclusive a entalpia) 2H2 + O2 2H2O H = - 571,0 kJ
TER
MO
QU
ÍMIC
ASolução
1) CH4 C + 2H2 H = + 74,82 kJ
2) C + O2 CO2 H = - 393,4 kJ
3) 2H2 + O2 2H2O H = - 571,0 kJ
que somadas, resulta
A variação da entalpia será:
HRQ = + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0)
HRQ = - 889,58 kJ/mol de CH4
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)
38Utilizando entalpias de Utilizando entalpias de formaçãoformação
Utilizando entalpias de Utilizando entalpias de formaçãoformação
Quando Quando TODASTODAS entalpias de entalpias de
formação forem conhecidas: formação forem conhecidas: Podes prever qual o Podes prever qual o ∆H da reação?∆H da reação?
∆∆HHoo = = ∆H ∆Hffoo (produtos) (produtos)
- - ∆H ∆Hffoo (reagentes)(reagentes)
∆∆HHoo = = ∆H ∆Hffoo (produtos) (produtos)
- - ∆H ∆Hffoo (reagentes)(reagentes)
Lembre-se que ∆ sempre = final – inicial
39
EXERCÍCIO 2EXERCÍCIO 2EXERCÍCIO 2EXERCÍCIO 2
Calcule o calor de combustão do metanolCalcule o calor de combustão do metanol
CHCH33OH(g) + 3/2 OOH(g) + 3/2 O22(g) (g) CO CO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(g)O(g)
∆∆HHoo = = ∆H ∆Hffoo
(prod) - (prod) - ∆H ∆Hffoo
(reag)(reag)
TER
MO
QU
ÍMIC
AAplicações da Lei de Hess
1. Previsão de calores de reação, a partir de
entalpias conhecidas.
2. Determinação do poder calorífico de com-
bustíveis automotivos e alimentos.
Exemplos
Octano (gasolina) = 47,8 kJoule/grama
Etanol (álcool comum) = 44,7 kJoule/grama
Metano (GNV) = 49,0 kJoule/grama
Glicose (carbohidrato) = 17,5 kJoule/grama
Lipídio (gorduras) = 38,6 kJoule/grama