TERMOQUÍMICA

29/03/2012

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CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA

DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL II

DOCENTE: Hygor R. Oliveira

[email protected]

A Sociedade moderna

Energia para a sua existência

depende de

Quase toda a energia de que dependemos é

derivada de reações químicas:

Nos alimentos para produzir a energia necessária para a

manutenção de nossas funções biológicas.

INTRODUÇÃO INTRODUÇÃO

Queimamos combustíveis fósseis (carvão, petróleo, gás

natural) para produzir a maior parte da energia que nos

transporta de um lugar para outro. ( automóvel, Trem, avião)

Reações Químicas

Alimentos e combustíveis

Que envolvem

Liberam

ENERGIA

A quebra da água em hidrogênio e oxigênio

Absorção de Energia

Demanda

Por outro lado:

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Processos Químicos

Realizar Trabalho

podem

TERMODINÂMICA

( Thérme : calor , Dy ’ namis : energia )

O ESTUDO DA ENERGIA E SUAS TRANSFORMAÇÕES

INICIO: REVOLUÇÃO INDUSTRIAL

(Quando as relações entre calor, trabalho e conteúdo energético

de combustíveis foram estudados no esforço de se maximizar o

desempenho dos motores a vapor.)

TERMOQUÍMICA

ESTUDA as relações entre

reações químicas e variações de

energia envolvendo calor.

TERMODINÂMICA

TERMOQUÍMICA

TERMODINÂMICA ENERGIATRABALHO

CALOR

A) Trabalho é a energia usada para fazer

com que um objeto se mova.

B) Calor é a energia usada para fazer com

que a temperatura de um objeto aumente.

ENERGIA CINÉTICA

É a energia de movimento.

Os átomos e moléculas têm massa e estão em

movimento. Portanto, eles têm energia cinética, apesar

de ela não se tão aparente quanto a energia cinética de

objeto maiores.

ENERGIA POTENCIAL

Surge quando há uma força operando no objeto e a força

mais conhecida é a gravidade.

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Energia potencial

alta ( mgh).

A energia potencial é

convertida em energia

cinética.

ENERGIA ELETROSTÁTICA

ÁTOMOS E MOLÉCULAS

ENERGIA ELETROSTÁTICA

possuem

Que surge

Das Interações entre partículas carregadas

Um dos Objetivos da Química

Relacionar as variações de energia que vemos o mundo

macroscópico com a energia cinética ou potencial das

substâncias em nível atômico ou molecular.

Muitas substâncias, por exemplo, combustíveis, liberam

energia quando reagem.

A energia química dessas substância deve-se à energia

potencial acumulada nos arranjos dos átomos da

substância.

Não há reação química que

ocorra sem variação de energia !

A energia é conservativa. Não pode ser

criada ou destruída. Apenas transformada !

1ª Lei da Termodinâmica

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).

Unidades de medidas.

JOULE (J) no SI

Quilojoules (KJ)

1 J = 1 Kg m2 / s2

1 caloria (cal): quantidade de energia necessária para elevar 1ºC a

temperatura de 1 g de água.

1 cal = 4,184 J

1 kcal = 1000 cal

1 kJ = 1000 J

Calorias

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

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

ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistemaatravés de reações químicas.

ENERGIA - resultado do movimento e da forçagravitacional existentes nas partículasformadoras 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 SUBSTÂNCIASOB PRESSÃO CONSTANTE, RESUMIDAMENTE, PODEMOSDIZER QUE É O CONTÉUDO DE CALOR DA SUBSTÂNCIA.

ENERGIA INTERNA

ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIASOB VOLUME CONSTANTE.

22

O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃOÉ DENOMINADO CALORIMETRIA.

O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É DENOMINADO CALORÍMETRO.

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

CALORÍMETRO SISTEMAS E VIZINHANÇAS

Mudanças de Energia

Uma parte do universo limitada

e bem definida

envolvem

http://www.fmboschetto.it/images/scienza/calorimetro2.jpg

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Parte selecionada para ser estudada

Sistema

Chama-se

Vizinhança

Todo resto

Chama-se

Mudanças de estado físico de uma substância;

Reações químicas;

Durante a dissolução de uma substância;

Em função da energia envolvida as

reações podem ser de dois tipos:

I - Exotérmicas: transfere calor para

a vizinhança.

• processos de combustão, respiração animal.

II - Endotérmicas: absorve calor da

vizinhança.

• fotossíntese, cozimento dos alimentos.

CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES

TERMOQUÍMICAS

Representações gráficas (1)

Combustão do etanol - exotérmica

H2

< H1

H = H2

- H1

H < 0

CALOR LIBERADO

Fotossíntese - endotérmica

H2

> H1

H = H2

- H1

H > 0

CALOR ABSORVIDO

Representações gráficas (2)

É a representação de uma reação química em que estáespecificado:

* 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...

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

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ESTADOS ALOTRÓPICOS MAIS

COMUNS

Carbono

Grafite Diamante

Enxofre

RômbicoMonoclínico

Rômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização

Fósforo

Oxigênio

Vermelho

O2

O3

(ozônio)

Branco

ESTADOS ALOTRÓPICOS MAIS

COMUNS

REAÇÃO EXOTÉRMICA

2 C(s) + 3 H2(g) C2H6(g) H= – 20,2 kcal

2 C(s) + 3 H2(g) C2H6(g) + 20,2 kcal

REAÇÃO ENDOTÉRMICA

Fe3O4(s) 3 Fe(s) + 2 O2(g) H= + 267,0 kcal

Fe3O4(s) 3 Fe(s) + 2 O2(g) - 267,0 kcal

2 C(s) + 3 H2(g) C2H6(g) H = – 20,2 kcal

2 C(s) + 3 H2(g) C2H6(g) + 20,2 kcal

Fe3O4(s) 3 Fe(s) + 2 O2(g) H = + 267,0 kcal

Fe3O4(s) 3 Fe(s) + 2 O2(g) - 267,0 kcal

OBSERVE

OS SINAIS

OBSERVE

OS SINAIS



35

A + B C + D + CALOR


A + B + CALOR C + D


HR

HR

HP

HP

36

ENTALPIA ZERO

Hº = 0ENTALPIA MAIOR QUE

ZERO Hº 0

H2(g), N2(g) e etc

O2(g)

C(grafite)

S(rômbico)

P(vermelho)

---

O3(g)

C(diamante)

S(monoclínico)

P(branco)

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37

ENTALPIA ZERO

Hº = 0ENTALPIA MAIOR QUE

ZERO Hº 0

H2(g), N2(g) e etc

O2(g)

C(grafite)

S(rômbico)

P(vermelho)

---

O3(g)

C(diamante)

S(monoclínico)

P(branco)

* A forma alotrópica menos estáveltem entalpia maior que zero.

38

Observe a reação de formação (síntese )de um mol de água, a 25ºC e 1 atm de pressão.

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g)

Cálculo da entalpia de formação:

H = H(produtos) - H(reagentes)

39

H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)

Se HR HP H > 0

Se HR > HP H < 0

40


Se HR HP H > 0

Se HR > HP H < 0



41

HR

HP

HR HP

>Se


H < 0

CAMINHO DA REAÇÃO42

HR

HP

HR HP>Se


H < 0


CAMINHO DA REAÇÃO

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43

HP

HR

Hp Hr>Se


H > 0

CAMINHO DA REAÇÃO44

HP

HR

Hp Hr>Se


H > 0


CAMINHO DA REAÇÃO

45

* Convencionou-se entalpia zero para determinadassubstâncias simples, em razão de não ser possívelmedir o valor real da entalpia de uma substância.

* Foram escolhidas condições-padrão paraestabelecer 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.:

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.

Tipos de Entalpias ou Calores de

Reação

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)H

f= - 285,5 kJ/mol

C(grafite)

+ O2(g)

CO2(g)

Hf= - 393,3 kJ/mol

1/2 N2(g)

+ 1/2 O2(g)

NO(g)

Hf= + 45,9 kJ/mol

Entalpia de formação de substâncias simples é nula !

48

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 dedeterminado composto, a partir das substâncias

simples correspondentes no estado padrão.

Representa-se por: Hfº

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SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol) SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol)

H2O(v) -57,8 NH3(g) -11,0

H2O(l) -68,4 HF(g) -64,2

H2O(s) -69,8 HCl(g) -22,1

CO(g) -26,4 HBr(g) -8,7

CO2(g) -94,1 HI(g) -6,2

CH4(g) -17,9 HNO3(l) -41,5

H3COH(l) -57,0 C12H22O11(s) -531,5

C2H5OH(l) -66,4 NaCl(s) -98,5

ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO

50

H = H(produtos) – H(reagentes)

H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g ) H = ?

H = HºH2O(l) – (Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))

Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero

H = HºH2O(l) HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol

COMO

eENTÃO

H = – 68,4kcal/mol

51

LEI DE HESSA 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.

CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA

52

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

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

C(grafite)+ O2(g) CO2(g) H = ? kcal/mol

53

EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA DAS MESMAS.

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


CONCLUINDOH = H1 + H2


Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam.

Etapa final: C(grafite)+ O2(g) CO2(g)

[email protected],br 54

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)

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10

55

As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modoque a sua soma resulte na equação-problema.


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

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

Equação-problema:

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g)+ 2H2O(l)

I)

II)

III)

Agora vamos identificá-las com algarismos romanos.

Resolução:

Não esqueça de

balancear a equação!!!!!

56

Agora, invertemos a equação III de modo a obter ometano ( CH4 ) como reagente.

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

Observe a inversão de sinal do H3

Devemos manter a equação I pois dessa forma obteremos gás carbônico como produto.


2( H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H2 = -68,4kcal/mol)

Multiplicar por 2 a equação II para que os coeficientesfiquem ajustados.

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

O H2 também é multiplicado

57

Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações, inclusive das variações de entalpia.

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

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


_____________________________________________________________

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

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


_____________________________________________________________

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

Observe os cortes:

H = H1 + H2 + H3

Entalpia de Decomposição

Pode ser considerada como a entalpia

inversa à de formação de uma

substância.

Exemplos

H2O

(l H

2(g)+ 1/2 O

2(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 !

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).

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Combustão completa CHAMA AZUL

CH4

+ 2O2 CO

2+ H

2O H = - 889,5 kJ/mol

C3H

8+ 5O

2 3CO

2+ 4H

2O H = - 1.400 kJ/mol

Na combustão incompleta a chama

é alaranjada.

A combustão do C também é

a formação do CO2

!

62

A gasolina possui maior poder clalorífico que o álcool. Para cada litro de gasolina queimado são produzidos

aproximadamente 8000 quilocalorias, enquanto para cadalitro de álcool queimado, temos a produção de

aproximadamente 5000 quilocalorias.

Veja a tabela de calorias de alguns alimentos, a seguir.

O PODER CALÓRICO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS

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ALIMENTO Kcal/g ALIMENTO kcal/g

Cerveja 0,3 Feijão 3,5

Leite 0,7 Arroz 3,6

Peixe carne branca 0,8 Queijo prato 3,7

Batata 1,1 Carne de vaca 3,9

Ovos 1,6 Açúcar 3,9

Sorvete 1,7 Farinha de soja 4,3

Frango 2,3 Chocolate 5,2

Pão branco 2,3 Amendoim 5,6

Bife 2,7 Carne de porco 5,8

Milho 3,4 Manteiga 7,5

64

A variação de entalpia de uma reação pode ser calculada, conhecendo-se apenas as entalpias de formação dos seus reagentes e produtos.



C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) H = ? – kcal/mol

Consultando a tabela de calores de formação:

SUBSTÂNCIAS

C3H8(g)

CO2(g)

H2O(g)

O2(g)

H

-24,8kcal/mol-94,1kcal/mol-57,8kcal/mol

zero

Observe a equação:

66


H = [ 3(-94,1) + 4(-57,8)] - (-24,8 + zero)

H = [3HCO2(g)+ 4H H2O(g) ] - (HC3H8(g)+ 5HO2(g) )

H = - 488,7 kcal/mol

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Entalpia 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

H2SO

4(l)+ aq H

2SO

4(aq)H = - 22,9 kJ/mol

NH4NO

3(s)+ aq NH

4

+NO

3

-

(aq)H = + 26,3kJ/mol

Entalpia 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- H

2O !

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) .

Exemplos de energias de ligação

71

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

EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias 462,3kJ.

Para romper um de ligação H – C são necessárias 412,9kJ.

Para romper um de ligação O = O são necessárias 744,0kJ.

.* esses valores são tabelados

ENERGIA DE LIGAÇÃO

72

Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos:

H2O(l) 2H(g) + O(g) H = ? kJ/mol

O

H H

462,3 kJ

H2O(l) 2H(g) + O(g) H = 924,6 kJ/mol

462,3 kJ

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73

Observe a reação em que todos os participantes estãono estado gasoso:

H|

C— O — H + 3/2O2 O = C = O + 2H2O

|H

H—

Para romper as ligações intramoleculares do metanol e dooxigênio, serão absorvidos, para:

1 mol de O — H +464,0 kj + 464,0 kj1 mol de C — O +330,0 kj + 330,0 kj3 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 kj74

H|

C— O — H + 3/2O2 O = C = O + 2H2O

|H

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 kj2 mols de H — O 2 ( - 464,0 kj) - 928,0 kj

TOTAL LIBERADO -2 416,0 kj

Produtos:


H = H(reagentes) + H(produtos)

O cálculo final será:

H = 2 772,5kj + (- 2 416kj)

H = 356,5kj

CALORLIBERADO

CALORABSORVIDO

76

A quebra de ligação envolveabsorção de calor

Processoendotérmico

A formação de ligação envolveliberação de calor

Processo exotérmico

H H—

H H—

TERMOQUÍMICA

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