Termoquímica: calor e os processos químicos

Profa. Claudia

Termoquímica:

1)calor e unidades para expressá-lo

2)Entalpia e variação de entalpia

3)A lei de Hess

4)Estado-padrão

5)Entalpia padrão de combustão

6)Entalpia padrão de formação

7)Energia de ligação

TERMOQUÍMICA

Termoquímica:

É a parte da Química que estuda as variações de energia queacompanham as reações químicas.

A energia tranferida entre dois corpos (ou entrediferentes partes de um mesmo corpo) que têmtemperaturas diferentes é denominada calor ouenergia.

Conceito de calor

A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da energia com a matéria. Assim como nas mudanças de estado físico, as transformações da matéria ocorrem com absorção ou liberação de energia.

Absorção de calor:

Os Processos que absorvem calor são denominados de processos endotérmicos.

Os Processos que liberam calor são denominados de processos exotérmicos.

-Sistema aberto- Sistema Fechado- Sistema Fechado e isolado

Nas reações químicas ocorrem tanto a ruptura como aformação de ligações intramoleculares.

Para determinar se um processo é exo ou endotérmico, deve-se considerar:

A energia absorvida para a ruptura das ligações reagentesA energia liberada na formação das ligações dos produtos

O saldo energético entre elas indica se o processo libera ouabsorve energia.

Entalpia e variação de entalpia

Entalpia de reação é a energia absorvida ou liberada emuma reação.

No Sistema Internacional de Unidades a unidade daentalpia é o joule (J), e esta grandeza é geralmenterepresentada pelo símbolo H.

A variação de entalpia é representado pelo símbolo Δ H.

Só é possível calcular o valor do ΔH se forem

conhecidas as entalpias absolutas dos reagentes (HR) e

dos produtos (HP): .

Reação endotérmica

Reação exotérmica

Exercícios01)Analise a figura abaixo, assinale (V) ou (F), nas proposiçõesabaixo, com base na reação química de combustão do gáshidrogênio.

( ) Ocorre liberação de calor, ou seja, o processo é exotérmico.( ) Ocorre absorção de calor, ou seja, o processo é endotérmico.( ) Os reagentes ganham calor ao se

converter em água.( ) O calor envolvido na formação de180 g de água é de 2.416 kJ.( ) Hprodutos > Hreagentes

Exercícios01)Analise a figura abaixo, assinale (V) ou (F), nas proposiçõesabaixo, com base na reação química de combustão do gáshidrogênio.

( V ) Ocorre liberação de calor, ou seja, o processo é exotérmico.( F ) Ocorre absorção de calor, ou seja, o processo é endotérmico.( F ) Os reagentes ganham calor ao se

converter em água.( V ) O calor envolvido na formação dede 180 g de água é de 2.416 kJ.( F ) Hprodutos > Hreagentes

04.(Mackenzie-SP)

Fe2O3(s) + 3 C(s) + 491,5 kJ 2 Fe(s) + 3 CO(g)

Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, segundo a equação acima, assinale V ou F:

( ) é uma reação endotérmica.( ) é uma reação exotérmica.( ) A energia absorvida é 491,5 kj( ) A energia liberada é de 491,5kj

04.(Mackenzie-SP)

Fe2O3(s) + 3 C(s) + 491,5 kJ 2 Fe(s) + 3 CO(g)

Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, segundo a equação acima, assinale V ou F:

( V ) é uma reação endotérmica.( F ) é uma reação exotérmica.( V ) A energia absorvida é 491,5 kj( F ) A energia liberada é de 491,5kj

05. Assinale V ou F:

Fe2O3(s) + 3 C(s) 2 Fe(s) + 3 CO(g)

( ) é uma reação endotérmica.( ) é uma reação exotérmica.( ) A energia absorvida é 491,5 kj( ) A energia liberada é de 491,5kj( ) A Hprod < Hreag( ) ΔH > 0

ΔH = 491,5 kJ

05. Assinale V ou F:

Fe2O3(s) + 3 C(s) 2 Fe(s) + 3 CO(g)

( V ) é uma reação endotérmica.( F ) é uma reação exotérmica.( V ) A energia absorvida é 491,5 kj( F ) A energia liberada é de 491,5kj( F ) A Hprod < Hreag( V ) ΔH > 0

ΔH = 491,5 kJ

Equação termoquímica

Nela devem constar o valor da entalpia e todos os fatores que nela influem no seu valor:

Estado físicoPressãoTemperaturaVariedade alotrópica

Ex:

Cgrafite + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 392,9 kJ/mol

(a 25°C e 1 atm)

Fatores que influenciam no ΔH

O calor absorvido ou liberado por quaisquer reaçõesquímicas será diferente se modificarmos as condições emque forem realizadas.

Quantidades de reagentes e produtos

O valor do ∆H é determinado pelas quantidades dosreagentes.

Estado físico

A variação de entalpia depende do estado físico dosreagentes e produtos. Uma mesma substância apresentaentalpias diferentes em estados físicos diferentes, a uma mesmatemperatura.

H H2O vapor > H H2O liquido > H H2O sólido

Estado alotrópico

A variação de entalpia assume valores diferentes conforme o estado alotrópico dos reagentes e produtos.

Ex.:

Cgraf + O2(g) CO2(g) ∆H= -393,5kj

Cdiam + O2(g) CO2(g) ∆H= -395,4kj

Alotropia

A alotropia é um fenômeno associado à ocorrência de

um mesmo elemento em distintas formas denominadas

variedades alotrópicas. Geralmente, a alotropia ocorre devido a

estruturas cristalinas diferentes no sólido ou atomicidade.

Forma alotrópica

C grafite C diamante, C fulereno

O2 O3

S rômbico S monoclínico

P branco P vermelho

Alotropos de Carbono:

Diamante, grafite e fulereno, são as formas alotrópicas do

elemento químico carbono.

Estas substâncias diferem entre si pela estrutura cristalina.

Até a metade da década de 1980, só eram conhecidos dois

alótropos do carbono: o duro, incolor e valioso diamante, e a escura,

quebradiça e pouco valiosa grafite.

C fulereno:

Essa nova variedade era bem diferente das outras duas. Em

vez de cristais com uma infinidade de átomos unidos (como o diamante

e a grafite), o novo alótropo é constituído por moléculas com 60 átomos

de carbono (C60). Também foram produzido fulerenos em forma de

tubos cilíndricos, chamados nanotubos.

Alótropos do Oxigênio:

O gás oxigênio e ozônio diferem na atomicidade, isto é, no

número de átomos que forma a molécula.

O oxigênio existe no ar atmosférico, sendo um gás

indispensável à nossa respiração. O ozônio é um gás que envolve a

atmosfera terrestre, protegendo-nos dos raios ultravioleta. Sua

ocorrência também se dá na troposfera, em pequenas concentrações.

No entanto, em razão da ação humana e dos níveis de poluentes, sua

concentração tem aumentado o que interfere diretamente na qualidadedo ar e, consequentemente na saúde humana e do meio ambiente.

Alótropos do Fósforo: as variedades alotrópicas mais comuns

deste elemento são o fósforo vermelho e o fósforo branco, que

diferem entre si pela atomicidade. O fósforo branco é guardado

imerso em água, pois, se exposto ao ar, sofre combustão

espontânea.

P4 (n)

Alótropos do Enxofre:

Enxofre rômbico e enxofre monoclínico, que diferem um

do outro pela estrutura cristalina.

Essas duas variações são formadas por moléculas com

oito átomos e são representadas pela fórmula S8, embora os

cristais das duas variedades sejam diferentes.

Estabilidade dos alótropos

A grafite entende-se como sendo mais estável que diamante,

o gás oxigênio é mais estável que ozônio. Isso acontece porque as

formas alotrópicas mais estáveis estão presentes na natureza em

maior quantidade.

Forma alotrópica

Mais estável Menos estável

Cgrafite Cdiamante, Cfulereno

O2 O3

Srômbico Smonoclínico

Pbranco Pvermelho

Estado padrão (H°)

O estado padrão está associado à forma alotrópica maisestável e seu estado físico mais comum a 298K (25°C) detemperatura e pressão de 1 atm. Nessas condições,convencionou-se que a substância possui entalpia igual a zero.

Entalpia = 0 C (graf), O2(g), S romb, Cl2(g), H2(g), Fe(s)

Diferente de 0 C(diam), O3(g), S monoc, Cl2 (l)

• Podemos determinar agora as entalpias para outrassubstâncias, usando os valores de entalpia escolhidos comoreferência.

Exemplo:

C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆H°f = - 393,5 kJ/mol

Na equação, ∆H°f é chamado entalpia –padrão de formação. Como ∆H=Hprodutos – Hreagentes, temos:

∆H°f = H° CO2(g) - ( H°C(gr) + H°O2(g)) = - 393,5 kJ/mol

Como H°C(gr) = H°O2(g) = 0, temos:

∆H°CO2 = -393,5 kJ/mol

Considere a equação a seguir:

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) AH = -572 kj

Assinale V ou F:

( ) É exotérmica, liberando 286 kj por mol de oxigênioconsumido.

( )Exotérmica, liberando 572 kj para dois mols de águaproduzida.

( )Endotérmica, consumindo 572 kj para dois mols de águaproduzida.

( )Endotérmica, liberando 572 kj para dois mols de oxigenioconsumido.

Considere a equação a seguir:

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) AH = -572 kj

Assinale V ou F:

( F ) É exotérmica, liberando 286 kj por mol de oxigênioconsumido.

( V )Exotérmica, liberando 572 kj para dois mols de águaproduzida.

( F )Endotérmica, consumindo 572 kj para dois mols de águaproduzida.

( F )Endotérmica, liberando 572 kj para dois mols de oxigenioconsumido.

Considere o diagrama de entalpia:

Qual a opção que contém a equação química correta?

a) H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) ∆H = +242 kj/molb) H2O(l) H2O(g) ∆H = -41 kj/molc) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (l) ∆H = +41 kj/mold) H2O(l) H2(g) + ½ O2(g) ∆H = +283 kj/mole) H2O (g) H2(g) + ½ O2(g) ∆H = 0 kj/mol

Medidas de calor:Cal (Caloria), Kcal , J (Joule) e Kj

As relações abaixo serão muito úteis:

1 quilocaloria (kcal) = 1000 cal ou 103 cal1 caloria (cal) = 4,18 joules (J)1 quilojoule (kJ) = 1000 J1 Kcal = 4,18 kJ

Uma das unidades mais comuns é a caloria (cal)

1 caloria (cal): quantidade de calor necessária para elevar em 1oC a temperatura de 1 grama de água.

Entalpia de reação

• De acordo com o tipo de reação envolvida, a entalpia de reação recebe uma denominação específica. Teremos:

Entalpia de combustão

Entalpia de formação

Entalpia de Combustão

É a entalpia envolvida nas reações de combustão.

• Por exemplo: Experimentalmente, determinou-se que a combustão de 1 mol de metano libera 890 kJ a 25°C e 1 atm. Assim, sua equação termoquímica será:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) 2 H2O(l) ∆H = - 890 kJ

• Entende-se que ocorre liberação de 890 kJ por mol de metanoconsumido, ou seja, a entalpia de combustão do metano éigual a 890 kJ/mol ( o valor de ∆H de uma equaçãotermoquímica está relacionado aos corficientesestequiométricos de cada substância participante).

Entalpia de formação

• Ou calor de formação é a variação de entalpia para aprodução de uma substância, utilizando como reagentessomente substâncias simples na forma mais estável, ou seja,as que apresentam menor entalpia.

H2(g) + ½ O2(g) → H2O (l) ∆H = - 285,8 kJ

Cálculo da entalpia-padrão de uma reação

• Podemos calcular a entalpia-padrão de uma reação a partir dos valores de entalpias-padrão de formação.

• Exemplo: Determine a entalpia-padrão da reação de combustão completa do propano.

Dados: ∆H°f C3H8(g) = - 103,9 kJ/mol; ∆H°f CO2(g) = -393,5 kJ/mol; ∆H°f H2O(l) = -285,8 kJ/mol

Resolução: ∆H=Hprodutos – Hreagentes

∆H° = ( 3xH°CO2(g) + 4xH°H2O(l)) - (H°C3H8(g) + 5xH°O2(g) ) =

∆H° = - 2.219,8 kJ/mol

Lei de Hess

A variação de energia de uma reação química é amesma, quer o processo se realize em uma ou várias etapas.Ela depende somente das propriedades das substânciasinicias e finais.

O valor de ∆H de um processo será a soma algébricados valores de ∆ H das etapas.

∆H = ∆ H1 + ∆ H2

Obs: A lei de Hess demonstra que as equações termoquímicas podemser somadas, multiplicadas, divididas e invertidas. Ela possibilita adeterminação de um valor desconhecido de entalpia para uma reação apartir de outras reações com ∆H conhecidos.

Calcular o AH do processo:

2C graf + 3H2 (g) + ½ O2 (g) C2H5OH (l)

Sabendo que:

Cgraf +O2 (g) CO2 (g) ∆H= -94kcal/mol

H2(g) + ½ O2(g) H2O (g) ∆H= -57,8kcal/mol

C2H5OH (l) + 3O2 (g) 2CO2(g) + 3H2O (g) ∆H=-327,6kcal/mol

Entalpia de ligação

É a variação de entalpia envolvida no rompimento de um mol de ligações entre dois átomos, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25°C e 1 atm. Sendo que:

Reagentes: processo endotérmico – quebra de ligaçõesProdutos: processo exotérmico – formação de ligações

Ex:

A variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de ligação, é definida como:

∆H = Hlig. rompidas + Hlig. formadas

É interessante notar que podemos analisar vários tipos de entalpias, de acordo com a transformação estudada: entalpia de dissolução,

entalpia de neutralização, entalpia de síntese,...

Exemplo

∆H = Hlig. rompidas + Hlig. Formadas

∆H = (104,2 + 57,9) + (2x-103,1)

∆H = -44,1 kJ

Os valores de energia de ligação entre alguns átomos sãofornecidos no quadro abaixo.

Considerando a reação representada por:

o valor aproximado de ∆H, em kJ, é de:a) -820. b) -360.c) +106. d) +360.e) +820.

Entropia e 2ª Lei da Termodinâmica

• Uma situação bem conhecida

Calor é transferido do café quentepara o ar frio

Tcafé > Tar

Mas...

…é possível transferir calor de volta do ar frio para o café quente?

• A Segunda Lei da Termodinâmica diz respeito àdireção na qual as mudanças ocorremespontaneamente. E esta medida de espontaneidadeé dada pela Entropia (S), que pode ser definida comoa medida de desordem do sistema.

• Um processo é espontâneo quando ele contribuicom o aumento da entropia do universo.

• Um balão estoura e o gás Hélio se mistura no ar.

• Um copo cai e se quebra.

• A formação da ferrugem.

Outras situações conhecidas

• Todo processo espontâneo é exotérmico?

• Nem sempre. O gelo se converte espontaneamenteem água à temperatura ambiente (processoendotérmico).

• Uma forma mais precisa de enunciar a Entropia éque a natureza, espontaneamente, tende para osestados que têm a maior probabilidade de existirem.

• Em relação aos estados físicos, podemos supor queSsólido < Slíquido < Sgás.

• É claro que ao observarmos a natureza percebemosque várias transformações ocorrem naturalmente(espontaneamente) sob certas condições.

• Ex.: A água pode ser convertida em vapor ou em gelodependendo da existência de uma fonte ou corpoquente que cede calor ao corpo frio.

• Portanto, percebemos que tais transformaçõesespontâneas são possíveis apenas na direçãoestabelecida pela 2ª Lei da Termodinâmica (o calorflui do sistema com maior temperatura para osistema com menor temperatura).

Energia Livre (G)

• Usada para prever a espontaneidade de umprocesso. É dada pela expressão:

∆G = ∆H – T. ∆S

• onde ∆H é a variação de entalpia, T é a temperaturaabsoluta (constante) e ∆S é a variação de entropia. Aanálise dos sinais na expressão de variação deenergia livre permite prever os casos em que osprocessos serão espontâneos ou não.

• Quando a variação da energia livre é negativa, pode-se afirmar que o processo é espontâneo (∆G < 0).

• Portanto, a ∆G é negativa quando o processo for, ao mesmo tempo exotérmico (∆H<0) e corresponder a um aumento da entropia do sistema (∆S >0).

Caso Resultado Exemplo de processo

∆H negativo, ∆S positivo(∆H < 0, ∆S > 0)

Proc. espontâneo em qualquer temperatura

Dissolução (exotérmica) de uma substância

∆H negativo, ∆S negativo(∆H < 0, ∆S < 0)

Proc. espontâneo a baixas temperaturas (Proc.

Exotérmico dominante)

Maioria das mudanças de estado líquido-sólido

∆H positivo, ∆S positivo(∆H > 0, ∆S > 0)

Proc. espontâneo a altas temperaturas (Proc.

Endotérmico dominante)

Maioria das mudanças de estado líquido-gás

∆H positivo, ∆S negativo(∆H > 0, ∆S < 0)

Proc. não espontâneo em qualquer temperatura

Precipitação de um soluto em uma solução não

saturada

• A variação de energia livre expressa umacaracterística dos processos naturais de seremespontâneos quando ocorre diminuição de energiainterna e aumento da “desordem”.

• Em condições de temperatura muito elevada, há umapredominância do termo -T∆S e, nessas condições,são espontâneos os processos que acontecem com oaumento da desordem.

• Em condições de temperaturas muito baixas, o termo-T∆S tende a valores baixos e prevalece a condiçãode diminuição da energia interna para que oprocesso seja espontâneo.

Um processo ser espontâneo significa que eleocorre?

• Não necessariamente. Um processo pode ser espontâneo e, ainda assim, não ocorrer. A não ser que haja uma energia de “ignição” inicial. Exemplo: as combustões.