Termoquímica

Professor: Élcio Rogério BarrakAlunos: Tiago Lima Magioni 14471

Daniel Garcia de Oliveira 13900

Por que a Termoquímica é importante?

Porque o calor é a forma mais freqüente de variação de energia que acompanha as reações químicas.

O que é Termoquímica?

Termoquímica é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas.

Energia

Energia cinética (energia do movimento): (mv2)/2

Energia potencial gravitacional: mgh

Energia potencial eletrostática: kQ1Q2/d2

Unidade de Energia

• A unidade no SI é o joule (J), em homenagem a James Joule

1 J = 1 kg·m2/s2

• Tradicionalmente, utilizamos calorias (cal), definida como a quantidade de energia necessária para elevar a temperatura de 1 g de água 14,5oC para 15,5oC

1 cal = 4,184 J

Sistema e vizinhança

Sistema - parte específica sob estudo

Vizinhança - o entorno da área analisada

Transferência de energia: Trabalho e calor

•Trabalho: energia utilizada para fazer um objeto se mover contra uma força ω = F x d

•Calor: energia transferida de um objeto mais quente para um mais frio

Energia

• A partir dos conceitos já apresentados, podemos definir energia como a capacidade de realizar trabalho ou transferir calor

Primeira Lei da Termodinâmica

• A energia não pode ser criada nem destruída, ela é conservada

• Energia interna: soma de toda a energia cinética e potencial de todos os componentes do sistema

E = Efinal – Einicial

E = q + ω

Função de Estado• O valor da função de estado depende

unicamente de sua atual condição e não do histórico específico da amostra

• São funções de estado: energia interna, pressão, volume e temperatura.

• Não são funções de estado: trabalho e calor.

Entalpia (H)

• Função de estado que representa o fluxo de calor nas reações químicas que ocorrem à pressão constante e sem outro tipo de trabalho a não ser o PV.

H = E + PV

H = ΔE + PΔV

Entalpia de Reação

• É a variação da entalpia que acompanha uma reação

ΔH = H (produtos) – H(reagentes)

• Esta reação pode ser endotérmica ou exotérmica

Processo Endotérmico

• Ocorre com absorção de calor pelo sistema, ou seja H > 0

Processo Exotérmico• Ocorre com liberação de calor pelo sistema,

ou seja H < 0

Processo Exotérmico

2 Al(s) + Fe2O3(s) Al2O3(s) + 2 Fe(l)

Leis da Termoquímica1ª) A entalpia é uma propriedade extensiva, logo o

H depende da quantidade de reagente consumido no processo:

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

De acordo com a primeira lei:

• 2 CH4(g) + 4 O2(g) 2 CO2(g) + 4 H2O(l) H = - 1780 kJ

Leis da Termoquímica

2ª) O H de uma reação é igual em valores absolutos mas oposta em sinais da reação inversa:

• H2O(l) H2O(g) H = + 40,7 kJ 100ºC

• H2O(g) H2O(l) H = - 40,7 kJ 100ºC

Leis da Termoquímica

3a) A variação da entalpia para uma reação depende do estado dos reagentes e dos produtos:

Se o produto da combustão do metano fosse H2O gasosa em vez de H2O líquida, o H seria - 802 kJ, pois a entalpia da H2O(g) é maior que a da H2O(l)

2 H2O(l) 2 H2O(g) H = + 88 kJ

Calorimetria

• Estuda as trocas de calor entre os corpos e suas medidas.

• Quando dois corpos a temperaturas diferentes são colocados em contato térmico, verifica-se que, após certo tempo, ambos adquirem a mesma temperatura, denominada temperatura de equilíbrio térmico.  

Calorimetria

• Capacidade calorífica: é a quantidade de calor necessário para aumentar sua temperatura em 1 K

• Calor específico: é a capacidade calorífica de 1 g de substância

CalorímetrosPressão constante Volume constante

Equações Termoquímicas

• Q = m.c.ΔTOnde:

• Q – calor absorvido ou cedido pela substância (J)

• c – calor específico da substância (J.g-1.K-1)• m – massa da substância (g)• ΔT – variação da temperatura (K)• c da água é 4,184 J.g-1.K-1

Lei de Hess

• Estabelece que se uma reação for executada em uma série de etapas, o H para a reação será igual à soma dos H para as etapas individuais. A variação da entalpia total para o processo independe do número de etapas ou da maneira a reação ocorre

C(g) + O2(g) CO2(g) H = - 393,5 kJ

CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) H = + 283,0 kJ

_____________________________________ C(g) + ½ O2 (g) CO(g) H = - 110,5 kJ

Entalpia de Formação

• É a variação da entalpia para a reação que forma 1 mol do composto a partir de seus elementos, com todas a substâncias em seus estados padrão

• Elementos nas formas mais estáveis, ou seja, o alótropo mais abundante de uma substância simples, tem H = 0.

Ex: O2, Cgrafite, H2, N2

• ΔH = Σ ΔHf (produtos) – Σ ΔHf (reagentes)

Alimentos e Combustíveis• Alimentos:• A maior parte da energia que nosso corpo necessita vem

de carboidratos e gorduras. As formas de carboidratos conhecidas como amido são decompostas em glicose C6H12O6. Ela é transportada pelo sangue para as células, onde reage com O2 em uma série de etapas

C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l)

ΔH = - 2803 kJ

Alimentos e Combustíveis

• Alimentos:• O corpo utiliza a energia química dos

alimentos para manter a temperatura corporal, contrair os músculos e construir e reparar tecidos

Alimentos e Combustíveis

• Combustíveis:• Durante a combustão completa de um

combustível, o carbono é convertido em CO2 e o hidrogênio, em H2O, tendo ambos grandes entalpias de formação negativas. Conseqüentemente, quanto maior a porcentagem de carbono e hidrogênio, mais alto é seu calor específico de combustão.

Fontes de Energia• Energia Eólica:

Fontes de Energia• Energia Solar:

Fontes de Energia• Energia Hídrica:

Fontes de Energia• Combustíveis fósseis:

Fontes de Energia• Energia Nuclear:• Fissão nuclear: Átomo pesado atingido por

um nêutron, onde o núcleo atômico se subdivide em duas ou mais partículasPonto Positivo: Grande energia liberada

1 g U-235 = 2 t petróleoPonto Negativo: Produto altamente radioativo

Fontes de Energia

• Fusão Nuclear: dois ou mais núcleos atômicos se juntam e formam um outro núcleo de maior número atômico. Exemplo: 1H2 1H3 se combinam formando 2He4

Ponto positivo: 4 vezes mais energia do que a fissão e produtos não radioativosPonto negativo: falta de tecnologia para tornar esse processo seguro

Fontes de Energia• Energia Nuclear:

Referências Bibliográficas

• Química a ciência central, 9a edição – Brown, LeMay e Bursten

• www.wikipedia.com• Imagens: www.google.com