Termoqumica 2013 objetivo

1

TermoquímicaProf. MarceloProf. Marcelo

Termoquímica 2

Definição

A Termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a quantidade de energia, na forma de calor, que uma reação química pode gerar ou absorver, em suas transformações.

Termoquímica 3

Tipos de Transformações Exotérmicas:

São as que liberam calor. Exemplo: queima de carvão

C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor

Endotérmicas: São as que absorvem calor.

Exemplo: decomposição do calcário.CaCO3 + calor → CaO + CO2(g)

Termoquímica 4

Entalpia de uma substância

Lei da conservação da Energia: A energia não pode ser criada e nem destruída,

apenas transformada.

Entalpia (H): É o conteúdo energético de uma substância. O mais importante não é a Entalpia (H) e sim a

diferença de Entalpia (H)

Termoquímica 5

Variação de Entalpia (H)

É o calor liberado ou absorvido, quando uma reação química é realizada a pressão constante.

H = Hprodutos – Hreagentes

Termoquímica 6

Reações Exotérmicas

São reações que liberam energia, na forma de calor.

H = Hp – Hr

H<0

Termoquímica 7

Formas de se Apresentar uma Reação Exotérmica

Cgraf + O2(g) CO2(g) + 393 kJ

ou

Cgraf + O2(g) CO2(g) H = - 393 kJ

Termoquímica 8

Reações Endotérmicas

São reações que absorvem energia, na forma de calor.

H = Hp – Hr

H>0

Termoquímica 9

Formas de se Apresentar uma Reação Endotérmica

2Cgraf + 2H2(g) + 52 kJ C2H4(g)

ou

2Cgraf + 2H2(g) C2H4(g) H = +52 kJ

Termoquímica 10

Estado padrão Estado físico mais estável

Forma alotrópica mais estável

Forma cristalina mais estável

Nas condições: Temperatura = 25 oC Pressão = 1 atm

Termoquímica 11

Formas alotrópicas

Alótropos: são diferentes substâncias simples formadas por um mesmo elemento químico.

Alotropia: quando um elemento apresenta alótropos.

Os casos mais comuns de alotropia são:- oxigênio enxofre- fósforo carbono

Termoquímica 12

Formas alotrópicas Carbono

Termoquímica 13

Formas alotrópicas Carbono

Termoquímica 14

Formas alotrópicas Oxigênio

Termoquímica

Formas alotrópicas Fósforo

Termoquímica

Formas alotrópicas Enxofre

Enxofre rômbico recém-tirado da jazida

Termoquímica 17

Formas alotrópicas

ElementoForma alotrópica

mais estávelForma alotrópica menos estável

Oxigênio O2 O3

Carbono Cgrafite Cdiamante

Enxofre Srômbico Smonoclínico

Fósforo Pvermelho Pbranco

Termoquímica 18

Fatores que influem nas entalpias Os principais fatores que afetam a H de

uma reação são: Estado físico dos reagentes e dos produtos.

Hgasoso > Hlíquido > Hsólido

Estado alotrópico dos reagentes e produtos: A forma alotrópica de menor entalpia é a mais estável.

Termoquímica 19

Convenção Importante Substância simples, no estado padrão,

tem entalpia igual a zero (H=0). Exemplos (25oC, 1 atm):

Cgrafite ⇛ H = 0 Cdiamante ⇛ H ≠ 0 O2(L) ⇛ H ≠ 0 O2(G) ⇛ H = 0 H2O(L) ⇛ H ≠ 0

Termoquímica 20

Entalpia Padrão de Formação Ho

f É a variação de entalpia associada à

formação de um mol de uma substância a partir das substâncias simples correspondentes, no estado padrão.

Exemplo: Formação da H2O(L)

H2(G) + ½ O2(G) H2O(L) Hof = - 285,5 kJ

Termoquímica 21

Entalpia Padrão de Combustão

É a variação de entalpia associada à combustão completa de um mol de uma substância, supondo-se no estado padrão todas as substâncias envolvidas na reação.

Exemplo: Combustão padrão do Metano (CH4).

CH4(G) + 2 O2(G) CO2(G) + 2 H2O(L) H = - 890,4 kJ

Termoquímica 22

Entalpia Padrão de Neutralização É a variação de entalpia verificada na

neutralização de 1 mol de H+ por 1 mol de OH-, supondo-se todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25 oC e 1 atm.

Exemplo:

HClaq + NaOHaq NaClaq + H2O(L) H = - 57,9 kJ

Termoquímica 23

Lei de Hess

A variação de entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.

Resumindo: A soma dos ∆H de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .

∆H1 ∆H2

∆H3

∆H3 = ∆H1 + ∆H2

Lei de Hess

Termoquímica 24

 1ª O valor numérico do ∆H de uma reação é

diretamente proporcional à quantidade de

reagentes e produtos.

2ª A reação direta e a reação inversa

apresentam o mesmo valor de ∆H em módulo.

Porém com sinal contrário.

3ª Aditividade das equações termoquímicas. 

Lei de Hess

Termoquímica 25

Exemplo de cálculos envolvendo a lei de Hess.

A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera, estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir:

(I)2C(s) + O2(g) 2CO (g)

(II)C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394 kJ.mol-1

(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1

Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.

Termoquímica 26

(I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X

(II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1 (manter)

(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1 (inverter)

RESOLUÇÃO:

2C(s) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -788kJ.

2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g) ∆H= +283 kJ

2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= -505 kJ

Termoquímica 27

Termoquímica 28

Entalpia de Ligação

É a variação de entalpia verificada na quebra de 1 mol de um determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 oC e 1 atm.

Exemplo:

CH4(G) C(G) + 4 H(G) H = + 1651,6 kJ

É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO.

H – H (gasoso)

H (gasoso) + H (gasoso)

∆H = + 436 kJ

Energia de Ligação

Termoquímica 29

Exemplo de cálculos envolvendo energia de ligação

EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS REAGENTES SÃO ROMPIDAS (∆H>0) E AS LIGAÇÕES DOS PRODUTOS SÃO FORMADAS (∆H<0); O SALDO É O ∆H DA REAÇÃO.

Dadas as energias de ligação em kcal/mol :

C = C 147 Cℓ - Cℓ 58

C - Cℓ 79 C - H 99

C - C 83

Calcular a energia envolvida na reação:

H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)

Termoquímica 30

H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)

- REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆H > 0.H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g)

4 C –H = 4. 99 = +396

1 C = C = 1. 147 = +147 H reagentes= 396+147+58 =

1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58 +601 kcal.

- PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H < 0.

H2CCℓ - CH2Cℓ (g)

4 C-H = 4.-99 = -396

2 C-Cℓ = 2. -79 = -158 H produtos = -396 + -158 + -83

1 C-C = 1.-83 = -83 -637 kcal

∆H = + 601 – 637 = -36 kcalTermoquímica 31