Termoquímica

Marilena Meira

Termoquímica

• Estuda os fenômenos químicos ou físicos que envolvem absorção ou liberação de calor.

• Um processo que ocorre com absorção de calor é denominado de endotérmico. calor é denominado de endotérmico.

• Quando o processo ocorre com liberação de calor é denominado de exotérmico.

Entalpia

• Denomina-se de entalpia ao conteúdo de energia de uma substância a pressão constante e é representado pela letra H.

Entalpia

• Não existe nenhuma maneira de medir o conteúdo de entalpia de uma substância.

• É possível medir o calor liberado ou absorvido em uma reação em um calorímetro a pressão em uma reação em um calorímetro a pressão constante (qp) que é por definição igual a ∆H.

• qp = ∆H

Variação de energia interna

• O calor liberado ou absorvido em uma reação ou processo físico a volume constante (qv) é denominado variação de energia interna e é representado por ∆E.representado por ∆E.

qv = ∆E

Para reações que não envolvem gases:∆E = ∆H

∆H = ∆E + ∆ngásRT

Variação de Entalpia

• ∆H = calor absorvido ou liberado no processo à pressão constante;

• ∆∆∆∆H = H(produtos) – H (reagentes)• ∆∆∆∆H = H(produtos) – H (reagentes)

• Processo endotérmicos: ∆H > 0;

• Processos exotérmicos: ∆H < 0;

• A variação de entalpia é proporcional à quantidade das substâncias envolvidas.

1C H OH + 3O � 2CO + 3H O ∆Η = -1368 KJ

Variação de entalpia

1C2H5OH + 3O2 � 2CO2 + 3H2O ∆Η = -1368 KJ

10C2H5OH + 30O2 � 20 CO2 + 30 H2O ∆H = -13680 KJ

Processo Endotérmico é qualquer processo no qual o calor tem que ser fornecido para o sistema a partir da vizinhança. A variação de entalpia é positiva.

A + B + energia � C + D

Processo endotérmico

A + B + energia � C + D∆H = HP - HR

A + B � C + D ∆H > 0

energia + 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)

energia + H2O (s) → H2O (l)

Processo endotérmico

PRODUTOSE

NE

RG

IA

REAGENTES

∆H > 0

EN

ER

GIA

C(s) + H2O(g) ���� CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal

Exemplo: reação endotérmica

C(s) + H2O(g)

CO(g) + H2(g)

∆H= +31,4kcal

EN

ER

GIA

Processo exotérmico

• Processo Exotérmico é qualquer processo que libera calor – transfere energia térmica do sistema para a vizinhança. A variação de entalpia é menor que zero.

A + B � C + D + energia

∆H = H - H∆H = HP - HR

A + B � C + D ∆H < 0

2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l) + energia

H2O (g) → H2O (l) + energia

REAGENTES

Processo exotérmico

EN

ER

GIA

PRODUTOS

∆H < 0EN

ER

GIA

Exemplo: reação exotérmica

C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) ���� 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ/mol

2CO2(g) + 3H2O(ℓ)

C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)

∆H= -1368kJ/mol

H (kJ)

Entalpia padrão

• Com o objetivo de se comparar dados de entalpia de diferentes reações ou processos definiu-se um estado padrão

• Estado padrão corresponde à forma mais • Estado padrão corresponde à forma mais estável de uma substância na pressão de 1 atm de pressão.

• O conteúdo de energia de uma substância no estado padrão é representado por H0.

Entalpia das substâncias simples no estado padrão

• Como não é possível medir a entalpia de uma substância e sim a variação de entalpia de uma reação foi convencionado que:

• As substâncias simples no estado padrão e • As substâncias simples no estado padrão e em sua forma alotrópica mais estável tem entalpia igual a zero.

Entalpia das substâncias simples

• C (grafite) H = 0

• C (diamante) H ≠ 0

• O2 (gasoso) H = 0

• O (gasoso) H ≠ 0• O3 (gasoso) H ≠ 0

• S (rômbico) H = 0

• S (monoclínico) H ≠ 0

• Pn (vermelho) H = 0

• P4 (branco) H ≠ 0

Mudanças de estado

• As mudanças de estado são processos físicos acompanhados de variação de entalpia.

• Por exemplo, para que o gelo passe para o estado líquido é necessário que absorva calor, estado líquido é necessário que absorva calor, sendo, portanto um processo endotérmico.

Entalpia de fusão

• Denomina-se de entalpia de fusão ao calor absorvido na fusão de 1 mol da substância sólida.

• Exemplo:

H2O (s) � H2O (l) ∆H = 7,3 KJ

• A água líquida tem entalpia maior que o gelo.

Entalpia de solidificação

• Denomina-se entalpia de solidificação ao calor liberado na solidificação de 1 mol da substância líquida.

• Exemplo:• Exemplo:

• H2O (l) � H2O (s) ∆H = -7,3 KJ

• É o processo inverso à fusão. A entalpia de solidificação é numericamente igual a entalpia de fusão (sinais contrários)

Entalpia de vaporização

• Denomina-se entalpia de vaporização ao calor absorvido na vaporização de 1 mol da substância líquida.

• Exemplo:• Exemplo:

• H2O (l) � H2O (v) ∆H = 44 KJ

• O vapor de água tem entalpia maior que a água líquida.

Entalpia de liquefação

• Denomina-se de entalpia de liquefação ao calor liberado na liquefação de 1 mol da substância no estado gasoso.

• Exemplo:• Exemplo:

• H2O (g) � H2O (l) ∆H = - 44 KJ

• É o processo inverso à vaporização.

Mudanças de estado

Estado gasoso

Vapor

EN

ER

GIA

Estado líquido

Estado sólido EN

ER

GIA

Água

Gelo+7,3 KJ/mol

+ 44 KJ/mol - 44 KJ/mol

-7,3 KJ/mol

Equação termoquímica

• Como a entalpia de uma substância varia de acordo com o estado físico, a pressão, a temperatura e a variedade alotrópica (para algumas substância simples) deve-se em uma equação termoquímica indicar:

• Variação da entalpia• Variação da entalpia• Os números de moles das substâncias.• Os estados físicos das substâncias participantes e a

forma alotrópica se houver.• A temperatura e pressão se diferentes do estado

padrão.

A entalpia de uma reação depende do estado físico das substâncias

Entalpia de formação (∆Hf).

• Denomina-se entalpia de formação ou calor de formação de uma substância ao calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol desta substância a partir de substâncias desta substância a partir de substâncias simples no estado padrão.

• Exemplo:

C (grafite) + O2(g) ���� CO2(g) ∆Hf = -94,1 kcal.mol-1

Exemplo

Dados:

∆Hf0

NaHCO3 = -947,7 KJ/molNa2CO3 = 1131 KJ/molH2O = -242 KJ/molCO2 = -394 KJ/mol

Combustão

• Uma combustão consiste na reação de uma substância com o oxigênio.

• A substância que se queima ou entra em combustão é denominada de combustível e o oxigênio é o comburente. oxigênio é o comburente.

• Todas as substâncias orgânicas formadas por C, H ou C, H e O forma dióxido de carbono e água através da reação de combustão com excesso de oxigênio.

• As combustões são sempre reações exotérmicas.

Entalpia de combustão

• Denomina-se de calor ou entalpia de combustão ao calor liberado na queima de 1 mol da substância no estado padrão.

• Por exemplo, a entalpia de combustão do álcool • Por exemplo, a entalpia de combustão do álcool etílico é igual a -1368 KJ.

1C2H5OH(l) + 3O2(g) � 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = -1368 KJ

• A entalpia de combustão do hidrogênio é -286 KJ.H2(g) + 1/2O2(g) � H2O(l) ∆H = - 286 KJ

Entalpia de combustão

• Qual o calor liberado na queima de 1 Kg de álcool sabendo o seu calor de combustão é igual 1368 KJ/mol.

• 1C2H5OH + 3O2 � 2CO2 + 3H2O ∆H = -1368 KJ

46 g -----1368 KJ

1000 g ---- x

x = 29739 KJ

Lei de Hess

• A entalpia de muitas reações não pode ser determinada em laboratório. Assim por exemplo, não é possível medir a entalpia de formação do álcool etílico, pois não é possível sintetizá-lo a partir de hidrogênio, carbono e oxigênio. partir de hidrogênio, carbono e oxigênio.

• Em casos como esses faz-se uso da Lei de Hessque diz que a variação de entalpia de uma dada reação é sempre a mesma esteja a reação ocorrendo em uma ou mais etapas.

Lei de Hess• A entalpia de uma reação química que ocorre em

várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação.

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

O ∆H de reação química sódepende dos estados inicial efinal.

Lei de Hess:

final.

∆H = Hfinal – H inicial

∆H = Hprodutos – H reagentes

Lei de Hess

Lei de Hess

• Seja por exemplo calcular a entalpia de formação do etanol a partir das reações abaixo:

C + O2 � CO2 ∆H = -394 KJ2C + 2O � 2CO ∆H = 2(-394) KJ ∆H = -788 KJ C + O2 � CO2 ∆H = -394 KJ

H2 + 1/2O2 � H2O ∆H = -286 KJ

1C2H5OH + 3O2 � 2CO2 + 3H2O ∆H = -1368 KJ

2C + 3H2 + 1/2O2 ���� C2H5OH

2C + 2O2 � 2CO2 ∆H = 2(-394) KJ ∆H = -788 KJ

3H2 + 3/2O2 � 3H2O ∆H = 3(-286) KJ ∆H = -858 KJ

2CO2 + 3H2O � 1C2H5OH + 3O2 ∆H = +1368 KJ

∆∆∆∆H = -278 KJ