TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICAÉ o estudo do calor É o estudo do calor

envolvido nas reações envolvido nas reações químicasquímicas..

TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICAÉ o estudo do calor É o estudo do calor

envolvido nas reações envolvido nas reações químicasquímicas..

A Termoquímica tem como objetivo o estudo das variações de energia

que acompanham as reações químicas.

Não há reação química que ocorra sem variação de energia !

A energia é conservativa. Não pode ser criada ou destruída. Apenas transformada !

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TERMOQUÍMICA

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Em função da energia envolvida as reações podem ser de dois tipos:

I - Exotérmicas: liberam energia.

• processos de combustão, respiração animal.

II - Endotérmicas: absorvem energia.

• fotossíntese, cozimento dos alimentos.

Classificação das reações termoquímicas

Classificação das reações químicas:–Exotérmicas reações que

produzem calor (o calor gerado é um produto)

–Endotérmicas reações que absorvem calor (o calor absorvido é um reagente)

Reações exotérmicas aquecem os arredores –Devido calor liberado ao ambiente.

Reações endotérmiocas esfriam os arredores –Devido absorção de calor do ambiente.

Classificação das reações químicas:–Exotérmicas reações que

produzem calor (o calor gerado é um produto)

–Endotérmicas reações que absorvem calor (o calor absorvido é um reagente)

Reações exotérmicas aquecem os arredores –Devido calor liberado ao ambiente.

Reações endotérmiocas esfriam os arredores –Devido absorção de calor do ambiente.

1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante.Como não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (∆H).

ΔH = H final – H inicial

2. REAÇÃO EXOTÉRMICA: ∆H <O. Libera calor.

∆H= H produtos – H reagentes H produtos < H reagentes

C3H

8

C3H

8

++5O25O2 2043kJ 2043kJ3CO23CO2 4H2O4H2O++ ++

Reação Exotérmica ΔH < 0Reação Exotérmica ΔH < 0

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ARepresentações gráficas (1)

Combustão do etanol - exotérmica

H2 < H1

H = H2 - H1

H < 0

CALOR LIBERADO

C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1368kJ

C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) - 1368kJ 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)

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

Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo do lado dos produtos ou sinal negativo ao lado dos reagentes. Mas normalmente o ∆H<O é citado após a equação.

NH4NO3+H2O+ 752kJ NH4OH+HNO3

NH4NO3+H2O+ 752kJ NH4OH+HNO3

Reação Endotérmica ΔH > 0 Reação Endotérmica ΔH > 0

3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA:

Absorve calor. ∆H>O.

∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos > Hreagentes.

C(s) + H2O(g) + 31,4 kcal CO(g) + H2(g)

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

Na Reação Endotérmica o calor aparece com sinal positivo do lado dos reagentes ou o ∆H >O é citado após a equação.

REAGENTES

PRODUTOS

C(s) + H2O(g)

CO(g) + H2(g)

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ARepresentações gráficas (2)

Fotossíntese - endotérmica

H2 > H1

H = H2 - H1

H > 0

CALOR ABSORVIDO

I. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) + 285,8 kJ

II. 1/2 H2(g) + 1/2 Cℓ2(g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ

III. 1/2 H2(g) + 1/2 F2(g) HF (g) + 268,6 kJ

IV. H2(g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C2H2 (g) V. 2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol

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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).

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AComo pode ser medido o calor de reação ?

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

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AEquações termoquímicas (requisitos)

1. Equação química ajustada.

H0 Entalpia padrão: medida à 250 C e 1 atm.

4. Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o H.

3. Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produto formado ou reagente consumido.

2. Indicação dos estados físicos e alotrópicos• (quando for o caso) dos componentes.

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A• Estados alotrópicos mais comuns

Carbono

Grafite Diamante

Enxofre

Rômbico Monoclínico

Rômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização

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Estados alotrópicos mais comuns

Fósforo

Oxigênio

Vermelho

O2O3 (ozônio)

Branco

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Tipos de Entalpias ou Calores de Reação

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.

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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) Hf = - 285,5 kJ/mol

C(grafite) + O2(g) CO2(g) Hf = - 393,3 kJ/mol

1/2N2(g) + 1/2 O2(g) NO(g) Hf = + 45,9 kJ/mol

Entalpia de formação de substâncias simples é nula !

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Entalpia de Decomposição

Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação de uma substância.

Exemplos

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

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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 CO2 + H2O H = - 889,5 kJ/mol

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O H = - 1.400 kJ/mol

Na combustão incompleta a chama é alaranjada.

A combustão do C também é a formação do CO2 !

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AEntalpia 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

H2SO4(l) + aq (2 mols) H2SO4(aq) H = - 28,0 kJ/mol

H2SO4(l) + aq (100 mols) H2SO4(aq) H = - 84,4 kJ/mol

NH4NO3(s) + aq NH4+NO3

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

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AEntalpia 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- H2O !

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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) .

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A

Exemplos de energias de ligação

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A

Cálculo de entalpia a partir das ligações

Calcular a variação de entalpia na reação:

2 H - H(g) + O = O(g) 2 H - O - H(g)

H reagentes = 2 . 435,5 + 497,8 = + 1.368,8 kJ

H produtos = - (4 . 462,3) = - 1.849,2 kJ

H reação = - 480,4 kJ ou - 240,2 kJ/mol

A variação de entalpia da reação será obtida pela soma algébrica das entalpias acima:

H reação = H reagentes + H produtos

H reação = + 1.368,8 + (- 1.849,2)

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A LEI DE HESS

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A Lei de Hess, também conhecida como Lei da Soma dos Calores de Reação, demonstra que a variação de entalpia de uma reação química não depende do modo ou caminho

como a mesma é realizada e sim do estado inicial (reagentes) e estado

final (produtos) .

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A Lei de Hess pode ser demonstrada a partir do seguinte exemplo:

Caminho 2

C(graf.) + ½ O2(g) CO(g) H2 = - 280,6 kJ

CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) H3 = - 112,8 kJ

A entalpia final será H2 + H3

Caminho 1

C(graf.) + O2(g) CO2(g) H1 = - 393,4 kJ

Somando as duas equações resulta:

C(graf.) + O2(g) CO2(g) H1 = - 393,4 kJ

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A

Exemplo

Calcular a variação de entalpia envolvida na combustão de 1 mol de CH4(g), expressa por:

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

sabendo que:

1) Hformação CH4(g) = - 74,82 kJ/mol

2) Hformação CO2(g) = - 393,4 kJ/mol

3) Hformação H2O(l) = - 285,5 kJ/mol

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Solução

Desenvolvendo as equações relativas à formação dos componentes:

1. formação do CH4

C + 2 H2 CH4 H1 = - 74,82 kJ/mol

2. formação do CO2

C + O2 CO2 H2 = - 393,4 kJ/mol

3. formação da H2O

H2 + ½ O2 H2O H3 = - 285,5 kJ/mol

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ASolução

Aplicando a Lei de Hess, para obter a combustão do CH4 deveremos:

a) inverter a equação de formação do CH4 ;

CH4 C + 2H2 H = + 74,82 kJ

b) utilizar da forma apresentada a equação de

formação do CO2 ;

C + O2 CO2 H = - 393,4 kJ

c) utilizar a equação de formação da água

multiplicada por 2 (inclusive a entalpia) 2H2 + O2 2H2O H = - 571,0 kJ

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ASolução

1) CH4 C + 2H2 H = + 74,82 kJ

2) C + O2 CO2 H = - 393,4 kJ

3) 2H2 + O2 2H2O H = - 571,0 kJ

que somadas, resulta

A variação da entalpia será:

HRQ = + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0)

HRQ = - 889,58 kJ/mol de CH4

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

38Utilizando entalpias de Utilizando entalpias de formaçãoformação

Utilizando entalpias de Utilizando entalpias de formaçãoformação

Quando Quando TODASTODAS entalpias de entalpias de

formação forem conhecidas: formação forem conhecidas: Podes prever qual o Podes prever qual o ∆H da reação?∆H da reação?

∆∆HHoo = = ∆H ∆Hffoo (produtos) (produtos)

- - ∆H ∆Hffoo (reagentes)(reagentes)

∆∆HHoo = = ∆H ∆Hffoo (produtos) (produtos)

- - ∆H ∆Hffoo (reagentes)(reagentes)

Lembre-se que ∆ sempre = final – inicial

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EXERCÍCIO 2EXERCÍCIO 2EXERCÍCIO 2EXERCÍCIO 2

Calcule o calor de combustão do metanolCalcule o calor de combustão do metanol

CHCH33OH(g) + 3/2 OOH(g) + 3/2 O22(g) (g) CO CO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(g)O(g)

∆∆HHoo = = ∆H ∆Hffoo

(prod) - (prod) - ∆H ∆Hffoo

(reag)(reag)

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AAplicações da Lei de Hess

1. Previsão de calores de reação, a partir de

entalpias conhecidas.

2. Determinação do poder calorífico de com-

bustíveis automotivos e alimentos.

Exemplos

Octano (gasolina) = 47,8 kJoule/grama

Etanol (álcool comum) = 44,7 kJoule/grama

Metano (GNV) = 49,0 kJoule/grama

Glicose (carbohidrato) = 17,5 kJoule/grama

Lipídio (gorduras) = 38,6 kJoule/grama