Química Geral e Inorgânica

QGI0001

Enga. de Produção e Sistemas

Profa. Dra. Carla Dalmolin

Termoquímica

Entalpia e Lei de Hess

Sistemas a Pressão Constante

Quando o volume do sistema não é constante, a transferência

de calor gera também um trabalho compressão / expansão

Energia transferida sob a forma

de calor

Trabalho de expansão a P

constante

ΔU = qP + w

ΔU = qp – PextΔV

qp = ΔU + PextΔV

qp = ΔU + PΔV

ΔH – Variação de entalpia

A variação da entalpia é o calor liberado / absorvido por um

sistema à pressão constante

ΔH e Calor

Quando H é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança.

Quando H é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança.

Entalpia e Entalpia molar

A entalpia é uma propriedade extensiva.

A ordem de grandeza do H é diretamente proporcional à quantidade.

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

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

A entalpia molar é uma propriedade intensiva:

CO2(g) + 2H2O(l) CH4(g) + 2O2(g) H = +890 kJ / mol

1 mol de CO2 absorve 890 kJ de calor

2 mol de H2O absorve 890 kJ de calor

etc...

Entalpia como Função de Estado

Por ser uma função de estado, o módulo da entalpia de uma

transformação é igual independente do sentido.

O sinal + ou menos indica o sentido da transformação.

Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do H:

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

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

En

talp

ia, H

CH4(g) + 2 O2(g)

CO2(g) + 2 H2O(l)

H = -890 kJ

H = +890 kJ

Lei de Hess

A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação

das etapas em que a reação pode ser dividida.

Oxidação do Carbono:

C(gr) + O2(g) CO2(g)

C(gr) + ½ O2(g)

CO(g) + ½O2(g)

CO(g)

CO2(g)

ΔH0 = -110,5 kJ

ΔH0 = -283,0 kJ

ΔH0 = -393,5 kJ C(gr) + O2(g) CO2(g)

Transformações de Fase

SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO

fusão vaporização

liquefação solidificação

Processos Endotérmicos

Processos Exotérmicos

Transformações de Fase

ΔH1+2 = ΔH1 + ΔH2

ΔHprocesso direto = - ΔHprocesso inverso

ΔH < 0: processo exotérmico

ΔH > 0: processo endotérmico

Entalpia Padrão

Os elementos químicos, em sua forma alotrópica mais

estável, a pressão de 1 bar (~ 1 atm) e temperatura de 298

K (25 oC), têm valores nulos de energia interna e entalpia.

Entalpia padrão de formação:

Estado de referência, de valor arbitrário, utilizado para facilitar

os cálculos de energia interna e entalpia.

2 C(gr) + 3 H2(g) + ½ O2(g) C2H5OH(l) ΔHf0 = -277,69 kJ

Indica que reagentes e produtos estão no estado padrão

Indica o tipo de reação

Termoquímica

Utilizamos a lei de Hess para calcular as entalpias de uma

reação a partir das entalpias de formação:

Utilização de entalpias de formação e da Lei de

Hess para o cálculo de entalpias de reação

Entalpias de reação (∆Hr˚):

∆Hr˚ = ∑ n ∆Hf˚ (produtos) - ∑ m ∆Hf˚ (reagentes)

Entalpias de Formação

Considere a combustão do gás propano, C3H8(g) com oxigênio

para formar CO2(g) e H2O(l) sob condições padrão:

3C(s) + 4H2(g) C3H8(g) H1 = Hf˚ (C3H8(g))

3C(g) + 3O2(g) 3CO2(g) H2 = 3Hf˚ (3CO2(g))

4H2(g) + 2O2(g) 4H2O(l) H3 = 4 Hf˚ (4H2O(l))

C3H8(g)+ 5O2(g) 3CO2 (g)+ 4H2O(l) Hr˚ = H1 + H2 + H3

Hr˚ = -H1 + H2 +H3

Uso da Lei de Hess

O propano (C3H8) é um gás utilizado como combustível de lampiões em acampamentos. A reação de formação deste gás a partir de seus elementos pode ser escrita como:

3 C(gr) + 4 H2(g) C3H8(g)

É difícil medir a variação de entalpia desta reação. Entretanto, as entalpias de combustão são mais fáceis de medir. Assim, a partir dos dados experimentais apresentados abaixo, calcule a entalpia de formação do propano.

C3H8(g) + 5 O2(g)

C(gr) + O2(g)

H2(g) + ½ O2(g)

3 CO2(g) + 4 H2O(l)

CO2(g)

H2O(l)

ΔHc0 = -2220 kJ

ΔHc0 = -394 kJ

ΔHc0 = -286 kJ

Resolução

ETAPA 1: Procurar uma reação que envolva o grafite como reagente:

3 C(gr) + 3 O2(g) 3 CO2(g) ΔH0 = 3 (-394) = -1182 kJ

ETAPA 2: Procurar uma reação que envolva o propano e escrevê-la no sentido da formação deste gás como produto da reação:

C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH0 = +2220 kJ

ETAPA 3: Somar as duas equações e simplificá-las:

3 C(gr) + 3 O2(g) + 3 CO2(g) + 4 H2O(l) 3 CO2(g) + C3H8(g) + 5 O2(g)

3 C(gr) + 4 H2O(l) C3H8(g) + 2 O2(g)

ΔH0 = +1038 kJ

Resolução

ETAPA 4: Para cancelar o reagente H2O e o produto O2, utilizar uma equação que contenha estes compostos como produto e reagente, respectivamente:

3 C(gr) + 4 H2O(l) C3H8(g) + 2 O2(g)

4 H2(g) + 2 O2(g) 4 H2O(l)

ΔH0 = +1038 kJ

ΔH0 = 4 (-286) = -1144 kJ

ETAPA 5: Somar as reações acima e simplificar a reação resultante para chegar na reação de interesse (formação do gás propano):

3 C(gr) + 4 H2O(l) + 4 H2(g) + 2 O2(g) C3H8(g) + 2 O2(g) + 4 H2O(l)

3 C(gr) + 4 H2(g) C3H8(g) ΔH0 = -106 kJ

Calor Liberado nas Reações

Entalpia padrão de combustão (ΔHc0):

Variação de entalpia por mol de uma substância que é queimada em uma

reação de combustão nas condições padrão.

Reações de combustão:

Queima de combustíveis fósseis: carvão, petróleo, gás natural – produz

energia para movimentar um motor, ou para aquecimento.

Queima de alimentos – produz energia que mantém os seres vivos.

Compostos orgânicos CO2 + H2O

Presença de elementos inorgânicos N2, NOx, SOx, etc.

+ C (combustão incompleta)

Escolha de um Combustível

Que quantidade de propano deve-se levar num acampamento?

Existe uma alternativa de combustível mais leve com o mesmo poder

calorífico?

1) Calcular a massa de propano necessária para obter, por combustão, 350 kJ de calor. (energia necessária para aquecer 1L de água a partir da temperatura ambiente até a sua ebulição)

2) Calcular a massa de butano que deve ser queimada para fornecer os mesmos 350 kJ de calor. Seria mais fácil carregar propano ou butano?

3) O álcool em gel (etanol) é outro combustível também utilizado em acampamentos. Qual a massa de etanol que deve ser queimada nas mesmas condições?

C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔHc0 = -2220 kJ/mol

2 C4H10(g) + 13 O2(g) 8 CO2(g) + 10 H2O(l) ΔHc0 = -5756 kJ/mol

C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔHc0 = -1368 kJ/mol