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1 TERMOQUÍMICA http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Streichholz.jpg
Fonte: Rosana N. R. Campos

2 O que é calor É a transferência de energia térmica entre corpos de temperaturas diferentes.

3 Há muito tempo o homem aprendeu a utilizar o fogo para aquecer-se.
Ainda hoje é comum essa prática em épocas frias.

4 Numa noite fria de inverno, em qual banco você se sentaria: Em um banco de concreto ou de madeira? Por quê?

5 Sendo aproximadamente 360C
nossa temperatura, cederemos calor para o banco (corpo mais quente para o mais frio). Como o ferro (banco de concreto) possui maior condutividade térmica, irá trocar calor mais rapidamente, “roubando-o” de nosso corpo. Isso nos causará a sensação térmica de frio.

6 Muitas pessoas acham que tomar bebidas frias em recipientes de alumínio é bom porque ficam mais frias. Estão enganadas. Embora pareçam mais frios quando segurados, estes recipientes têm uma desvantagem: a bebida “esquenta” mais depressa, pois a transferência de calor é muito mais rápida. Rosana N. R. Campos

7 A geladeira possui um motor que tira calor de seu interior e o libera
para o ambiente. Já viu como atrás dela o ar fica quente?

8 Por que os bombeiros combatem incêndios comuns com água?

9 A água retira muito calor do material que está em chamas, abaixando sua temperatura de tal forma que torna a combustão impossível.

10 Existe erro na frase: “Esse casaco de lã é muito quente”?

11 Sim. Essa afirmação dá a idéia de que a blusa possui calor. Na verdade, a blusa não é quente; ela apenas impede que o corpo ceda calor para o ambiente frio.

12 Por que sentimos mais fome em dias mais frios do que em dias de muito calor?

13 Em dias frios, a circulação
sanguínea na superfície de nossa pele aumenta para compensar a transferência de calor do nosso corpo ao ambiente, evitando que a temperatura corporal abaixe. Moléculas de carboidratos são queimadas, liberando energia em nosso organismo para compensar a energia transferida ao ambiente.

14 Por que os garçons abrem garrafas de bebidas geladas segurando somente pelo gargalo e nunca no meio da garrafa?

15 Para evitar a troca de calor (transferência de energia térmica) entre a mão do garçom e a bebida gelada que estão em temperaturas diferentes.

16 TERMOQUÍMICA É o estudo do calor envolvido nas reações químicas.

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

18 CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES TERMOQUÍMICAS:
I- EXOTÉRMICAS: Liberam energia. Ex: combustão, respiração animal, dissolução da soda cáustica em água, processos físicos de (solidificação, condensação e ressublimação)....

19 I- ENDOTÉRMICAS: Absorvem energia.
Ex: fotossíntese, cozimento dos alimentos, processos físicos de (fusão, vaporização e sublimação)...

20 Gráfico para Reação Exotérmica
Entalpia (H) HR  HP caminho da reação Fonte: Rosana N. R. Campos

21 Gráfico para Reação Endotérmica
Entalpia (H) HP  HR caminho da reação Fonte: Rosana N. R. Campos

22 Mudanças de Estado Físico da Matéria
SUBLIMAÇÃO FUSÃO VAPORIZAÇÃO GASOSO SÓLIDO LÍQUIDO CONDENSAÇÃO SOLIDIFICAÇÃO RESSUBLIMAÇÃO Fonte: Rosana N. R. Campos

23 SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO.
C (grafite) H= C (diamante) H≠0 O2 (gasoso) H= O3 (gasoso) H≠0 S (rômbico) H= S (monoclínico) H≠0 Pn (vermelho) H=0 P4 (branco) H≠0

24 ESTADOS ALOTRÓPICOS MAIS COMUNS
GRAFITE DIAMANTE  CARBONO  O 2 (incolor) O3 (OZÔNIO)  OXIGÊNIO 

25  ENXOFRE   FÓSFORO  RÔMBICO MONOCLÍNICO BRANCO VERMELHO
 ENXOFRE  RÔMBICO MONOCLÍNICO BRANCO VERMELHO  FÓSFORO 

26 CAPACIDADE CALORÍFICA
É a medida de quanto um material absorve ou libera energia térmica. É uma propriedade física única e particular das substâncias. Ex: - A água necessita de 1 caloria de energia para aumentar a temperatura em 1º Celsius. - O aço necessita de 0,1 caloria de energia para aumentar a temperatura em 1º Celsius.

27 Como pode ser medido o calor de uma reação
Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro, que nada mais é do que uma garrafa térmica. Para reações de combustão utiliza-se uma bomba calorimétrica. Nos dois casos o calor é transferido para uma massa de água e obtido a partir da expressão: Q = m . c . t

28 Qual é a quantidade de calor liberada em uma reação química
EXERCÍCIO - 01 Qual é a quantidade de calor liberada em uma reação química capaz de aquecer 3 Kg de água De 30oC a 38oC? (Dado: calor específico da água= 1cal/g.oC.) Fonte: SANTOS, W.L.P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, p. 367, 2005.

29 RESOLUÇÃO Q = 3000g . 1cal/goC . (38oC – 30oC) Q = 3000 . 1 . 8
Q = m . c . ΔT Q = 3000g . 1cal/goC . (38oC – 30oC) Q = Q = cal (ou 24 Kcal)

30 Tipos de entalpias (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.

31 1- Entalpia de Formação (Hf)
Corresponde a energia envolvida na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples, no estado alotrópico mais comum. Exemplos: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Hf= - 285,5 KJ/mol C(grafite) + O2(g)  CO2(g) Hf= - 393,3 KJ/mol Entalpia de formação de substâncias simples é nula.

32 2- Entalpia de Decomposição
Pode ser considerada com a entalpia inversa à de formação de uma substância. Exemplos: H2O(l)  H2(g) + 1/2 O2(g) Hf= + 285,5 KJ/mol CO2(g)  C(grafite) + O2(g) Hf= + 393,3 KJ/mol Observe que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico!

33 3- Entalpia de Combustão
Energia liberada na reação de 1 mol de substância (combustível) com O2 puro (comburente). Combustível  material orgânico (C, H e O) a combustão pode ser: I. Completa: os produtos são CO2 e H2O. II. Incompleta: além de CO2 e H2O, forma-se também, CO e/ou C (fuligem).

34 Na combustão incompleta a chama é alaranjada.
Combustão completa a chama é azul. CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + H2O(l) Hf= - 889,5 KJ/mol Na combustão incompleta a chama é alaranjada. Rosana N. R. Campos Rosana N. R. Campos

35 4- Entalpia de Dissolução
Calor liberado ou absorvido na dissolução de 1 mol de determinada substância numa quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída. Ex: KNO3(s) + H2O(l)  KNO3(aq) H= +8,5 Kcal HCl(g) + H2O(l)  HCl(aq) H= -18,0 Kcal

36 5- Entalpia de Neutralização
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. Ex: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) H= -13,8 Kcal

37 Na reação de ácido forte com base
forte a variação de entalpia é aproximadamente constante pois a reação é sempre: H+ + OH-  H2O

38 6- Entalpia ou Energia de Ligação
É a quantidade de calor absorvida na quebra de 1mol (6, )ligações de determinada espécie, supondo as substâncias no estado gasoso, à 25 oC. 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).

39 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).

40 LEI DE HESS H1 H2 H3 H3 = H1 + H2 A B C
Fonte: Rosana N. R. Campos

41 EXERCÍCIO – 02 Calcular o H da reação de formação de 1,0 mol de etanol líquido (álcool etílico): 2C(grafite) + 3H2(g) + ½O2(g) C2H5OH(l) H= ? Sabendo que: C(grafite) + O2(g)  CO2(g) H1= -94,0 Kcal/mol (II) H2(g) + ½O2(g) H2O(g) H2= -57,8 Kcal/mol (III) C2H5OH(l) +3O2(g) 2CO2(g) +3H2O(g) H3= -327,6 Kcal/mol Fonte: LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 267, 1988.

42 RESOLUÇÃO Equação I  multiplicar por 2 Equação II  multiplicar por 3 Equação III  inverter
H=H1 +H2 +H3 H= 2(-94) + 3(-57,8) + 327,6 H= -33,8 Kcal

43 Utilizando entalpias de formação
Quando TODAS entalpias de formação forem conhecidas: Podes prever qual o ΔH da reação? ΔHo= ΔHfo (produtos) - ΔHfo (reagentes) Lembre-se que  sempre= final - inicial

44 EXERCÍCIO – 03 Descubra a quantidade de calor liberada, no
O gás hilariante (N2O) tem características anestésicas e age sobre o sistema nervoso central fazendo com que pessoas riam de forma histérica NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g) ΔH= ? Dados: N2(g) + ½ O2(g) → N2O(g) ΔHf= +19,5 Kcal H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔHf= -57,8 Kcal N2(g) + 2H2(g) + 3/2 O2(g) → NH4NO3(s) ΔHf= -87,3 Kcal Descubra a quantidade de calor liberada, no processo de obtenção do gás hilariante. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p

45 ΔH= ΔH produtos - ΔH reagentes
RESOLUÇÃO ΔH= ΔH produtos - ΔH reagentes NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g) - 87,3 Kcal ,5 Kcal + 2 (- 57,8 Kcal) ΔH= ΔH produtos – ΔH reagentes ΔH= -96,1 – (-87,3) ΔH= - 8,8 Kcal/mol

46 ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)
Utilizando entalpias de ligação Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de ligações (ΔH>0) e nos produtos ocorrerá formação de ligações (ΔH‹0). ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)

47 EXERCÍCIO – 04 (Cefet-RJ) “ A BMW testa veículos movidos a hidrogênio e antecipa uma novidade que chegará ao mercado no futuro. A indústria (...) aposta no hidrogênio como um dos mais promissores substitutos da gasolina. Ele não depende de reservas estratégicas e é facilmente obtido com a quebra da molécula da água. (...) Em vez de dióxido de carbono (CO2), o escapamento expele água. O hidrogênio pode zerar a emissão de poluentes por veículos no futuro...” (Adaptado da Revista Época, out )

48 Energia de ligação (KJ. mol -1)
Com base nos dados da tabela abaixo, qual a variação de entalpia (ΔH) da reação 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), em KJ/mol de H2O(g)? Ligação Energia de ligação (KJ. mol -1) H – H 437 H – O 463 O = O 494 Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 125, 2004.

49 ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)
RESOLUÇÃO Reagentes: Ligações rompidas: ΔH>0 2 H – H = = +874 1 O = O = = ( )= +1368 Produtos> Ligações formadas: ΔH‹0 2 H – O – H = 4 H – O = = -1852 ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos) ΔH= (-1852) ΔH= -484 KJ/mol de 2H2O ΔH= -242 KJ/mol de H2O

50 BIBLIOGRAFIA BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T .M. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 2ed. São Paulo: Moderna, 2002. CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995. CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume único. São Paulo:Scipione, 2003. FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004. FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, 2001. HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, 1999. LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988. MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São Paulo: Editora FTD, 1987. NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo: Ática, 2005. SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, 2005. SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992. USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.