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TERMOQUÍMICA É o estudo do calor envolvido nas reações químicas.

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

2 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 ! TERMOQUÍMICA

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4 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

5  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.

6 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

7 C3H8C3H8 C3H8C3H O kJ   3CO 2 4H 2 O  Reação Exotérmica ΔH < 0

8 TERMOQUÍMICA Representações gráficas (1) Combustão do etanol - exotérmica H 2 < H 1  H = H 2 - H 1  H < 0 CALOR LIBERADO

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10 C 2 H 5 OH(ℓ) + 3 O 2 (g)  2 CO 2 (g) + 3 H 2 O(ℓ) kJ C 2 H 5 OH(ℓ) + 3 O2(g) kJ 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O(ℓ) C 2 H 5 OH(ℓ) + 3O 2 (g) 2 CO 2 (g)+3 H 2 O(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

11 NH 4 NO 3 +H 2 O+ 752kJ  NH 4 OH+HNO 3  Reação Endotérmica ΔH > 0

12 3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA: Absorve calor. ∆H>O. ∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos > Hreagentes. C(s) + H 2 O(g) + 31,4 kcal CO(g) + H 2 (g) C(s) + H 2 O(g) CO(g) + H 2 (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.

13 REAGENTES PRODUTOS C(s) + H 2 O(g) CO(g) + H 2 (g)

14 TERMOQUÍMICA Representações gráficas (2) Fotossíntese - endotérmica H 2 > H 1  H = H 2 - H 1  H > 0 CALOR ABSORVIDO

15 I.H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O (ℓ ) + 285,8 kJ II. 1/2 H 2 (g) + 1/2 Cℓ 2 (g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ III. 1/2 H 2 (g) + 1/2 F 2 (g) HF (g) + 268,6 kJ IV. H 2 (g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C 2 H 2 (g) V. 2 H 2 (g)+2C(s) C 2 H 4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol

16 TERMOQUÍMICA 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 ).

17 TERMOQUÍMICA Como 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

18 TERMOQUÍMICA Equações termoquímicas ( requisitos ) 1. Equação química ajustada.  H0 H0 Entalpia padrão: medida à 25 0 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.

19 TERMOQUÍMICA • Estados alotrópicos mais comuns Carbono Grafite Diamante Enxofre Rômbico Monoclínico Rômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização

20 TERMOQUÍMICA Estados alotrópicos mais comuns Fósforo Oxigênio Vermelho O2O2 O 3 (ozônio) Branco

21 TERMOQUÍMICA 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.

22 TERMOQUÍMICA Entalpia de Formação (  H f ) Corresponde à energia envolvida na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples, no estado alotrópico mais comum. Exemplos H 2(g) + 1/2 O 2(g)  H 2 O (l)  H f = - 285,5 kJ/mol C (grafite) + O 2(g)  CO 2(g)  H f = - 393,3 kJ/mol 1/2N 2(g) + 1/2 O 2(g)  NO (g)  H f = + 45,9 kJ/mol Entalpia de formação de substâncias simples é nula !

23 TERMOQUÍMICA Entalpia de Decomposição Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação de uma substância. Exemplos H 2 O (l  H 2(g) + 1/2 O 2(g)  H = + 285,5 kJ/mol CO 2(g)  C (grafite) + O 2(g)  H = + 393,3 kJ/mol NO (g)  1/2 N 2(g) + 1/2 O 2(g)  H = - 45,9 kJ/mol Observe que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico !

24 TERMOQUÍMICA Entalpia de Combustão Corresponde à energia liberada na reação de 1 mol de substância (combustível) com O 2 puro (comburente). Se o combustível for material orgânico (C,H e O) a combustão pode ser de dois tipos: I - Completa: os produtos são CO 2 e H 2 O. II - Incompleta: além dos produtos acima forma-se, também, CO e/ou C (fuligem).

25 TERMOQUÍMICA Combustão completa CHAMA AZUL CH 4 + 2O 2  CO 2 + H 2 O  H = - 889,5 kJ/mol C 3 H 8 + 5O 2  3CO 2 + 4H 2 O  H = kJ/mol Na combustão incompleta a chama é alaranjada. A combustão do C também é a formação do CO 2 !

26 TERMOQUÍMICA Entalpia 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 H 2 SO 4(l) + aq (2 mols)  H 2 SO 4(aq)  H = - 28,0 kJ/mol H 2 SO 4(l) + aq (100 mols)  H 2 SO 4(aq)  H = - 84,4 kJ/mol NH 4 NO 3(s) + aq  NH 4 + NO 3 - (aq)  H = + 26,3kJ/mol

27 TERMOQUÍMICA Entalpia 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 + H 2 O  H  - 58,0 kJ/mol HNO 3 + KOH  KNO 3 + H 2 O  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 -  H 2 O !

28 TERMOQUÍMICA Entalpia ou Energia de Ligação É a quantidade de calor absorvida na quebra de 6, ligações de determinada espécie, supondo as substâncias no estado gasoso, à 25 0 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).

29 TERMOQUÍMICA Exemplos de energias de ligação

30 TERMOQUÍMICA 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 = , ,8 = ,8 kJ  H produtos = - (4. 462,3) = ,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 = ,8 + ( ,2)

31 TERMOQUÍMICA LEI DE HESS

32 TERMOQUÍMICA 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).

33 TERMOQUÍMICA A Lei de Hess pode ser demonstrada a partir do seguinte exemplo: Caminho 2 C (graf.) + ½ O 2(g)  CO (g)  H 2 = - 280,6 kJ CO (g) + ½ O 2(g)  CO 2(g)  H 3 = - 112,8 kJ A entalpia final será  H 2 +  H 3 Caminho 1 C (graf.) + O 2(g)  CO 2(g)  H 1 = - 393,4 kJ Somando as duas equações resulta: C (graf.) + O 2(g)  CO 2(g)  H 1 = - 393,4 kJ

34 TERMOQUÍMICA Exemplo Calcular a variação de entalpia envolvida na combustão de 1 mol de CH 4 (g), expressa por: CH 4(g) + 2 O 2(g)  CO 2(g) + 2 H 2 O (l) sabendo que: 1)  H formação CH 4(g) = - 74,82 kJ/mol 2)  H formação CO 2(g) = - 393,4 kJ/mol 3)  H formação H 2 O (l) = - 285,5 kJ/mol

35 TERMOQUÍMICA Solução Desenvolvendo as equações relativas à formação dos componentes: 1. formação do CH 4 C + 2 H 2 CH 4  H 1 = - 74,82 kJ/mol 2. formação do CO 2 C + O 2 CO 2  H 2 = - 393,4 kJ/mol 3. formação da H 2 O H 2 + ½ O 2 H 2 O  H 3 = - 285,5 kJ/mol

36 TERMOQUÍMICA Solução Aplicando a Lei de Hess, para obter a combustão do CH 4 deveremos: a) inverter a equação de formação do CH 4 ; CH 4  C + 2H 2  H = + 74,82 kJ b) utilizar da forma apresentada a equação de formação do CO 2 ; C + O 2  CO 2  H = - 393,4 kJ c) utilizar a equação de formação da água multiplicada por 2 (inclusive a entalpia) 2H 2 + O 2  2H 2 O  H = - 571,0 kJ

37 TERMOQUÍMICA Solução 1) CH 4  C + 2H 2  H = + 74,82 kJ 2) C + O 2  CO 2  H = - 393,4 kJ 3) 2H 2 + O 2  2H 2 O  H = - 571,0 kJ que somadas, resulta A variação da entalpia será:  H RQ = + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0)  H RQ = - 889,58 kJ/mol de CH 4 CH 4(g) + 2 O 2(g)  CO 2(g) + 2 H 2 O (l)

38 38 Utilizando entalpias de formação Quando TODAS entalpias de formação forem conhecidas: Podes prever qual o ∆H da reação? ∆H o =  ∆H f o (produtos) -  ∆H f o (reagentes) -  ∆H f o (reagentes) ∆H o =  ∆H f o (produtos) -  ∆H f o (reagentes) -  ∆H f o (reagentes) Lembre-se que ∆ sempre = final – inicial

39 39 EXERCÍCIO 2 Calcule o calor de combustão do metanol CH 3 OH(g) + 3/2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O(g) ∆H o =  ∆H f o (prod) -  ∆H f o (reag) ∆H o =  ∆H f o (prod) -  ∆H f o (reag)

40 TERMOQUÍMICA Aplicações 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

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