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TERMOQUÍMICA Estuda as variações de calor ou de entalpia que acompanham as reações químicas.

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1 TERMOQUÍMICA Estuda as variações de calor ou de entalpia que acompanham as reações químicas.

2 Processo exotérmico: libera calor para o ambiente e transmite sensação de aquecimento. Processo endotérmico: absorve calor do ambiente e transmite sensação de frio. Entalpia (H) de um sistema químico é seu conteúdo energético. Em animais e plantas, assim como no laboratório, as reações ocorrem, usualmente, a pressão constante, e o calor absorvido ou liberado por um sistema químico a pressão constante é chamado de variação de entalpia e simbolizado por  H. Então:  H = H final - H inicial Para uma reação química:  H reação = H produtos - H reagentes O  H de uma reação química é chamado calor de reação

3 Diagramas de entalpia Reações exotérmicas: liberam calor

4 Reações endotérmicas: absorvem calor

5 Entalpia (ou calor) de Formação (  H f ): é o calor envolvido na formação de 1 mol de substância composta, a partir de substâncias simples no estado padrão. Estado padrão: estado físico e alotrópico mais estáveis condição ambiente: 25 o C e 1 atm Por convenção, a entalpia de substâncias simples no estado padrão vale zero, isso nos permite determinar a entalpia de qualquer substância composta. Exemplo: entalpia de formação da água líquida A entalpia de formação medida experimentalmente será numericamente igual à entalpia da substância composta correspondente.

6 Entalpia (ou calor) de Combustão (  H comb ): é o calor liberado na combustão completa de 1 mol de substância química, no estado padrão. Exemplo: entalpia (ou calor) de combustão da grafite. Cálculo de  H da reação com H(form) A entalpia de uma substância é numericamente igual ao seu  H de formação; Sendo os valores de  H de formação dos participantes, valerá a relação:

7 LEI DE HESS Se um processo puder ser realizado por vários caminhos, constituídos por diferentes números de etapas endotérmicas ou exotérmicas, o valor do  H global do processo: não dependerá do número de etapas; não dependerá do tipo de cada etapa; será dado pela soma algébrica dos valores dos  H das etapas.

8 Exemplo: determinar a entalpia, a 25 o C e 1 atm, para a reação representada pela equação a seguir: Estratégia para a resolução dos exercícios

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11 ENERGIA DE LIGAÇÃO: é a energia necessária para romper 1 mol de ligações químicas entre dois átomos no estado gasoso. Exemplo: quando se diz que a energia de ligação H – H vale 436 kJ/mol, significa que: para quebrar 1 mol de ligações entre átomos de hidrogênio no estado gasoso, o sistema precisa “receber” 436 kJ. se ao contrário, 1mol de ligações se formar, o sistema “libertará” 436 kJ. Em síntese, todo rompimento de ligações é um processo endotérmico, e toda união entre átomos é exotérmica.

12 Para o cálculo do  H de uma reação basta conhecer todas as energias envolvidas e efetuar as seguintes etapas: 1. Calcular a energia absorvida na quebra de ligações dos reagentes. 2. Calcular a energia liberada nas uniões entre átomos que formarão os produtos. 3. Calcular o saldo energético entre as duas etapas anteriores. Exemplo: Calculando o  H do seguinte processo: Dadas as energias de ligação:


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