B SC TERMOQUÍMICA.

Apresentação em tema: "B SC TERMOQUÍMICA."— Transcrição da apresentação:

1 B SC TERMOQUÍMICA

2 TERMOQUÍMICA 1. 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 (∆H). 2. REAÇÃO EXOTÈRMICA: Libera calor. ∆H<O. ∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos < Hreagentes.

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

4 ∆H<O é citado após a equação.
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) CO2(g) + 3 H2O(ℓ) kJ C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) CO2(g)+3 H2O(ℓ) ∆H= kJ Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo do lado dos produtos ou o ∆H<O é citado após a equação.

5 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.

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

7 II. 1/2 H2(g) + 1/2 Cℓ2(g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ
ENDOTÉRMICA (ENDO) OU EXOTÉRMICA (EXO) ? H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) ,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) ,6 kJ IV. H2(g) + 2 C (s) ,8 kJ C2H2 (g) V. 2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol I = EXO II = EXO III = EXO IV = ENDO V = ENDO

8 1. LEI DE HESS: A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação. Resumindo: A soma dos ∆Hs de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .

9 ∆H = Hprodutos – H reagentes
LEI DE HESS: O ∆H de reação química só depende dos estados inicial e final. ∆H = Hfinal – H inicial ∆H = Hprodutos – H reagentes

10 LEI DE HESS ∆H1 ∆H2 B C A ∆H3 ∆H3 = ∆H ∆H2

11 EXEMPLOS DE CÁLCULOS ENVOLVENDO A LEI DE HESS.
2.1 (CESGRANRIO) Observe o gráfico: O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO2(g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:

12 1. A combustão de 1 mol de SO2(g) é:
SO2(g) ½ O2(g) SO3(g) 2. Considerar os valores do gráfico como sendo positivos e determinar o valor do espaço (x) que tem SO2(g)+ ½ O2(g) como reagente e SO3(g) como produto: x = 94 – 71 = 23. 3. Como a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos ( estamos “descendo” no gráfico) o valor do ∆H é negativo, pois a reação é exotérmica. Então: ∆H = -23 kcal.

13 2.2 (UNESP) A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera, estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir: 2C(s) + O2(g) CO (g) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394 kJ.mol-1 (III) 2CO(g) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1 Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.

14 (I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X
C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1 (III) 2CO(g) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1 RESOLUÇÃO: 2C(s) + 2O2(g) CO2 (g) ∆H = - 788kJ. 2CO2 (g) CO(g) + O2(g) ∆H = kJ 2C(s) + O2(g) CO (g) ∆H = kJ

15 Calor de Formação É O CALOR ENVOLVIDO NA FORMAÇÃO DE UM MOL DA SUBSTÂNCIA A PARTIR DE SEUS ELEMENTOS NO ESTADO PADRÃO. ESTADO PADRÃO: 1 atm, 25°C E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM DA SUBSTÂNCIA C (grafite) O2(gasoso) CO2(gasoso) ∆Hf = -94,1 kcal.mol-1

16 SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO.
C (grafite) H = 0 C (diamante) H ≠ 0 O2 (gasoso) H = 0 O3 (gasoso) H ≠ 0 S8 (rômbico) H = 0 S8 (monoclínico) H ≠ 0 Pn (vermelho) H = 0 P4 (branco) H ≠ 0

17 ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes
CÁLCULO DO ∆H A PARTIR DOS CALORES DE FORMAÇÃO (∆Hf). ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes

18 Calcule o calor de combustão do etanol:
C2H5OH(ℓ) O2(g) CO2(g) H2O(ℓ) ∆H de formação de C2H5OH(ℓ) = -278 kJ/mol ∆H de formação de CO2(g) = -394 kJ/mol ∆H de formação de = H2O(ℓ) = -286 kJ/mol RESOLUÇÃO: ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes -278kJ zero (-394) (-286) Hreagentes = -278kJ kJ kJ Hprodutos = -1646kJ ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes = -1646kJ – (-278) kJ ∆H = kJ

19 ENERGIA DE LIGAÇÃO ∆H = + 436 kJ
É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO. H (gasoso) + H (gasoso) ∆H = kJ H – H (gasoso)

20 EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS REAGENTES SÃO ROMPIDAS (∆H>0) E AS LIGAÇÕES DOS PRODUTOS SÃO FORMADAS ((∆H<0), O SALDO É O ∆H DA REAÇÃO. Dadas as energias de ligação em kcal/mol : C = C Cℓ - Cℓ 58 C - Cℓ C - H 99 C - C 83 Calcular a energia envolvida na reação: H2C = CH2 (g) Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)

21 ∆H = + 701 – 637 = +64 kcal. H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆H > 0. H2C = CH2 (g) Cℓ2 (g) 4 C –H = = +396 1 C = C = = Hreagentes= = 1 Cℓ- Cℓ =1. 58= kcal. PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H < 0. H2CCℓ - CH2Cℓ (g) 4 C-H = = 2 C-Cℓ = = Hprodutos = 1 C-C = = kcal ∆H = – 637 = +64 kcal.