TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS. By Ducha.

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1 TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS. By Ducha

2 OS PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS DO CALOR E DO TRABALHO SE APLICAM,
NO ESTUDO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA E NAS MUDANÇAS DO ESTADO FÍSICO DE UMA SUBSTÂNCIA. Retirando calor Colocando calor Mais energético Menos energético

3 pilha OBSERVE OS FENÔMENOS

4 NELES,OCORREM TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS E (OU) QUÍMICAS
ENVOLVENDO VÁRIOS TIPOS DE ENERGIA, INCLUSIVE ENERGIA TÉRMICA.

5 CONCEITOS IMPORTANTES
SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo para estudo. ENERGIA - resultado do movimento e da força gravitacional existentes nas partículas formadoras da matéria. ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema através de reações químicas. CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura mais alta para o outro com temperatura mais baixa. TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força que se opõe a esse deslocamento.

6 A ENERGIA É SEMPRE A MESMA, ELA SE CONSERVA; PODE-SE DIZER ENTÃO QUE
EM UM SISTEMA ISOLADO A ENERGIA É SEMPRE A MESMA, ELA SE CONSERVA; PODE-SE DIZER ENTÃO QUE A ENERGIA DO UNIVERSO É CONSTANTE.

7 ENERGIA INTERNA ENTALPIA ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA
SOB VOLUME CONSTANTE. ENTALPIA ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA SOB PRESSÃO CONSTANTE, RESUMIDAMENTE, PODEMOS DIZER QUE É O CONTÉUDO DE CALOR DA SUBSTÂNCIA.

8 O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃO É DENOMINADO CALORIMETRIA.
O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É DENOMINADO CALORÍMETRO.

9 CALORIA é a quantidade de energia necessária
para aumentar de 1ºC a temperatura de 1 g de água. JOULE é a quantidade de energia necessária para deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso, fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo. 1 cal = 4,18 J 1 kcal = 1000 cal 1 kJ = 1000 J

10 EFEITOS ENERGETICOS NAS REACõES QUÍMICAS 6CO 2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2
Na fotossíntese ocorre absorção de calor 6CO H2O  C6H12O O2 LUZ CLOROFILA GLICOSE Na combustão do etanol ocorre liberação de calor ETANOL

11 A TERMOQUÍMICA ESTUDA AS MUDANÇAS
TÉRMICAS ENVOLVIDAS NAS REAÇÕES QUÍMICAS * quando envolve liberação de calor, denomina-se REAÇÃO EXOTÉRMICA. * quando envolve absorção de calor, denomina-se REAÇÃO ENDOTÉRMICA.

12 EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA É a representação de uma reação química em que está especificado: * o estado físico de todas as substâncias. * o balanceamento da equação. * a variação de calor da reação ( H ). * variedade alotrópica quando existir. * as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja, temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum) Segue alguns exemplos...

13 Libera calor para o meio
REAÇÃO EXOTÉRMICA Libera calor para o meio 2 C + 3 H C H  H= – 20,2 kcal (s) 2(g) 2 6(g) 2 C + 3 H C H + 20,2 kcal (s) 2(g) 2 6(g) REAÇÃO ENDOTÉRMICA Absorve calor do meio  Fe O 3 Fe + 2 O H= + 267,0 kcal 3 4(s) (s) 2(g) Fe O 3 Fe + 2 O - 267,0 kcal 3 4(s) (s) 2(g) Fe3O4(s) ,0 Kcal Fe + 2O2

14  REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C + 3 H ® C H  H = – 20,2 kcal + 20,2 kcal
(s) + 3 H 2(g) C 2 H 6(g)  H = – 20,2 kcal + 20,2 kcal REAÇÃO ENDOTÉRMICA Fe 3 O 4(s) 3 Fe + 2 O H = + 267,0 kcal - 267,0 kcal  OBSERVE OS SINAIS OBSERVE OS SINAIS

15 CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
  A B  C D HR HP HP  ENTALPIA PRODUTO HR  ENTALPIA REAGENTE H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA

16     A + B  C + D + CALOR HR A + B + CALOR  C + D HR
REAÇÃO EXOTÉRMICA   HR HP A B CALOR  C D REAÇÃO ENDOTÉRMICA   HR HP

17 H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Não esqueça: HP  ENTALPIA PRODUTO HR  ENTALPIA REAGENTE H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA

18 SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
REAÇÃO EXOTÉRMICA A B  C D + HR HP = + HR HP > ENTÃO HR O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO HP CAMINHO DA REAÇÃO

19 A + B  C + D + CALOR A + B + CALOR  C + D REAÇÃO EXOTÉRMICA
REAÇÃO ENDOTÉRMICA

20 SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
REAÇÃO ENDOTÉRMICA A B  C D Hp = + Hr Hp Hr > ENTÃO HP O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO HR CAMINHO DA REAÇÃO

21 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR  HP H > 0 Se HR > HP H < 0

22 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR  HP H > 0 REAÇÃO ENDOTÉRMICA Se HR > HP H < 0 REAÇÃO EXOTÉRMICA

23 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
> Se H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) H < 0 CAMINHO DA REAÇÃO

24 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
REAÇÃO EXOTÉRMICA HR HP > Se HR H < 0 HP CAMINHO DA REAÇÃO

25 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
> Se HP H > 0 HR CAMINHO DA REAÇÃO

26 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
> Hr REAÇÃO ENDOTÉRMICA Se HP H > 0 HR CAMINHO DA REAÇÃO

27 * Convencionou-se entalpia zero para determinadas
OBS.: * Convencionou-se entalpia zero para determinadas substâncias simples, em razão de não ser possível medir o valor real da entalpia de uma substância. * Foram escolhidas condições-padrão para estabelecer medidas relativas. * Terá entalpia zero qualquer substância simples que se apresente nos estados físico e alotrópico mais comum, a 25ºC e 1atm de pressão.

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29 * A forma alotrópica menos estável tem entalpia maior que zero.

30 H = H(produtos) - H(reagentes)
Observe a reação de formação (síntese ) de um mol de água, a 25ºC e 1 atm de pressão. H2(g) /2O2(g)  H2O(g) Cálculo da entalpia de formação: H = H(produtos) - H(reagentes)

31 H = H(produtos) – H(reagentes)
H2(g) /2 O2(g)  H2O(g ) H = ? H = H(produtos) – H(reagentes) H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g)) COMO Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero H = HºH2O(l) HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol e ENTÃO H = – 68,4kcal/mol

32 H = H(produtos) – H(reagentes)
H2(g) /2 O2(g)  H2O(g ) H = ? H = H(produtos) – H(reagentes) H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g)) Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero H = HºH2O(l) HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol H = – 68,4kcal/mol

33 H = H(produtos) – H(reagentes)
H2(g) /2 O2(g)  H2O(g ) H = –68,4kcal/mol H = H(produtos) – H(reagentes) H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g)) Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero H = HºH2O(l) HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol H = – 68,4kcal/mol

34 CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
LEI DE HESS A entalpia de uma reação depende apenas dos estados iniciais e finais da reação, não depende dos estados intermediários, ou seja a reação é a mesma para uma ou mais etapas. Ex. 1 - Cálculo da entalpia da reação de formação do gás carbônico: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g) H = ? kcal/mol

35 C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H = – 26,4kcal/mol
OBSERVE AS EQUAÇÕES: C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H = – 26,4kcal/mol CO(g) /2O2(g)  CO2(g) H = – 67,6kcal/mol

36 H = – 94,0kcal/mol H = H1 + H2 H = – 94,0kcal/mol
EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA DAS MESMAS. Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam. 1ª etapa: C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H1 = – 26,4kcal/mol 2ª etapa: CO(g) /2O2(g)  CO2(g) H2 = – 67,6kcal/mol Etapa final: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g) H = – 94,0kcal/mol CONCLUINDO H = H H2 H = – 94,0kcal/mol

37 Observe que o processo é puramente algébrico.
1ª etapa : C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H1 = -26,4kcal/mol 2ª etapa : CO(g) /2O2(g)  CO2(g) H2 = -67,6kcal/mol Etapa final: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g) H = -94,0kcal/mol

38 Observe que o processo é puramente algébrico.
1ª etapa : C(grafite)+ 1/2O2(g)  CO(g) H1 = -26,4kcal/mol 2ª etapa : CO(g) /2O2(g)  CO2(g) H2 = -67,6kcal/mol Etapa final: C(grafite)+ O2(g)  CO2(g) H = -94,0kcal/mol H = H1 + H2 = -94,0kcal/mol

39 Ex 2 - Dadas as equações: C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0kcal/mol H2(g) /2 O2(g)  H2O(l) H2 = – 68,4kcal/mol C(grafite)+ 2H2(g)  CH4(g) H3 = – 17,9kcal/mol Calcular a entalpia da reação: CH4(g) + O2(g)  CO2(g)+ H2O(l)

40 As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modo
Resolução: As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modo que a sua soma resulte na equação-problema. Agora vamos identificá-las com algarismos romanos. C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0kcal/mol I) H2(g) /2 O2(g)  H2O(l) H2 = – 68,4kcal/mol II) C(grafite)+ 2H2(g)  CH4(g) H3 = – 17,9kcal/mol III) Equação-problema: CH4(g) + O2(g)  CO2(g)+ H2O(l)

41 Devemos manter a equação I pois dessa forma
obteremos gás carbônico como produto. C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0kcal/mol Multiplicar por 2 a equação II para que os coeficientes fiquem ajustados. 2( H2(g) /2 O2(g)  H2O(l) H2 = – 68,4kcal/mol) 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) H2 = – 136,8 kcal/mol O H2 também é multiplicado Agora, invertemos a equação III de modo a obter o metano ( CH4 ) como reagente. Observe a inversão de sinal do H3 CH4(g)  C(grafite) H2(g) H3 = + 17,9kcal/mol

42 Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações,
inclusive das variações de entalpia. C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0 kcal/mol 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) H2 = – 136,8 kcal/mol CH4(g)  C(grafite)+ 2H2(g) H3 = + 17,9 kcal/mol _____________________________________________________________

43 H = H1 + H2 + H3 Observe os cortes:
C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) H1 = – 94,0 kcal/mol 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) H2 = – 136,8 kcal/mol CH4(g)  C(grafite)+ 2H2(g) H3 = + 17,9 kcal/mol _____________________________________________________________ CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g)+ 2H2O(l) H = – 212,9 kcal/mol H = H1 + H2 + H3

44 CALORES PADRÃO DE FORMAÇÃO OU ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO
É o calor desenvolvido na formação de um mol de determinado composto, a partir das substâncias simples correspondentes no estado padrão. Representa-se por: Hfº O índice sobrescrito º significa estado padrão. O índice subscrito f significa formação. .

45   composto é formado a partir de substâncias simples no
REAÇÃO DE FORMAÇÃO - é aquela em que um mol de um único composto é formado a partir de substâncias simples no estado padrão. Exs.:  C(grafite )+ O2(g)  CO2(g) 1 mol  H2(g) /2 O2(g)  H2O(l) 1 mol Os valores de H são pré-estabelecidos e encontrados em tabelas, para aqueles compostos que estejam na sua forma mais estável a 1 atm de pressão, ou seja, no estado padrão.

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47 CALOR PADRÃO DE COMBUSTÃO OU ENTALPIA-PADRÃO DE COMBUSTÃO
É o calor liberado na combustão total de um mol de uma substância em que os componentes dessa reação estão no estado-padrão. H2(g) /2O2(g)  H2O(l) H=–68,4kcal/mol C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(l) H=–325 kcal/mol COMBUSTÃO - reação de uma substância com o oxigênio (O2) em que ocorre liberação de energia. ( REAÇÃO EXOTÉRMICA )

48 O PODER CALÓRICO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS
A gasolina possui maior poder calorífico que o álcool. Para cada litro de gasolina queimado são produzidos aproximadamente 8000 quilocalorias, enquanto para cada litro de álcool queimado, temos a produção de aproximadamente 5000 quilocalorias. Veja a tabela de calorias de alguns alimentos, a seguir.

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50 ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO
CALOR DE DISSOLUÇÃO OU ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO É o calor desenvolvido ( liberado ou absorvido) provocado pela dissolução de um mol de substância, numa quantidade de água suficiente para se obter uma solução diluída, no estado padrão. H2SO4(l) + aq  H2SO4(aq) H = – 22,9 kcal/mol KNO3(s) aq  KNO3(aq) H = + 8,5 kcal/mol

51 CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO OU ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO
É o calor liberado na neutralização de um equivalente-grama de um ácido por um equivalente-grama de uma base, ambos em soluções aquosas diluídas, no estado padrão. HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) H = –13,8 kcal/eq-g HNO3(aq) + LiOH(aq)  LiNO3(aq) + H2O(l) H = –13,8 kcal/eq-g OBS.: Para ácidos e bases fortes o H será sempre o mesmo.

52 H = H(produtos) –  H(reagentes)
A variação de entalpia de uma reação pode ser calculada, conhecendo-se apenas as entalpias de formação dos seus reagentes e produtos. Depois da seta final Antes da seta inicial H = H(produtos) –  H(reagentes)

53 SUBSTÂNCIAS C H CO O DH -24,8kcal/mol -94,1kcal/mol -57,8kcal/mol zero
Observe a equação: C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g) H = ? – kcal/mol Consultando a tabela de calores de formação: SUBSTÂNCIAS C 3 H 8(g) CO 2(g) 2 O (g) DH -24,8kcal/mol -94,1kcal/mol -57,8kcal/mol zero

54 Zóio vivo nessa fórmula
H =  H (produtos) -   H (reagentes) H = [3HCO2(g)+ 4H H2O(g) ] - ( HC3H8(g)+ 5 HO2(g) ) H = [ 3(-94,1) + 4(-57,8)] - (-24,8 + zero) H = - 488,7 kcal/mol

55 ENERGIA DE LIGAÇÃO É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA NO ESTADO GASOSO. EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias 110kcal. Para romper um de ligação H – C são necessárias 100kcal. Para romper um de ligação O = O são necessárias 118kcal. . * esses valores são tabelados

56 O H H Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos: 110kcal
H2O(l)  2H(g) + O(g) H = ? kcal/mol 110kcal 110Kcal O H H H2O(l)  2H(g) + O(g) H = 220 kcal/mol

57 Observe a reação em que todos os participantes estão no estado gasoso:
H | C— O — H /2O2  O = C = O H2O H— Para romper as ligações intramoleculares do metanol e do oxigênio, serão absorvidos, para: 1 mol de O — H  +464,0 kj ,0 kj 1 mol de C — O  +330,0 kj ,0 kj 3 mols de C — H  3 (+413,0 kj) ,0 kj 3/2 mols de O = O  3/2 (+493,0 kj) ,5 kj TOTAL ABSORVIDO ,5 kj

58 Cômputo dos produtos: H | C— O — H /2O2  O = C = O H2O H— Para formar as ligações intramoleculares do CO2 e da água, serão liberadas: 2 mols de C = O  2 (-7444,0 kj) ,0 kj 2 mols de H — O  2 ( - 464,0 kj) ,0 kj TOTAL LIBERADO ,0 kj

59 H = H(reagentes) + H(produtos)
O cálculo final será: H = H(reagentes) H(produtos) H = 2 772,5kj ( kj) CALOR ABSORVIDO CALOR LIBERADO H = 356,5kj

60 H H H H A quebra de ligação envolve absorção de calor Processo
endotérmico H — H Processo exotérmico A formação de ligação envolve liberação de calor H — H