ÁLCOOL OU GASOLINA ? ? OU.

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1 ÁLCOOL OU GASOLINA ? ? OU

2 TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS.

3 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.

4 pilha OBSERVE OS FENÔMENOS

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

6 Energia e Química 2 H2(g) + O2(g) --> 2 H2O(g) + calor e luz
Pode ser usada para fornecer ENERGIA ELÉTRICA em uma célula a combustível. Oxidação: 2 H2 ---> 4 H e- Redução: 4 e- + O H+ ---> 2 H2O

7 ENERGIA é a capacidade de realizar trabalho ou transferir calor.
CALOR é a forma de energia que flui entre dois objetos devido à sua diferença de temperatura. Outras formas de energia — luz elétrica Cinética e potencial Energia e Química

8 Energia Potencial e Cinética
energia que um corpo estático possui devido à sua posição. Energia cinética — energia do movimento

9 Energia Potencial em Escala Atômica
Partículas positivas e negativas (íons) se atraem. Dois átomos podem se ligar À medida que as partículas se atraem, sua energia potencial diminui Energia Potencial em Escala Atômica NaCl — composto por íons Na+ e Cl-

10 EP + EC = Energia Interna (E ou U)

11 Energia Interna (E) Quanto mais alta a temperatura, maior a energia interna Portanto, usamos variações de T (∆T) para monitorar variações em E (∆E).

12 Termodinâmica Termodinâmica é a ciência da transferência de calor (energia) Energia térmica é associada aos movimentos moleculares. Calor é transferido até que o equilíbrio térmico seja estabelecido.

13 Direcionalidade da Transferência de Calor
Calor é sempre transferido do objeto mais quente ao mais frio. EXOtérmico: O calor é transferido DO SISTEMA para a VIZINHANÇA T(sistema) diminui T(viz) aumenta

14 Direcionalidade da Transferência de Calor
Calor é sempre transferido do objeto mais quente ao mais frio. ENDOtérmico: calor é transferido DA VIZINHANÇA para o SISTEMA. T(sistema) aumenta T (viz) diminui

15 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.

16 SISTEMA ABERTO

17 SISTEMA FECHADO

18 SISTEMA ISOLADO

19 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.

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

21 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

22 EFEITOS ENERGETICOS NAS REAÇÕES QUÍMICAS
Na fotossíntese ocorre absorção de ENERGIA 6CO H2O  C6H12O O2 LUZ CLOROFILA GLICOSE Na combustão do etanol ocorre liberação de ENERGIA ETANOL

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

24 Quando envolve absorção de calor,denomina-se REAÇÃO ENDOTÉRMICA.

25 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...

26  REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C + 3 H ® C H  H= – 20,2 kcal 2 C + 3 H ® C H
(s) 2(g) 2 6(g) 2 C + 3 H C H + 20,2 kcal (s) 2(g) 2 6(g) REAÇÃO ENDOTÉRMICA  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)

27  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

28 CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
  A B  C D HR HP HP  ENTALPIA PRODUTO HR  ENTALPIA REAGENTE H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA ∆H = HP - HR

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

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

31 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 ∆H< 0 HP CAMINHO DA REAÇÃO

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33 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 ∆H> 0 HR CAMINHO DA REAÇÃO

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

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

36 * 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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38 * A forma alotrópica menos estável tem entalpia maior que zero.

39 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)

40 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

41 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

42 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

43 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

44 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

45 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

46 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

47 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

48 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)+ 2 H2O(l)

49 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)+ 2 H2O(l)

50 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

51 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 _____________________________________________________________

52 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

53 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. .

54   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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56 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 )

57 O PODER CALÓRICO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS
A gasolina possui maior poder clalorífico 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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59 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

60 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.

61 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. H = H(produtos) –  H(reagentes)

62 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

63 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

64 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

65 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

66 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

67 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

68 + LIGAÇÃO ROMPIDAreagentes)
O cálculo final será: + LIGAÇÃO ROMPIDAreagentes) - LIGAÇÃO FORMADA(produtos) H = H = 2 772,5kj ( kj) CALOR ABSORVIDO CALOR LIBERADO H = 356,5kj

69 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

70 FIM