TERMOQUÍMICA 

Definição É o estudo do calor envolvido nas reações químicas Ex: combustão, queima de uma vela, fervura dos alimentos, respiração celular, etc.

Introdução 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.

Conceitos CALOR é a energia em trânsito de um corpo a uma temperatura mais alta para um corpo a uma temperatura mais baixa. Ou seja, há variações de temperatura. Quando você sente uma sensação quente, é porque recebeu energia. Quando a sensação é de frio, significa que você perdeu energia.

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

Como o calor pode ser medido? Calorímetro: para reações em meio aquoso. Bomba calorimétrica: para reações de combustão.

Entalpia (H)      É o total de energia liberada ou absorvida em uma transformação de um dado sistema, a pressão constante.      Transformação exotérmica: libera calor para o meio ambiente. A + B→ C + D + calor Hi Hf ∆H      Sendo que:  Hf < Hi ∆ H = Hf - Hi  ∆ H < 0 

Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente. A + B + calor → C + D Hi ∆H Hf      Sendo que:  Hf > Hi  ∆ H = Hf - Hi   ∆ H > 0 

Alotropia A forma alotrópica mais estável de uma substância é aquela que apresenta menor energia e a esta é atribuído valor de entalpia igual a zero (H = 0). É costumeiro se indicar entalpia em condição padrão por ΔH0. Assim, para as formas alotrópicas do elemento químico carbono, oxigênio e enxofre,temos...

Estados alotrópicos mais comuns. Carbono C (grafita) C(diamante) Oxigênio O2(g) e O3(g)

Estados alotrópicos mais comuns.

2. Estado alotrópico dos reagentes e produtos (lembre-se: Alotropia ocorre quando um mesmo elemento químico forma diferentes substâncias simples). Principais variedades alotrópicas : Gás oxigênio (O2) = mais estável, menor entalpia. Gás ozônio (O3) = mais reativo, maior entalpia. Carbono grafite (C6) = mais estável, menor entalpia. Carbono diamante (C6) = mais reativo, maior entalpia. Fósforo vermelho (Pn) = mais estável, menor entalpia. Fósforo branco (P4) = mais reativo, maior entalpia. Enxofre rômbico (S8) = mais estável, menor entalpia. Enxofre monoclínico (S8) = mais reativo, maior entalpia.

As reações podem ser de dois tipos: Quando envolve liberação de calor, denomina-se    REAÇÃO EXOTÉRMICA. (aquecem o ambiente).  ex: processos de combustão, respiração animal Quando envolve absorção de calor, denomina-se   REAÇÃO ENDOTÉRMICA. (esfriam o ambiente). ex: fotossíntese

FATORES QUE INFLUEM NO VALOR DA ENTALPIA O ESTADO FÍSICO

FATORES QUE INFLUEM NO VALOR DA ENTALPIA 2. Temperatura: as determinações de ∆H devem ser feitas a temperatura constante, pois ela influi no seu valor. Geralmente as transformações são feitas em condições-padrão, a 25ºC. 3. Quantidades de reagentes e produtos: o valor do ∆H é determinado pelas quantidades dos reagentes.

CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA ∆ H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)  Se    HR > HP           ∆ H  <  0    EXO Se    HR  <  HP         ∆ H  > 0     ENDO HP = ENTALPIA  PRODUTO  HR = ENTALPIA  REAGENTE  ∆H = VARIAÇÃO DE  ENTALPIA

C(grafite) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 392,9 kJ/mol Equação termoquímica: nela devem constar o valor da entalpia e todos os fatores que nela influem no seu valor: Estado físico Pressão Temperatura Variedade alotrópica Ex: C(grafite) + O2 (g) → CO2 (g)        ∆H = - 392,9 kJ/mol (a 25ºC e 1 atm)

Substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero. Entalpia padrão: é aquela medida no estado padrão. Estado padrão: Temperatura de 25ºC Pressão de 1 atm Forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum da substância. Substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero.

REAÇÃO EXOTÉRMICA A + B → C + D + CALOR    C(grafite ) +   O2(g)    →    CO2(g)                ∆ H =  – 94,0 kcal/mol C(grafite ) +   O2(g)    →    CO2(g) + 94,0 Kcal/mol

REAÇÃO EXOTÉRMICA ∆ H = H p – H r  ∆ H = 10 - 20 = - 10 HR >  HP           ∆ H  <  0    EXO

REAÇÃO ENDOTÉRMICA A + B + CALOR → C + D CH4(g)    → C(grafite) +  2H2(g)    ∆ H =  + 17,9kcal/mol CH4(g)   +  17,9kcal/mol  → C(grafite) +  2H2(g)   

REAÇÃO ENDOTÉRMICA ∆ H = H p – H r  ∆ H = 20-10 = + 10 Se    HR  <  HP   ∆ H  >   0     ENDO

Exemplos de reações CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g) ∆ H = + 17,9 kcal/mol Fe3O4(s)  →  3 Fe(s)  +  2 O2(g)     ∆ H = + 267,0 kcal  C(grafite ) +   O2(g)    →    CO2(g)           ∆ H =  – 94,0 kcal/mol  2 H2(g)  +  O2(g)  →   2 H2O(l)              ∆ H = – 136,8 kcal/mol 

Tipos de entalpia ou calores de reação.

1- Entalpia de formação (ΔH°f) É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância no estado- padrão, a partir de substância simples. Ex: Formação da Amônia  N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ΔH°f = -286KJ

2 –Entalpia de Decomposição (ΔH°d) Pode ser considerada como a entalpia inversa a de formação de uma substância. H2O2(l) → H2O(l) + ½ O2 (g) ∆ H = -90 KJ/mol

3 – Entalpia de Combustão (ΔH°C) É o calor liberado na queima de 1 mol de uma substância no estado-padrão. Ex: Queima do enxofre S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH°C = -78 KJ/mol

4 – Entalpia de Dissolução (ΔH°d) É a variação de entalpia que acontece durante a dissolução de um mol de uma dada substância numa determinada quantidade de solvente, originando uma concentração específica, geralmente diluição infinita.

5 – Entalpia de Neutralização (ΔH°n) É a variação de entalpia que ocorre durante a neutralização de um mol de íons H+ com um mol de íons OH -, ambos em soluções diluídas. (ocorre entre um ácido e uma base).

6 – Entalpia de ligação (ΔH°l) Energia necessária para o rompimento de um mol de ligações entre um dado par de átomos, no estado gasoso.

Exercícios

Observe o gráfico e responda qual a variação de entalpia (∆H)? ∆H = Hp - Hr ∆H = 10 – 22 ∆H = - 12

Observe o gráfico e responda qual a energia de ativação? 18

Qual é a energia do complexo ativado? 40

Observe o gráfico e classifique-o em exotérmico ou endotérmico.

Observe o diagrama de energia e julgue as afirmativas: I- O processo é exotérmico; II- A reação tem variação de entalpia igual a –30 kcal III- A energia de ativação vale +130 kcal  IV- O valor do complexo ativado é +90 kcal

Para uma reação exotérmica, indique quais são as informações corretas: a. a entalpia decresce. b. ∆ H tem sinal negativo. c. a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes. d. o calor é absorvido pelo meio ambiente. a, b, c

Com base nos dados: Ligação Energia de ligação (kJ/mol) H – H 436 Cl – Cl 243 H – Cl 432     Pede-se estimar que o ∆ H da reação representada por : H2 (g) + Cl 2 (g) → 2 HCl (g) dado em kJ por mol de HCl (g) é igual a: a) – 92,5      b) –185      c) -247      d) +185      e) +92,5 436 243 2*432 ∆H = 436 + 243 + 2*(-432) ∆H = -185 kJ → 2 mol 1 mol → -92,5 kJ

3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol: Al2O3(s) = – 1670; MgO(s) = – 604. Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da reação representada por: 3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s) Seu valor é igual a: ΔH = H final – H inicial a) – 1066 kj. b) – 142 kj. c) + 142 kj. d) + 1066 kj. e) + 2274 kj. ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] ΔH = (– 1670) – (– 1812) ΔH = – 1670 + 1812 ΔH = + 142 kJ

2 FeO + 1/2 O2  Fe2O3 ΔH = H final – H inicial Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o H de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H da reação abaixo será: 2 FeO + 1/2 O2  Fe2O3 a) – 68,4 kcal/mol. b) + 68,4 kcal/mol. c) – 132,5 kcal/mol. d) + 132,5 kcal/mol. e) – 260,5 kcal/mol ΔH = H final – H inicial ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)] ΔH = (– 196,5) – (– 128,04) ΔH = – 196,5 + 128,04 ΔH = – 68,42 kcal

CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g) 0O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada: CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g) A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a: Entalpias de formação em kj/mol, CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = – 108. a) + 254 kj. b) – 127 kj. c) – 479 kj. d) + 508 kj. e) – 254 kj. ΔH = H final – H inicial ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 287)] ΔH = (– 108) – [– 75 – 287] ΔH = (– 108) – (– 362) ΔH = – 108 + 362 ΔH = 254 kj