Termoquímica João Victor Mesquita Salustiano

Termoquímica É a parte da Química que estuda as variações de energia que acompanham as reações químicas.

No sistema, reação de madeira + oxigênio está havendo liberação de energia para o meio ambiente.

A origem da energia envolvida numa reação química decorre, basicamente, de um novo arranjo para as ligações químicas. O conteúdo de energia armazenado, principalmente na forma de ligações é chamado de ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e simbolizado por H (heat ).

CALOR SENSÍVEL VARIAÇÃO DE TEMPERATURA Q: m c t CALOR MASSA CALOR ESPECIFICO MUDANÇA DE TEMPERATURA LATENTE MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO TRANSMISSÃO DILATAÇÃO TERMICA

Pode ser conceituada como o conteúdo energético do sistema. Entalpia de um sistema (H)  H= Hp – Hr. Sendo que Hp é a entalpia dos produtos e Hr é a entalpia dos reagentes. Variação de entalpia (  H)

É aquela que libera calor para o meio. Hp < Hr  H < 0 Reação exotérmica

C (s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H = - 94,0 Kcal/mol. ou C (s) + O 2 (g)  CO 2 (g) + 94,0 Kcal/mol ou C (s) + O 2 (g) - 94,0 Kcal  CO 2 (g) Reação exotérmica

E 1 = energia dos reagentes (r) E 2 = energia do complexo ativado (CA) E 3 = energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta c=variação de entalpia (  H= Hp – Hr) Reação Exotérmica

É aquela que absorve calor do meio. Hp > Hr  H > 0 Reação endotérmica

N 2(l) + O 2(g)  2NO (g)  H = + 42 Kcal/mol. ou N 2(l) + O 2(g) + 42 Kcal  2 NO (g) ou N 2(l) + O2(g)  2 NO (g) - 42 Kcal Reação endotérmica

E 1 = energia dos reagentes (r) E 2 = energia do complexo ativado (CA) E 3 = energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta c=variação de entalpia (  H= Hp – Hr) Reação endotérmica

É a quantidade de calor libertada ou absorvida na formação de um mol dessa substância à partir de substâncias simples (no estado padrão). Calor ou entalpia de formação

Substâncias no estado padrão Grafite e diamante são substâncias simples, mas a forma alotrópica grafite é a mais estável. Por isso, o grafite é substância no estado padrão. Exemplificando...

Substâncias no estado padrão Convencionou-se atribuir  H o =0(zero) ao grafite e outras substâncias no estado padrão. Exemplificando...

 H 2(g) + ½ O 2(g)  H 2 O (g)  H= - 68,3 Kcal  ½ H 2(g) + I 2(g) *  HI (g)  H= - 6,2 Kcal Substâncias no estado padrão (numa RQ) * I 2(g), apesar de ser substância simples não é substância no estado padrão, pois não se encontra no estado mais comum (sólido). Substâncias no estado padrão.

A entalpia de uma substância simples, a 1 atm e 25ºC,no estado padrão e forma alotrópica mais estável, é considerada igual a zero H 2(g) H=0 O 2(g) H=0 O 3(g) H0 C (grafite) H=0 C (diamante) H0 Entalpia Padrão (  H o )

É a entalpia de formação dessa substância a 1 atm e 25ºC, partindo-se de substância simples no estado e forma alotrópica mais comuns. Entalpia de uma substância composta

É a variação de entalpia que ocorre na combustão de 1 mol de uma substância a 25ºC e 1 atm de pressão. Calor ou entalpia de combustão

Exemplificando... C (s) + O 2(g)  CO 2(g)  H= -94 Kcal/mol CH 4(g) + 2O 2(g)  CO 2(g) + 2H 2 O (g)  H= -213 Kcal/ mol Calor ou entalpia de combustão

"A variação de entalpia envolvida numa reação química, sob determinadas condições experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos, seja a reação executada em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas". Lei de Hess

Essa lei é muito útil para determinar indiretamente calor de reação, impossível de ser medido experimentalmente. O calor total liberado ou absorvido nas reações sucessivas: A  B e B  C É igual ao calor liberado ou absorvido na reação: A  C. O calor liberado ou absorvido na reação A  C não depende do número de estados intermediários. Lei de Hess

Podemos trabalhar com equações químicas como se fossem equações matemáticas, isto é, permite calcular o  H de uma determinada reação x (incógnita) pela soma de reações de  H conhecidos, cujo resultado seja a reação de x. Lembremo-nos que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, devemos multiplicar ou dividir o valor de  H dessa reação pelo mesmo número. Conseqüências da Lei de Hess

Podemos obter NH 4 Cl (aq) por 2 caminhos diferentes. 1º caminho... NH 3(g ) + HCl (g)  NH 4 Cl (s)  H = - 41,9 Kcal NH 4 Cl (s) + H 2 O (l)  NH 4 Cl (aq)  H = -3,9 Kcal + NH 3(g) + HCl (g) + H 2 O (l)  NH 4 Cl (aq)  H= -38 Kcal Conseqüências da Lei de Hess

2º caminho... NH 3(g ) + H 2 O (l)  NH 3 (aq)  H = -8,5 Kcal HCl (g) + H 2 O (l)  HCl (aq)  H = -17,3 Kcal + NH 3(aq ) + HCl (aq)  NH 4 Cl (aq)  H= -12,2 Kcal NH 3(g ) + HCl (g) + 2H 2 O (l)  NH 4 Cl (aq)  H= - 38 Kcal Conseqüências da Lei de Hess

É a energia necessária para romper um mol de ligações quando se obtêm os átomos isolados no estado gasoso. A principal aplicação prática é permitir o cálculo da variação de entalpia de reações, conhecendo-se as energias de ligações. Energia de ligação

Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio (H 2 ) e gás cloro (Cl 2 ), formando cloridreto (HI).

78,5 C  Cl 99,5 C  H (metano) 98,8 C  HC  HC  HC  H 83,1 C  CC  CC  CC  C 103,2 H  Cl 104,2 H  HH  HH  HH  H 58,0 Cl  Cl E de ligação (Kcal/mol) Ligação

... REAGENTES A quebra de uma ligação é um processo endotérmico. (  H > 0): SINAL (+) ... PRODUTOS A formação de uma ligação é um processo exotérmico. (  H < 0): SINAL (-) Energia de ligação

H 2(g) + Cl 2(g)  2 HCl (g) H - H + Cl - Cl  2 H-Cl +104,0kcal/mol +58,0kcal/mol 2 x(-103,0kcal/mol)  H = - 44,0 Kcal/mol Energia de ligação

O5. As transformações representadas a seguir referem-se à formação da água. Considere dados: MMH 2 O = 18g/mol. H 2(g) + 1/2O 2(g)  H 2 O (l)  H = -286kJ/mol H 2(g) + 1/2O 2(g)  H 2 O (g)  H = -242kJ/mol Para vaporizar 180g de água, são necessários: (A) 79kJ (B) 5280kJ (C) 44kJ (D) 528kJ (E) 440kJ Exercício da apostila resolvido

Solução... H 2 O (l)  H 2(g) + 1/2O 2(g)  H = +286kJ/mol H 2(g) + 1/2O 2(g)  H 2 O (g)  H = -242kJ/mol H 2 O (l)  H 2 O gl)  H = +286kJ/mol – 242kJ/mol = 44kJ/mol 18g (1 mol) 44kJ 180g x X =440kJ (letra E) Exercícios resolvidos

THAT'S ALL FOLKS! (por enquanto)