TERMOQUÍMICA É o estudo do calor envolvido nas reações químicas. To play the movies and simulations included, view the presentation in Slide Show Mode.

Não há reação química que ocorra sem variação de energia ! A Termoquímica tem como objetivo o estudo das variações de energia que acompanham as reações químicas. TERMOQUÍMICA Não há reação química que ocorra sem variação de energia ! A energia é conservativa. Não pode ser criada ou destruída. Apenas transformada !

TERMOQUÍMICA

Classificação das reações termoquímicas Em função da energia envolvida as reações podem ser de dois tipos: I - Exotérmicas: liberam energia. • processos de combustão, respiração animal. II - Endotérmicas: absorvem energia. • fotossíntese, cozimento dos alimentos. TERMOQUÍMICA

Classificação das reações químicas: Exotérmicas  reações que produzem calor (o calor gerado é um produto) Endotérmicas  reações que absorvem calor (o calor absorvido é um reagente) Reações exotérmicas aquecem os arredores Devido calor liberado ao ambiente. Reações endotérmiocas esfriam os arredores Devido absorção de calor do ambiente.

TERMOQUÍMICA Libera calor. 1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante. Como não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (∆H). ΔH = H final – H inicial 2. REAÇÃO EXOTÉRMICA: ∆H <O. Libera calor. ∆H= H produtos – H reagentes H produtos < H reagentes

Reação Exotérmica ΔH < 0 C3H8 + 5O2 2043kJ  3CO2 4H2O

Representações gráficas (1) Combustão do etanol - exotérmica H2 < H1 TERMOQUÍMICA CALOR LIBERADO H = H2 - H1 H < 0

Mas normalmente o ∆H<O é citado após a equação. C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1368kJ C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) - 1368kJ 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2 CO2(g)+3 H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo do lado dos produtos ou sinal negativo ao lado dos reagentes. Mas normalmente o ∆H<O é citado após a equação.

Reação Endotérmica ΔH > 0 NH4NO3+H2O+ 752kJ NH4OH+HNO3

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.

CO(g) + H2(g) PRODUTOS C(s) + H2O(g) REAGENTES

Representações gráficas (2) Fotossíntese - endotérmica H2 > H1 CALOR ABSORVIDO TERMOQUÍMICA H = H2 - H1 H > 0

H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) + 285,8 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) + 268,6 kJ IV. H2(g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C2H2 (g) V. 2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol

As variações de energia, nas reações químicas, manifestam-se sob a forma de calor (geralmente) e luz liberada ou absorvida. A origem da energia envolvida numa reação química decorre, basicamente, de um novo arranjo para as ligações químicas. TERMOQUÍMICA O conteúdo de energia armazenado, principalmente na forma de ligações é chamado de ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e simbolizado por H (heat).

Como pode ser medido o calor de reação ? Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro, que nada mais é do que uma garrafa térmica (figura 1). Para reações de combustão utiliza-se uma bomba calorimétrica (figura 2). figura 1 - calorímetro figura 2 - bomba calorimétrica TERMOQUÍMICA Nos dois casos o calor é transferido para uma massa de água e obtido a partir da expressão Q = m . c .  T

 H0 Equações termoquímicas (requisitos) 1. Equação química ajustada. 2. Indicação dos estados físicos e alotrópicos• (quando for o caso) dos componentes. 3. Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produto formado ou reagente consumido. TERMOQUÍMICA 4. Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o  H.  H0 Entalpia padrão: medida à 250 C e 1 atm.

• Estados alotrópicos mais comuns Grafite Diamante Carbono TERMOQUÍMICA Rômbico Monoclínico Enxofre Rômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização

Estados alotrópicos mais comuns Vermelho Branco Fósforo TERMOQUÍMICA O3 (ozônio) O2 Oxigênio

Tipos de Entalpias ou Calores de Reação 1. Entalpia ou Calor de Formação. 2. Entalpia ou Calor de Decomposição. 3. Entalpia de Combustão. 4. Entalpia de Dissolução. 5. Entalpia de Neutralização. 6. Entalpia ou Energia de Ligação. TERMOQUÍMICA

Entalpia de Formação (Hf) Corresponde à energia envolvida na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples, no estado alotrópico mais comum. TERMOQUÍMICA Exemplos H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) Hf = - 285,5 kJ/mol C(grafite) + O2(g)  CO2(g) Hf = - 393,3 kJ/mol 1/2N2(g) + 1/2 O2(g)  NO(g) Hf = + 45,9 kJ/mol Entalpia de formação de substâncias simples é nula !

Entalpia de Decomposição Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação de uma substância. Exemplos H2O(l  H2(g) + 1/2 O2(g) H = + 285,5 kJ/mol CO2(g)  C(grafite) + O2(g) H = + 393,3 kJ/mol NO(g)  1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) H = - 45,9 kJ/mol TERMOQUÍMICA Observe que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico !

I - Completa: os produtos são CO2 e H2O. Entalpia de Combustão Corresponde à energia liberada na reação de 1 mol de substância (combustível) com O2 puro (comburente). Se o combustível for material orgânico (C,H e O) a combustão pode ser de dois tipos: I - Completa: os produtos são CO2 e H2O. II - Incompleta: além dos produtos acima forma-se, também, CO e/ou C (fuligem). TERMOQUÍMICA

Combustão completa CHAMA AZUL CH4 + 2O2  CO2 + H2O H = - 889,5 kJ/mol C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O H = - 1.400 kJ/mol Na combustão incompleta a chama é alaranjada. TERMOQUÍMICA A combustão do C também é a formação do CO2 !

Entalpia de Dissolução Corresponde ao calor liberado ou absorvido na dissolução (às vezes seguida de dissociação) de 1 mol de substância de tal modo que pela adição de quantidades crescentes de água, seja alcançado um limite a partir do qual não há mais liberação ou absorção de calor. TERMOQUÍMICA Exemplos H2SO4(l) + aq (2 mols)  H2SO4(aq) H = - 28,0 kJ/mol H2SO4(l) + aq (100 mols)  H2SO4(aq) H = - 84,4 kJ/mol NH4NO3(s) + aq  NH4+NO3-(aq) H = + 26,3kJ/mol

Entalpia de Neutralização Corresponde ao calor liberado na formação de 1 mol de água, a partir da neutralização de 1 mol de íons H+ por 1 mol de íons OH-, em solução aquosa diluída. TERMOQUÍMICA Exemplos HCl + NaOH  NaCl + H2O H  - 58,0 kJ/mol HNO3 + KOH  KNO3 + H2O H  - 58,0 kJ/mol Na reação de ácidos fortes com bases fortes a variação de entalpia é aproximadamente constante pois a reação é sempre: H+ + OH-  H2O !

Entalpia ou Energia de Ligação É a quantidade de calor absorvida na quebra de 6,02.1023 ligações de determinada espécie, supondo as substâncias no estado gasoso, à 250 C. TERMOQUÍMICA A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico enquanto a formação de ligações será sempre exotérmico. Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de ligações (H > 0) e nos produtos ocorrerá formação de ligações (H < 0) .

Exemplos de energias de ligação TERMOQUÍMICA

Cálculo de entalpia a partir das ligações Calcular a variação de entalpia na reação: 2 H - H(g) + O = O(g)  2 H - O - H(g) H reagentes = 2 . 435,5 + 497,8 = + 1.368,8 kJ H produtos = - (4 . 462,3) = - 1.849,2 kJ TERMOQUÍMICA A variação de entalpia da reação será obtida pela soma algébrica das entalpias acima:  H reação = H reagentes + H produtos  H reação = + 1.368,8 + (- 1.849,2)  H reação = - 480,4 kJ ou - 240,2 kJ/mol

LEI DE HESS TERMOQUÍMICA

A Lei de Hess, também conhecida como Lei da Soma dos Calores de Reação, demonstra que a variação de entalpia de uma reação química não depende do modo ou caminho como a mesma é realizada e sim do estado inicial (reagentes) e estado final (produtos) . TERMOQUÍMICA

A Lei de Hess pode ser demonstrada a partir do seguinte exemplo: Caminho 1 C(graf.) + O2(g)  CO2(g) H1 = - 393,4 kJ Caminho 2 C(graf.) + ½ O2(g)  CO(g) H2 = - 280,6 kJ CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) H3 = - 112,8 kJ TERMOQUÍMICA Somando as duas equações resulta: C(graf.) + O2(g)  CO2(g) H1 = - 393,4 kJ A entalpia final será H2 + H3

CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) Exemplo Calcular a variação de entalpia envolvida na combustão de 1 mol de CH4(g), expressa por: CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) sabendo que: 1) Hformação CH4(g) = - 74,82 kJ/mol 2) Hformação CO2(g) = - 393,4 kJ/mol 3) Hformação H2O(l) = - 285,5 kJ/mol TERMOQUÍMICA

Desenvolvendo as equações relativas à formação dos componentes: Solução Desenvolvendo as equações relativas à formação dos componentes: 1. formação do CH4 C + 2 H2 CH4 H1 = - 74,82 kJ/mol 2. formação do CO2 C + O2 CO2 H2 = - 393,4 kJ/mol 3. formação da H2O H2 + ½ O2 H2O H3 = - 285,5 kJ/mol TERMOQUÍMICA

Aplicando a Lei de Hess, para obter a combustão do CH4 deveremos: Solução Aplicando a Lei de Hess, para obter a combustão do CH4 deveremos: a) inverter a equação de formação do CH4 ; CH4  C + 2H2 H = + 74,82 kJ b) utilizar da forma apresentada a equação de formação do CO2 ; C + O2  CO2 H = - 393,4 kJ c) utilizar a equação de formação da água multiplicada por 2 (inclusive a entalpia) 2H2 + O2  2H2O H = - 571,0 kJ TERMOQUÍMICA

CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) Solução 1) CH4  C + 2H2 H = + 74,82 kJ 2) C + O2  CO2 H = - 393,4 kJ 3) 2H2 + O2  2H2O H = - 571,0 kJ que somadas, resulta TERMOQUÍMICA CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) A variação da entalpia será: HRQ = + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0) HRQ = - 889,58 kJ/mol de CH4

Utilizando entalpias de formação Quando TODAS entalpias de formação forem conhecidas: Podes prever qual o ∆H da reação? ∆Ho =  ∆Hfo (produtos) -  ∆Hfo (reagentes) Lembre-se que ∆ sempre = final – inicial

EXERCÍCIO 2 Calcule o calor de combustão do metanol CH3OH(g) + 3/2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g) ∆Ho =  ∆Hfo (prod) -  ∆Hfo (reag)

Aplicações da Lei de Hess 1. Previsão de calores de reação, a partir de entalpias conhecidas. 2. Determinação do poder calorífico de com- bustíveis automotivos e alimentos. Exemplos Octano (gasolina) = 47,8 kJoule/grama Etanol (álcool comum) = 44,7 kJoule/grama Metano (GNV) = 49,0 kJoule/grama Glicose (carbohidrato) = 17,5 kJoule/grama Lipídio (gorduras) = 38,6 kJoule/grama TERMOQUÍMICA