Termoquímica

Introdução Um dos grandes problemas mundiais é constante necessidade de geração de energia. A Termoquímica possibilita uma solução viável (econômica e ecológica) para esta crescente demanda. Combustão de biomassa; Célula de hidrogênio.

Definição A Termoquímica estuda a quantidade de energia, na forma de calor, que uma reação química pode gerar ou absorver, em suas transformações. A Termoquímica é um ramo da termodinâmica que se ocupa com a liberação e a absorção de calor durante uma transformação (Russel, 1981)

Tipos de Transformações Exotérmicas: São as que liberam calor. Exemplos: Queima de carvão C(s) + O2(g) ⃗ CO2(g) + ENERGIA Combustao do alcool C2H5OH + 3O  2CO2 + 3H20 + ENERGIA Combustao da Gasolina C8H18 + 25/2O2  8CO2 + 9H20 + ENERGIA Gas Butano (fogao) C4H10 + 13/2O2  4CO2 + 5H20 + ENERGIA

O CONCEITO DE REACAO EXOTERMICA PODE SER ESTENDIDO A QUALQUER FENOMINO FISICO QUE OCORRAM COM LIBERACAO DE ENERGIA. UM CASO MUITO CONHECIDO E DA MUDANCA DE ESTADO FISICO. A CONDENSACAO DA AGUA POR EXEMPLO, OBEDECE A SEGUINTE REACAO. H2O(g)  H2O(l) + ENERGIA O prefixo –exo – significa – para fora

Endotérmicas: São as que absorvem calor. Exemplo: Decomposição da agua. H2O(l) + ENERGIA  H2(g) + 1/2O2(g) Vaporizacao da agua H2O(l) + ENERGIA  H2O(g) Fotossintese das plantas 6CO2 + 6H2O + ENERGIA  C6H12O6 + 6O2 O prefixo –endo- significa – para dentro

No sistema exotermico o sistema perde calor e o ambiente e aquecido. No sistema endotermico o sistema ganha calor e o ambiente se resfria. Calor Calor Sistema Calor

MEDIDAS DE ENERGIA A quantidade de energia transmitida para o meio e definida pela expressao Q = m.c.▲t Onde Q = e o carlor cedido ou absorvido pelo meio m = e a massa do meio contido em um dado recipiente c= e o carlor especifico do meio ▲t = e a variacao da temperatura sofrida pelo meio A energia pode ser medida em calorias ou joules

Onde Uma caloria (1cal) e a quantidade de energia necessaria para aumentar de 1ºC a temperatura de 1g de agua. c = 1,0 cal g.ºC Entao 1cal = 4,18j  1kj = 1000j = 103j

Entalpia de uma substância Lei da conservação da Energia: A energia não pode ser criada e nem destruída, apenas transformada. Entalpia (H): É o conteúdo energético de uma substância. O mais importante não é a Entalpia (H) e sim a diferença de Entalpia (H)

Variação de Entalpia (H) É o calor liberado ou absorvido, quando uma reação química é realizada a pressão constante. H = Hprodutos – Hreagentes A Entalpia não pode ser medida diretamente, mas a variação sim.

Reações Exotérmicas São reações que liberam energia, na forma de calor. H = Hp – Hr H<0 calor

Formas de se Apresentar uma Reação Exotérmica Cgraf + O2(g) CO2(g) + 393 kJ

Reações Endotérmicas São reações que absorvem energia, na forma de calor. H = Hp – Hr H>0 calor

Formas de se Apresentar uma Reação Endotérmica 2Cgraf + 2H2(g) + 52 kJ C2H4(g)

Exercício 1.(UEFS – BA) Considere-se a reação: H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H = - 68,3 kcal Pode-se afirmar, em relação à formação de 1 mol de água, que há: a) absorção de 68,3 kcal e a reação é endotérmica. b) absorção de 68,3 kcal e a reação é exotérmica. c) liberação de 68,3 kcal e a reação é exotérmica. d) liberação de 68,3 kcal e a reação é endotérmica. e) liberação de 68,3 kcal e a reação é atérmica. X

Exercício 2.(UERJ) Ao se dissolver uma determinada quantidade de Cloreto de Amônio em água a 25 oC, obteve-se uma solução cuja temperatura foi de 15 oC. A transformação descrita caracteriza um processo do tipo: Atérmico. Adiabático. Isotérmico Exotérmico. Endotérmico. X

Estado padrão Estado físico mais estável Forma alotrópica mais estável Forma cristalina mais estável Nas condições: Temperatura = 25 oC Pressão = 1 atm

Forma alotrópica mais estável Forma alotrópica menos estável Formas alotrópicas Elemento Forma alotrópica mais estável Forma alotrópica menos estável Oxigênio O2 O3 Carbono Cgrafite Cdiamante Enxofre Srômbico Smonoclínico Fósforo Pvermelho Pbranco

Fatores que influem nas entalpias Os principais fatores que afetam a H de uma reação são: Estado físico dos reagentes e dos produtos. Hgasoso > Hlíquido > Hsólido Estado alotrópico dos reagentes e produtos: A forma alotrópica de menor entalpia é a mais estável.

Convenção Importante Substância simples, no estado padrão, tem entalpia iguala zero (H=0). Exemplos (25oC, 1 atm): Cgrafite ⇛ H = 0 Cdiamante ⇛ H ≠ 0 O2(L) ⇛ H ≠ 0 O2(G) ⇛ H = 0 H2O(L) ⇛ H ≠ 0

Entalpia Padrão de Formação - Hof É a variação de entalpia associada à formação de um mol de uma substância a partir das substâncias simples correspondentes, no estado padrão. Exemplo: Formação da H2O(L) H2(G) + ½ O2(G)  H2O(L) Hof = -285,5 kJ

Entalpia Padrão de Combustão É a variação de entalpia associada à combustão completa de um mol de uma substância, supondo-se no estado padrão todas as substâncias envolvidas na reação. Exemplo: Combustão padrão do Metano (CH4). CH4(G) + 2 O2(G)  CO2(G) + 2 H2O(L) H = -890,4 kJ

Entalpia Padrão de Neutralização É a variação de entalpia verificada na neutralização de 1 mol de H+ por 1 mol de OH-, supondo-se todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25 oC e 1 atm. Exemplo: HClaq + NaOHaq  NaClaq + H2O(L) H = -57,9 kJ

Entalpia de Ligação É a variação de entalpia verificada na quebra de 1 mol de um determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 oC e 1 atm. Exemplo: CH4(G)  C(G) + 4 H(G) H = +1.651,6 kJ

Lei de Hess A variação de entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.

1. LEI DE HESS: A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação. Resumindo: A soma dos ∆Hs de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .

LEI DE HESS ∆H1 ∆H2 B C A ∆H3 ∆H3 = ∆H1 + ∆H2

EXEMPLOS DE CÁLCULOS ENVOLVENDO A LEI DE HESS. Observe o gráfico: O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO2(g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:

Resolução: 1. A combustão de 1 mol de SO2(g) é: SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) 2. Considerar os valores do gráfico como sendo positivos e determinar o valor do espaço (x) que tem SO2(g)+ ½ O2(g) como reagente e SO3(g) como produto: x = 94 – 71 = 23. 3. Como a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos ( estamos “descendo” no gráfico) o valor do ∆H é negativo, pois a reação é exotérmica. Então: ∆H = -23 kcal.

A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera, estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir: 2C(s) + O2(g) 2CO (g) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394 kJ.mol-1 (III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1 Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.

(I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1 (III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1 RESOLUÇÃO: 2C(s) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -788kJ. 2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g) ∆H= +283 kJ 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= -505 kJ