TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS.

pilha OBSERVE OS FENÔMENOS

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

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.

ENTALPIA ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA SOB PRESSÃO CONSTANTE, RESUMIDAMENTE, PODEMOS DIZER QUE É O CONTÉUDO DE CALOR DA SUBSTÂNCIA.

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

EFEITOS ENERGETICOS NAS REACõES QUÍMICAS 6CO 2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2 Na fotossíntese ocorre absorção de calor 6CO 2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2 LUZ CLOROFILA GLICOSE Na combustão do etanol ocorre liberação de calor ETANOL

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

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...

 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)

 REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C + 3 H ® C H  H = – 20,2 kcal + 20,2 kcal OBSERVE OS SINAIS REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C (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

CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA   A + B  C + D HR HP HP  ENTALPIA PRODUTO HR  ENTALPIA REAGENTE H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA

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

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

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 HP CAMINHO DA REAÇÃO

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

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 HR CAMINHO DA REAÇÃO

H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) Se HR  HP H > 0 Se HR > HP H < 0

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

H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) > Se H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) H < 0 CAMINHO DA REAÇÃO

H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) REAÇÃO EXOTÉRMICA HR HP > Se HR H < 0 HP CAMINHO DA REAÇÃO

H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) > Se HP H > 0 HR CAMINHO DA REAÇÃO

H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) > Hr REAÇÃO ENDOTÉRMICA Se HP H > 0 HR CAMINHO DA REAÇÃO

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

H = H(produtos) – H(reagentes) H2(g) + 1/2 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

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)

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

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

ENTÃOOOOOOOOOOOOOOOOO C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g) H = ? – 488,7Kcal/mol H =

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

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

Observe a reação em que todos os participantes estão no estado gasoso: H | C— O — H + 3/2O2  O = C = O + 2H2O H— Para romper as ligações intramoleculares do metanol e do oxigênio, serão absorvidos, para: 1 mol de O — H  +464,0 kj + 464,0 kj 1 mol de C — O  +330,0 kj + 330,0 kj 3 mols de C — H  3 (+413,0 kj) + 1239,0 kj 3/2 mols de O = O  3/2 (+493,0 kj) + 739,5 kj TOTAL ABSORVIDO + 2772,5 kj

Cômputo dos produtos: H | C— O — H + 3/2O2  O = C = O + 2H2O H— Para formar as ligações intramoleculares do CO2 e da água, serão liberadas: 2 mols de C = O  2 (-7444,0 kj) -1 488,0 kj 2 mols de H — O  2 ( - 464,0 kj) - 928,0 kj TOTAL LIBERADO -2 416,0 kj

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

H = H(reagentes) + H(produtos) O cálculo final será: H = H(reagentes) + H(produtos) H = 2 772,5kj + (- 2 416kj) CALOR ABSORVIDO CALOR LIBERADO H = 356,5kj