TERMOQUÍMICA Profª Cristina Lorenski Ferreira Curso Técnico em Química TERMOQUÍMICA Profª Cristina Lorenski Ferreira Físico-Química

A Termoquímica tem como objetivo o estudo das variações de energia que acompanham as reações químicas. 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 ).

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

6CO 2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2 C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O EFEITOS ENERGETICOS NAS REACÕES QUÍMICAS Na fotossíntese ocorre absorção de calor 6CO 2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2 LUZ CLOROFILA GLICOSE Na combustão do etanol ocorre liberação de calor C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O ETANOL

Classificação das reações termoquímicas: Quando envolve liberação de calor, denomina-se REAÇÃO EXOTÉRMICA Exemplo: processos de combustão, respiração e etc. Quando envolve absorção de calor, denomina-se REAÇÃO ENDOTÉRMICA Exemplo: fotossíntese, cozimento dos alimentos.

A ENERGIA ARMAZENADA É CHAMADA H2(g) + 1/2O2 (g) H2O(l) LIBERA 68300 cal/ mol de H2O Essa energia envolvida na reação química está “armazenada” sob a forma de ligações. A ENERGIA ARMAZENADA É CHAMADA TAMBÉM DE ENTALPIA (H) H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) H Produtos H Reagentes

H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA Atenção: HP  ENTALPIA PRODUTO HR  ENTALPIA REAGENTE H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA

CALOR DE REAÇÃO (∆H) ∆H < 0 ∆H > 0 ∆H = H Produtos – H Reagentes Reação Exotérmica Reação Endotérmica O calor liberado é igual a: O calor absorvido é igual a: ∆H = H Produtos – H Reagentes H Produtos < H Reagentes ∆H = H Produtos – H Reagentes H Produtos >H Reagentes ∆H < 0 ∆H > 0

A + B  C + D + HR HP > HR HP ∆H REAÇÃO EXOTÉRMICA CALOR LIBERADO CAMINHO DA REAÇÃO

A + B +  C + D Hp Hr > HP HR ∆H REAÇÃO ENDOTÉRMICA CALOR ABSORVIDO CAMINHO DA REAÇÃO

H= – 20,2 kcal REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C + 3 H ® C H 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 ® 3Fe + 2 O  H= + 267,0 kcal 3 4(s) (s) 2(g) Fe O ® 3Fe + 2 O - 267,0 kcal 3 4(s) (s) 2(g)

Para reações em meio aquoso (ex .: neutralizações) utiliza - se COMO PODE SER MEDIDO O CALOR DE REAÇÃO ? Para reações em meio aquoso (ex .: neutralizações) 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). Nos dois casos o calor é transferido para uma massa de água e obtido a partir da expressão Q = m . c . ∆T Fig. 1 Fig. 2

Então, o ∆H pode ser medido: 1. Experimentalmente : Calorímetros Bombas Calorimétricas 2. Algebricamente (Cálculo de ∆H) – LEI DE HESS

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA É a representação de uma reação química em que está especificado: 1. Equação química ajustada 2. O estado físico de todas as substâncias. 3. Variedade alotrópica (quando existir). 4. Indicação da entalpia molar , isto é, por mol de produto formado ou reagente consumido. 5. Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o ∆H.

∆H° Exemplo: ∆H° = - 342,8 kJ/mol Condição padrão: 25°C e 1 atm Entalpia padrão: medida à 25°C e 1 atm. Exemplo: ∆H° = - 342,8 kJ/mol Condição padrão: 25°C e 1 atm Obs.: Para outras condições (principalmente de temperatura) a entalpia varia bastante – Calcular com a Equação de Kirchhoff.

ALOTROPIA: só ocorre com substâncias simples. Formas alotrópicas estáveis Formas alotrópicas menos estáveis O2 (oxigênio) O3 (ozônio) C (grafite) C (diamante) P4 (Fósforo branco) P4 (Fósforo vermelho) S8 (Rômbico) S8 (Monoclínico) Exemplo: C (grafite) + O2 CO2 ∆H = - 94,05 kcal / mol C (diamante) + O2 CO2 ∆H = - 94,55 kcal / mol

CARBONO GRAFITE CARBONO DIAMANTE ENXEFRE RÔMBICO ENXOFRE MONOCLÍNICO

FÓSFORO BRANCO FÓSFORO VERMELHO O2 O3(OZÔNIO)

Tipos de Entalpias ou Calores de Reação Entalpia de Mudança de Fase 2. Entalpia ou Calor de Formação 3. Entalpia ou Calor de Decomposição 4. Entalpia de Combustão 5. Entalpia de Dissolução 6. Entalpia de Neutralização 7. Entalpia ou Energia de Ligação

Referências Bibliograficas SARDELA, Antônio. Físico-química, volume 2. Editora Ática USBERCO e SALVADOR. Fisico-química,. volume 2. Editora Saraiva. ANDRADE, M. A. G. Físico-Química . s. ed. PUCRS, 1998.