Termoquímica.

Apresentação em tema: "Termoquímica."— Transcrição da apresentação:

1 Termoquímica

2 As transformações termoquímicas podem ser:
     Termoquímica estuda a liberação ou absorção de calor em reações químicas ou em transformações de substâncias como dissolução, mudanças de estado físico.... As transformações termoquímicas podem ser: Transformações endotérmicas: absorvem energia. Transformações exotérmicas: liberam energia.

3 Entalpia (H)      É o total de energia liberada ou absorvida em uma transformação de um dado sistema, a pressão constante.      Transformação exotérmica: libera calor para o meio ambiente. A + B→ C + D + calor Hr Hp ∆H      Sendo que:  Hr > Hp ∆ H = Hp - Hr  ∆ H < 0 

4 Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente
Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente. A + B + calor → C + D Hr ∆H Hp      Sendo que:  Hr < Hp  ∆ H = Hp - Hr   ∆ H > 0 

5 MUDANÇAS DE FASE

6 Estado alotrópico mais estável apresenta a menor entalpia Principais variedades alotrópicas :
Gás oxigênio (O2) = mais estável, menor entalpia. Gás ozônio (O3) = mais reativo, maior entalpia. Carbono grafite (C6) = mais estável, menor entalpia. Carbono diamante (C6) = mais reativo, maior entalpia. Fósforo vermelho (Pn) = mais estável, menor entalpia. Fósforo branco (P4) = mais reativo, maior entalpia. Enxofre rômbico (S8) = mais estável, menor entalpia. Enxofre monoclínico (S8) = mais reativo, maior entalpia.

7 Casos particulares de entalpias
    Entalpia de formação corresponde à variação de entalpia envolvida na formação de um mol de substância, a partir de substâncias simples, no estado padrão. Ex. da reação da síntese (formação) e da variação de entalpia, para um mol de metano: Cgrafite   +   2 H2 (g)  →   CH4 (g)        ∆H = - 74,8 kJ/mol      Para se determinar a variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de formação, usa-se a relação: ∆H = Hprodutos -   Hreagentes

8 Observe o gráfico e responda qual a variação de entalpia (∆H)?
∆H = Hp - Hr ∆H = 10 – 22 ∆H = - 12

9 ΔH = H produto – H reagente
02) Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o H de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H da reação abaixo será: 2 FeO /2 O2  Fe2O3 a) – 68,4 kcal/mol. b) + 68,4 kcal/mol. c) – 132,5 kcal/mol. d) ,5 kcal/mol. e) – 260,5 kcal/mol ΔH = H produto – H reagente ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)] ΔH = (– 196,5) – (– 128,04) ΔH = – 196, ,04 ΔH = – 68,42 kcal

10 Conhecendo os calores de formação da glicose = -302kcal/mol,
Uma das etapas envolvidas na produção de álcool combustível é a fermentação. A equação que representa essa transformação é : C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 Conhecendo os calores de formação da glicose = -302kcal/mol, do gás carbônico = -94kcal/mol do álcool = -66 kcal/mol, podemos afirmar que a fermentação ocorre com: liberação de 18 kcal/mol de glicose absorção de 18 kcal/mol de glicose liberação de 142 kcal/mol de glicose absorção de 142 kcal/mol de glicose variação energética nula. * (-66) *(-94) ∆H = – (-302) ∆H = -18 kcal/mol

11 ∆H = Hlig. rompidas + Hlig. formadas
 Entalpia de ligação é a energia absorvida no rompimento de um mol de ligações entre dois átomos, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25ºC e 1 atm. Sendo que: Quebra de ligação: absorção de calor. Formação de ligação: liberação de calor. Ex:      A variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de ligação, é definida como: ∆H = Hlig. rompidas  +   Hlig. formadas     É interessante notar que podemos analisar vários tipos de entalpias, de acordo com a transformação estudada: entalpia de dissolução, entalpia de neutralização, entalpia de síntese,...

12 Ligação Energia de ligação (kJ/mol) H – H 436 Cl – Cl 243 H – Cl 432
Com base nos dados: Ligação Energia de ligação (kJ/mol) H – H Cl – Cl H – Cl     Pede-se estimar que o ∆ H da reação representada por : H2 (g) + Cl 2 (g) → 2 HCl (g) dado em kJ por mol de HCl (g) é igual a: a) – 92,5      b) –185      c) -247      d) +185      e) +92,5 (1x + 436) (1x + 243) (2 x – 432) ∆H = ∆H = -185 kJ → 2 mol 1 mol → -92,5 kJ

13 3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2  H 3 Cl – Cl + 2 N – H 6 H – Cl + N N  H
02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da reação seguinte: 3 Cl NH3  6 HCl + N2  N – H 93 kcal/mol N N 225 kcal/mol H – Cl 103 kcal/mol Cl – Cl 58 kcal/mol H 3 Cl – Cl + 2 N – H 6 H – Cl + N N  H 3 x 58 + 6 x 93 6 x 103 + 225 + 732 kcal – 843 kcal ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal

14 Para isto, é necessário:
 Lei de Hess   'A variação de entalpia da reação depende apenas dos seus estados inicial e final.'      : Para isto, é necessário: somar as equações de todas as reações intermediárias, de forma adequada. Quando inverter uma equação química, deve-se inverter também o seu ∆H. se multiplicar ou dividir uma equação por um número, seu ∆H também deve ser multiplicado ou dividido.

15 São dadas as equações termoquímicas a 25ºC e 1 atm
São dadas as equações termoquímicas a 25ºC e 1 atm.    I) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O( l )       ∆ H1 = kJ    (dividir por 2)      II) 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O ( l )       ∆ H2 = kJ   (dividir por 2 e inverter)    III) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O ( l )                ∆ H 3 = kJ    (multiplicar por 2) Aplique a lei de Hess para a determinação do ∆ H da reação de hidrogenação do acetileno, de acordo com a equação: C2H2 (g) + 2 H2 (g)→ C2H6(g)     ∆ H = ,5 – 572 ∆ H = 311,5 kJ/mol