TERMOQUÍMICA.

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

1 TERMOQUÍMICA

2 TERMOQUÍMICA Quase toda reação química é acompanhada de liberação
ou absorção de calor (queima da gasolina, queima do etanol, queima do GLP). A termoquímica estuda as quantidades de calor envolvidas em uma reação química. Como se mede as quantidades de calor envolvidas em uma reação química. Como relacionar as quantidades de calor envolvidas em uma determinada reação com a quantidade de calor de outra

3 TERMOQUÍMICA Termodinânica: É â ciência das relações entre o calor e outras formas de energia Termoquímica: É uma das áreas da termodinâmica, que estuda as quantidades de calor absorvidas ou desprendidas nas reações químicas Calor (Q): É a energia que entra ou sai do sistema, em virtude da diferença de temperatura entre o sistema termodinâmico e as suas vizinhanças

4 TERMOQUÍMICA Sistema - Vizinhanças Tipo de Efeito Resultado Sinal de Q
Tipo de Efeito Resultado Sinal de Q reação observado no sistema Endotérmica frasco resfria aumenta energia + (positivo) Exotérmica frasco aquece diminui energia (negativo) Calor de reação: (numa dada temperatura) É a quantidade de calor (Q) trocada pelo sistema e pelas vizinhanças, necessária para que a temperatura do sistema, depois da reação completa, seja a mesma que no início da reação

5 TERMOQUÍMICA Entalpia (H): É uma propriedade extensiva de uma substância, que esta relacionada com o calor de reação (Qp), e permite calcular o calor absorvido ou desprendido numa reação química É uma função de estado: A pressão constante: (A variação de entalpia (ΔH), corresponde ao calor liberado ou absorvido a pressão constante (QP))

6 TERMOQUÍMICA Exemplo:
Na reação entre sódio metálico e água, realizada em um béquer aberto, a 25C, e 1atm: 2 𝑁 𝑎 (𝑠) 𝐻 2 𝑂 (𝑙) → 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑞) 𝐻 2 (𝑔) ∆𝐻= −367,5 𝑘𝐽 2 mols de Na(s) + 2 mols de H2O(l)   ΔH = -367,5 kJ (há desprendimento de 367,5 kJ de calor)   2 mols de NaOH(aq) + 1 mol de H2 (g)

7 TERMOQUÍMICA Energia Interna (U): É a energia total de um sistema, menos sua energia cinética e sua energia potencial. 𝐸 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝐸 𝑐𝑖𝑛 + 𝐸 𝑝𝑜𝑡 + 𝑈 𝑈= 𝐸 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 − 𝐸 𝑐𝑖𝑛 − 𝐸 𝑝𝑜𝑡 𝐻=𝑈 + 𝑃𝑉 a pressão constante temos:   ΔH = ΔU + PΔV ∆𝑼= ∆𝑯−𝑷∆𝑽 ΔU  ΔH

8 TERMOQUÍMICA Equações Termoquímicas: Duas regras importantes:
2 𝑁 𝑎 (𝑠) 𝐻 2 𝑂 (𝑙) → 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑞) 𝐻 2 (𝑔) ∆𝐻= −367,5 𝑘𝐽 2 𝐻 2 (𝑔) 𝑂 2 (𝑔) → 2 𝐻 2 𝑂 (𝑔) ; ∆𝐻= −483,7 𝑘𝐽 equação (1) 2 𝐻 2 (𝑔) 𝑂 2 (𝑔) → 2 𝐻 2 𝑂 (𝑙) ; ∆𝐻= −571,7 𝑘𝐽 Duas regras importantes: 1. Quando uma equação termoquímica for multiplicada por um fator, o valor de ΔH da equação também será multiplicado pelo mesmo fator; 2. Quando a equação química for invertida, o valor de ΔH fica com o sinal trocado.   𝑯 𝟐 𝑶 (𝒈) → 𝑯 𝟐 (𝒈) 𝟏 𝟐 𝑶 𝟐 (𝒈) ; ∆𝑯=𝟐𝟒𝟏,𝟖 𝒌𝑱 (inverte o sinal e divide por 2 na eq. 1)

9 TERMOQUÍMICA A LEI DE HESS: afirma que se uma equação química puder ser escrita como a soma de 2 ou mais etapas, a variação de entalpia da equação global é igual à soma das variações de entalpia das etapas. Para entender a Lei de Hess.

10 TERMOQUÍMICA Exemplo: Deseja saber a variação de entalpia da seguinte reação: 𝟐 𝑪 (𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒂) 𝑶 𝟐 𝒈 → 𝟐 𝑪𝑶 (𝒈) - Síntese difícil de estudar devido a formação de CO e CO2 - Porém e fácil medir a combustão de: 𝟐 𝑪 (𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒂) 𝟐 𝑶 𝟐 𝒈 → 𝟐 𝑪𝑶 𝟐 (𝒈) ; ∆𝑯= −𝟕𝟖𝟕,𝟎 𝒌𝑱 - E a combustão de: 𝟐 𝑪𝑶 (𝒈) 𝑶 𝟐 𝒈 → 𝟐 𝑪𝑶 𝟐 (𝒈) ; ∆𝑯= −𝟓𝟔𝟔,𝟎 𝒌𝑱 Resolução: Invertendo a 2ª. equação e somando a primeira temos: 2 𝐶 (𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎) 𝑂 2 𝑔 → 2 𝐶𝑂 2 (𝑔) ; ∆𝐻= −787,0 𝑘𝐽 2 𝐶𝑂 2 (𝑔) → 2 𝐶𝑂 𝑔 𝑂 2 𝑔 ; ∆𝐻= 566,0 𝑘𝐽 ___________________________________________________________________________________________________________________________________ 𝟐 𝑪 (𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒂) 𝑶 𝟐 𝒈 → 𝟐 𝑪𝑶 (𝒈) ; ∆𝑯=−𝟐𝟐𝟏,𝟎 𝒌𝑱

11 TERMOQUÍMICA Outro exemplo. Sabendo que:
𝑆 𝑠 𝑂 2 𝑔 → 𝑆𝑂 2 𝑔 ; ∆𝐻= −297 𝑘𝐽 2 𝑆𝑂 3 𝑔 → 2 𝑆𝑂 2 𝑔 𝑂 2 𝑔 ; ∆𝐻=198 𝑘𝐽 Qual é a variação de entalpia da seguinte reação: 2 𝑆 (𝑠) 𝑂 2 (𝑔) → 2 𝑆𝑂 3 (𝑔) Resolução: Multiplicando a 1eq. por 2 e invertendo a 2eq. tem-se: 2 𝑆 𝑠 𝑂 2 𝑔 → 2 𝑆𝑂 2 𝑔 ; ∆𝐻= −594 𝑘𝐽 2 𝑆𝑂 2 𝑔 𝑂 2 𝑔 → 2 𝑆𝑂 3 𝑔 ; ∆𝐻=−198 𝑘𝐽 __________________________________________________________ 𝟐 𝑺 (𝒔) 𝟑 𝑶 𝟐 (𝒈) → 𝟐 𝑺𝑶 𝟑 (𝒈) ; ∆𝑯= −𝟕𝟗𝟐 𝒌𝑱

12 TERMOQUÍMICA Exercício
Qual a entalpia da reação, ΔH, da formação do carbeto de tungstênio, WC, a partir dos respectivos elementos? 𝑊 (𝑠) 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 → 𝑊 𝐶 (𝑠) A variação de entalpia desta reação é difícil de medir experimentalmente, pois a reação ocorre a 1400 C. Podem-se medir, porém, com facilidade, os calores de combustão dos elementos e do carbeto de tungstênio: 𝑊 𝑠 𝑂 2 𝑔 → 2𝑊𝑂 3 𝑠 ∆𝐻= −1680,6𝑘𝐽 𝐶 (𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎) 𝑂 2 (𝑔) → 𝐶𝑂 2 (𝑔) ∆𝐻=−393,5 𝑘𝐽 3 2𝑊𝐶 (𝑠) 𝑂 2 (𝑔) → 2𝑊𝑂 3 (𝑠) 𝐶𝑂 2 (𝑔) ∆𝐻= −2391,6 𝑘𝐽 Resolução: Multiplicar a equação (1) por ½: 𝑊 𝑠 𝑂 2 𝑔 → 𝑊𝑂 3 𝑠 ∆𝐻= −840,3𝑘𝐽 Manter a equação (2): 𝐶 (𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎) 𝑂 2 (𝑔) → 𝐶𝑂 2 (𝑔) ∆𝐻=−393,5 𝑘𝐽 Inverter e mult. por ½ a eq (3): 𝑊𝑂 3 (𝑠) + 𝐶𝑂 2 (𝑔) → 𝑊𝐶 (𝑠) 𝑂 2 (𝑔) ∆𝐻= +1195,8 𝑘𝐽   _______________________________________________ 𝑾 (𝒔) 𝑪 𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒂 → 𝑾 𝑪 (𝒔) ∆𝑯= −𝟑𝟖,𝟎 𝒌𝑱

13 ΔH° é a entalpia padrão da reação
TERMOQUÍMICA Estado padrão de uma substância é a fase mais estável que ela existe: 1 atm de pressão e geralmente 25 °C. São indicadas pelo índice superior (°). Sendo assim, representa-se por ΔH° a variação de entalpia de uma reação, em que os reagentes e os produtos encontran-se nos seus estados padrões . ΔH° é a entalpia padrão da reação ∆𝐻°(𝑟𝑒𝑎çã𝑜)=∑𝐻°(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠)− ∑𝐻°(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)

14 TERMOQUÍMICA Entalpia padrão de formação (ΔH°f): É a variação de entalpia na formação de 1 mol de substância no seu estado padrão, a partir das substâncias elementares também nos seus estados padrões. 𝐻2 𝑔 𝑂2 𝑔 → 𝐻2𝑂 𝑙 ; ∆𝐻°𝑓=−285,8 𝑘𝐽 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 + 𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂2 𝑔 ; ∆𝐻°𝑓=−393,5 𝑘𝐽 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 → 𝐶 𝑑𝑖𝑎𝑚𝑎𝑛𝑡𝑒 ; ∆𝐻°𝑓=1,9 𝑘𝐽 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 → 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 ; ∆𝐻°𝑓=0,0 𝑘𝐽

15 TERMOQUÍMICA

16 TERMOQUÍMICA Utilizando as entalpias padrões de formação (ΔH°f) para se determinar a entalpia padrão de uma reação. Exemplo: Qual a variação de entalpia padrão (ΔH°) para seguinte reação: C𝐻4 𝑔 𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂2 𝑔 𝐻2𝑂 𝑔 Duas maneiras de resolver o problema. Pode-se utilizar a Lei de Hess, ou a seguinte equação: ∆𝐻°(𝑟𝑒𝑎çã𝑜)=∑𝐻°(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠)− ∑𝐻°(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)

17 TERMOQUÍMICA Lei de Hess: 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 + 2 𝐻2 𝑔 → 𝐶𝐻4 𝑔 ; ∆𝐻°𝑓=−74,8 𝑘𝐽
𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 𝐻2 𝑔 → 𝐶𝐻4 𝑔 ; ∆𝐻°𝑓=−74,8 𝑘𝐽 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑎 + 𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂2 𝑔 ; ∆𝐻°𝑓=−393,5 𝑘𝐽 𝑂2 𝑔 𝐻2 𝑔 → 2 𝐻2𝑂 𝑔 ; ∆𝐻°𝑓=−241,8 𝑘𝐽 (𝑥2) 𝑪𝑯𝟒 𝒈 + 𝟐 𝑶𝟐 𝒈 → 𝑪𝑶𝟐 𝒈 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 𝒈 ; ∆𝑯°𝒇=−𝟖𝟎𝟐,𝟑𝒌𝑱 Equação: ∆𝐻°(𝑟𝑒𝑎çã𝑜)=∑𝑛𝐻°𝑓(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠)− ∑𝑚𝐻°𝑓(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠) ∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = −393,5 +2 −241,8 − (−74,8) + 2(0) ∆𝑯° 𝒓𝒆𝒂çã𝒐 =−𝟖𝟎𝟐,𝟑 𝒌𝑱 (Inverter)

18 TERMOQUÍMICA Outro exemplo:
Qual a variação de entalpia padrão (ΔH°) para seguinte reação: 4 𝑁𝐻3 𝑔 𝑂2 𝑔 → 4 𝑁𝑂 𝑔 𝐻2𝑂 𝑔 Resolução: Utilizando os valores tabelados, teremos: ∆𝐻°(𝑟𝑒𝑎çã𝑜)=∑𝑛𝐻°𝑓(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠)− ∑𝑚𝐻°𝑓(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠) ∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 =4 90,4 +6 −241,8 − 4(−46,2) + 5(0) ∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 361,6 – 1450, ,8 ∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 =−904,4 𝑘𝐽

19 TERMOQUÍMICA Outras variações de entalpia: 𝑁𝑎 𝑠 → 𝑁𝑎 𝑔 ; ∆𝐻°𝑎𝑡=108 𝑘𝐽
𝑁𝑎 𝑠 → 𝑁𝑎 𝑔 ; ∆𝐻°𝑎𝑡=108 𝑘𝐽 1 2 𝐶𝑙2 𝑔 → 𝐶𝑙 𝑔 ; ∆𝐻°𝑎𝑡=121 𝑘𝐽 𝑁𝑎 𝑔 → 𝑁𝑎+ 𝑔 + 𝑒− ; ∆𝐻𝑖=495 𝑘𝐽 𝐶𝑙 𝑔 + 𝑒− → 𝐶𝑙− 𝑔 ; ∆𝐻𝑎𝑒=−348 𝑘𝐽 𝑁𝑎+ 𝑔 + 𝐶𝑙− 𝑔 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑠 ; ∆𝐻𝑟=−787 𝑘𝐽 _________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 𝑵𝒂 𝒔 + 𝟏 𝟐 𝑪𝒍𝟐 𝒈 → 𝑵𝒂𝑪𝒍 𝒔 ; ∆𝑯°𝒇=−𝟒𝟏𝟏 𝒌𝑱

20 TERMOQUÍMICA – Ciclo de Born-Haber
𝑁𝑎+ 𝑔 +𝐶𝑙 𝑔 + 𝑒− 𝑁𝑎+ 𝑔 +𝐶𝑙− 𝑔 𝑁𝑎 𝑔 + 𝐶𝑙 𝑔 𝑁𝑎 𝑔 +1/2 𝐶𝑙2 𝑔 𝑁𝑎 𝑠 +1/2 𝐶𝑙2 𝑔 𝑁𝑎+𝐶𝑙− 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑠 -348 kJ estabilidade +495 kJ -449 kJ +121 kJ +108 kJ -787 kJ entalpia -302 kJ

21 TERMOQUÍMICA Entalpia média de ligação:
𝑪𝑯𝟒 𝒈 → 𝑪 𝒈 𝟒 𝑯 𝒈 ; ∆𝑯°=𝟏𝟔𝟔𝟑,𝟓 𝒌𝑱 Como no processo acima são rompidas 4 ligações C-H de uma espécie gasosa, pode-se atribuir a cada uma dessas ligações uma Entalpia Média de Ligação, E(C-H), igual a 1663,5/4 = 415,9 kJ mol-1.