Termoquímica.

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

1 Termoquímica

2 Conceito É o ramo da termodinâmica que se preocupa com os “calores das reações” (H), bem como as trocas de calor entre essas reações o meio onde elas ocorrem.

3 Gráfico da cinética da reação endotérmica

4 Gráfico da cinética da reação exotérmica

5 Fatores que alteram a entalpia dos processos
1º - Quantidade de reagentes e produtos (reações devidamente balanceada). 2º - Temperatura e “pressão”. 3º - Estrutura cristalina ou alotrópica. 4º - O fato da substância estar ou não (entalpia reticular entalpia de hidratação e entalpia da solução)em díluição. Estado físico de reagentes e/ou produtos 01) Quantidade de reagentes e produtos Ex: 1. ½ Ne(g) + 102(g) → 1NO2(g) H1 = +46 kcal/mol ½ N ≡ N = N (25ºC; 1 atm) 2. 1N2(g) + 202(g) → 2NO2(g) H2 = +92 kcal/2mol 1N ≡ N 20 = N (25ºC; 1atm) Conclusão: Com o aumento da quantidade de reagentes e produtos, aumenta-se o número de ligações de químicas, aumenta-se a energia química e consequentemente aumenta-se a entalpia do processo. Além disso, ao aumentar a quantidade de reagentes, aumenta-se a colisão entre esses reagentes, aumenta-se a agitação molecular, aumenta-se a energia térmica, aumentado também a entalpia do processo. Obs1: Toda reação de combustão é uma reação de oxidação, mas nem todas reação de oxidação é uma reação de combustão (tem-se que analisar o sinal do H). Obs2:O H sempre faz referência à estequiometria da reação.

6 Temperatura e “pressão”
Obs: Para que a pressão influente no valor da entalpia, ela tem que ser superior a 1000 atm. A pressão sempre influencia a velocidade da reação. C (α) sintético é utilizando na ponta de brocas na produção de vidro. Ex:01 1 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) H = -68,56 Kcal/mol (25ºC; 1atm) Ex:02 1 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) H = -71 Kcal/mol (75ºC; 1 atm) Conclusão: Com o aumento da temperatura, aumenta-se a energia cinética de átomos e moléculas, aumenta-se a agitação molecular, aumenta-se os movimentos de rotação translação e vibração de átomos e moléculas, aumenta-se a energia térmica e consequentemente aumenta-se a entalpia do processo. T = KEC Exercícios de Exemplo.

7 Estrutura cristalina ou alotrópica
Alotropia: É o fenômeno no qual um mesmo elemento químico dá origem a vários tipos de substâncias simples diferentes Principais elementos e seus alótropos 1.1) Carbono grafite 1.2) Carbono diamante 1.3) “Buckball” ou Fulereno ou Futeboleno 1) Carbono 2) Oxigênio 2.1) Oxigenio molecular (O2) 2.2) Ozônio (O3) Sempre o alótropo mais abundante na natureza é o mais estável e o menos energético. A diferença de entalpia entre os alótropos está ligada ao seu retículo cristalino. Assim quando mais compacto (duro) o retículo cristalino ou quando maior for usa energia química, maior será a energia “armazenada” por esse retículo e consequentemente maior será a entalpia do alótropo. 3) Fósforo 3.1) Fósforo vermelho 3.2) Fósforo branco 4) Enxofre 4.1) Enxofre rômbico 4.2) Enxofre manoclinico Ex01: 1C(gr) + 102(g) → 1CO2(g) H= -94 kcal/mol (25ºC; 1atm) Ex02: 1C(d) + 102(g) → 1CO2(g) H= -94,5 kcal/mol (25ºC; 1 atm)

8 O fato da substância estar ou não em diluição
Dissolução: Significa dissolver uma espécie química em outra. Etapas da dissolução: 1º - Quebra do retículo cristalino (entalpia reticular) 2º - Hidratação dos íons (entalpia de hidratação). Entalpia reticular: É a energia absorvida para separar partículas (íons ou agrupamento iônicos) de um mol de um cristal sólido. A entalpia reticular é sempre positiva (processo endotérmico). Entalpia de hidratação (H hid): É a energia liberada quando se hidrata um mol de partículas (íons ou agrupamentos iônicos). A entalpia de hidratação é sempre negativa (processo exotérmico). Entalpia da solução da diluição (H sol): É a som da entalpia reticular e da entalpia de hidratação. A entalpia da solução pode ser endotérmica ou exotérmica. Hsol = Hret + Hhid Se Hret > Hhid → Hsol > 0 → processo endotérmico Se Hret < Hhid → Hsol < 0→ processo exotérmico

9 I - Quebra do retículo cristalino (entalpia reticular)

10 II - Hidratação dos íons (entalpia de hidratação)

11 Camada de solvatação quando é água camada de hidratação
K+(g) + I-(g) + H2O(ℓ) → K+ (aq) + I-(aq) Hhid = -611 kJ/mol

12 III – Processo global (entalpia da solução ou da dissolução)
Hsol = Hret = Hhid Kl(s) → K+(g) + I-(g) Hret = +632 K+(g) + I-(g) + H2O(ℓ) → K+(g) + I-(g) Hhid = -611 end exo Kl(s) + H2O(ℓ) K+(g) + I-(g) Hsol = -21 kJ/mol Dissolução de um sal exotérmico

13 Etapas I – Quebra do retículo cristalino (entalpia reticula)
1 Li2SO4(s) 2Li+(g) + 1SO4(g) Hret = +2 HO kJ/mol II – Hidratação dos ions (entalpia de hidratação). 2Li+(g) + 1SO=4(g) + H2O(ℓ) → 2Li(ag) + 1SO=4(g) Hhid = kJ/mol III – Processo global: entalpia da solução. Li2SO4(s) + → 2 Li+(g) + 1SO=4(g) Hret = 2 Li+(g) + 1SO=4(g) + H2O(ℓ) → 2 Li+(g) + 1SO=4(g) Hhid = 1LiSO4(s) + H2O(ℓ) Li+(g) + 1SO=4(g) Hsol=-30 kJ/mol

14 Quantidade de água adicionada (em mois)
Diluição Diluir significa diminuir a sua concentração através da adição de solvente (mas usado) ou da retirada de soluto (menos usada). Obs: Na maioria das vezes a dissolução de sais é endotérmica, a dissolução de bases é exotérmica e a ionização de ácido é exotérmica. Quantidade de água adicionada (em mois) Calor liberado em Kcal 2 -5 10 -7 20 -15 100 1000 Ponto de diminuição total ou infinito Ponto de diluição total ou infinita ou entalpia da solução em diluição ou infinita. É o ponto a partir do qual a adição de solvente, ou seja, uma diluição não mais altera a entalpia da solução ou da dissolução (Hsol). Significa teoricamente que todas as “moléculas” do ácido, da base ou do sal que tinham para ionizar (ácido) ou dissociar (bases e sais) ionizaram ou dissociaram respectivamente.

15 Estado físico de reagentes e/ou produtos
+H Y (H) (H+X+Y) | H2O(s) | | H2O H2O(v) H = EQ + ET T = KEC Conclusão: Hs < H < Hv. Pois nesse sentido aumentando-se a energia cinética de átomos e moléculas, aumenta-se a agitação molecular, aumenta-se os movimentos de rotação, translação e vibração de átomos e moléculas, aumenta-se a energia térmica e consequentemente aumenta-se entalpia do processo. Assim, o simples fato de mudar de estado é acompanhado por absorção ou liberação de calor. Cálculo do X (HF ou Hs) 1g FUS 80 CAL HF = 10,44 kcal/mol 18g___ X Hs = -1,44 kcal/mol X = cal/mol ou 1,44 Kcal/mol

16 Cáluculo do Y (HV ou Hc)
1g VAP 580 cal HV = +10,44 kcal/mol 18g___ Y Hc = -10,44 kcal/mol Y = cal/mol ou 10,44 Kcal/mol 1 H2(g) + ½ O2(g)  1 H2O(V) H1 = 58,12 kcal/mol (25ºC; 1 atm) 1 H2(g) + ½ O2(g)  1 H2O() H2 = -68,12 kcal/mol (25ºC; 1atm) 1 H2(g) + ½ O2(g)  1 H2O(s) H3 = -70 kcal/mol Conclusão: H1 = combustão H2 = H1 + HC H3 = H1 + HC + Hs H3 > H2 > H1 (sol) (liq) (vasp)

17 Gráfico Obs: Em química quando uma substância é sólida ou líquida à temperatura ambiente ao ser aquecida ela irá para o estado de vapor. Quando a substância é gasosa à temperatura ambiente ao ser aquecida ela permanecerá no estado gasoso.

18 Equação termoquímica É uma reação química que apresenta:
Quantidade de reagentes e produtos (reação devidamente balanceada). Temperatura e pressão. Estrutura cristalina ou alotrópica (se for o caso). Estado físico de reagentes e produtos. O calor da reação (H). Ex.: 1A (g) + 1B(g)  1AB(g) H = Kcal/mol (25ºC; 1 atm) 1H2(g) + ½ O2(g)  1H2O(ℓ) H = -68,56 Kcal/mol (25ºC; 1 atm) 1C(gr) + 1O2(g)  1CO2(g) H = -94 Kcal/mol (25ºC; 1 atm) Estado padrão na Termoquímica É caracterizado por: 1 Temeperatura de 25ºC 2 Pressão de 1 atm 3 Estrutura cristalina ou alotrópica mais estável (se for o caso) 4 Estado físico usual da substância Obs: Por convenção, substâncias simples ou elemento químico no estado padrão possui entalpia igual a zero.

19 Casos particulares dos calores das reações
Calor ou entalpia dos padrão de formação (H0f)endoexo Calor ou entalpia de combustão (exotérmica) Calor ou entalpia ou energia de ligação (endotérmico) Calor ou entalpia de neutralização (exotérmica) Lei de Hess (endotérmico ou exotérmico) Calor ou entalpia padrão de formação (H0f) É a variação de entalpia (quantidade de calor liberado ou absorvido por um processo) verificação na formação de um mol de determinada substância partindo-se de suas respectivas substância simples e/ou elementos químicos, admitindo-se todos os participantes no estado padrão. Obs.: Importância do calor formação: Permitiu calcular a entalpia de várias substâncias, até então desconhecidas, a partir da variação de entalpia (H) da própria reação. ½ N2(g) + 102(g)  1NO2 H0f = Kcal/mol

20 Fórmula H0f = HP – HR H0f = HP – HR H0f = (HNO2(g) – (HN2(g) + HO2(g)) H0f = HNO2(g) = +63 Kcal/mol 1C(gr) + 102(g)  1CO2(g) H0f = - 94Kcal/mol H0f = (HCO2(g) – (HC(gr) + HO2(g)) H0f = HCO2(g) = +94 Kcal/mol Obs.: “Cuidado com os pegas” Não são H0f 1) 1H2(g) + ½ O2(g)  1H2O(V) H0f = -58,12 Kcal/mol 2) 1C(d) + 1O2(g)  1CO2(g) H0f = -94,5 Kcal/mol 3) 1N2(g) + 2O2(g)  2NO2(g) H0f = +134 Kcal/mol 4) 1CO(g) + ½O2(g)  1CO2(g) H0f = -67,7 Kcal/mol

21 Calor ou entalpia de combustão
É a variação de entalpia (quantidade de calor liberada) verificada na combustão total de 1 mol de determinada substância (combustível) admitindo-se todos os participantes no estado padrão. Obs.1:Reação de combustão: É uma reação entre um combustível e um comburente cujo comburente geralmente é o oxigênio, ocorrendo liberação de calor. Exemplos de outros comburentes: F e O3. Obs.2: Combustão total ou completa: É aquela cuja quantidade de O2 é suficiente para queimar todo o combustível fazendo-o oxidar ao seu maior nox. Combustão parcial ou incompleta +2-2 1C(gr) + ½O2(gr)  1CO(g) H = -26,4 Kcal/mol | +2 Combustão completa +4-4 1C(gr) + 1O2(g)  CO2(g) H = -94 Kcal/mol

22 Exemplos de calor de combustão
1H2(g) + ½O2(g)  1H2O() H = -68,56 Kcal/mol 1C(gr) + 1O2(g)  1CO2(g) H = -94 Kcal/mol 1S(romb) + 3/2 O2(g)  1SO2(ℓ) H = -86 Kcal/mol 1CH4(g) + 2O2(g)  1CO2(g) + 1 H2O() H = -212 Kcal/mol Calor ou entalpia ou energia de ligação É a variação de entalpia (quantidade de calor absorvido) verificação na queda de um mol de determinada ligação, admitindo-se todos os participantes no estado gassoso a 25ºC e 1 atm. 1H2(g)  1H – H(g)  2H(g) H = +104,5 Kcal/mol 1O2(g)  1 O = O(g)  2O H = +119,1 Kcal/mol 1N2(g)  1 N≡N(g)  2N(g) H = + 225,8 Kcal/mol H | 1CH4(g)  H – C – H(g)  1C(g) + 4H(g) H = +395,2 Kcal/mol

23 Obs.1: Por convenção energia de ligação é definida somente para ligação covalente.
Obs.2: Quanto maior for o valor da energia de ligação mais forte será a ligação. Obs.3: De acordo com o princípio da conservação da energia ou 1º principio da Termodinâmica, se gastamos x calorias para quebrar determinada ligação, quando essa mesma ligação for formada, x calorias serão liberadas. Obs.4: Cálculo do H quando houver energia de ligações envolvida (única maneira para calcular o H). Fórmula H1 + H2 Em que: H1  é a soma de toda a energia gasta (absorvida) para quebrar todas as ligações dos reagentes. É sempre positiva (processo endotérmico). H2  é a soma de toda a energia liberada quando todas as ligações dos produtos forem formadas. É sempre negativa (processo exotérmico).

24 Calor ou entalpia de neutralização
É a variação de entalpia (quantidade de calor liberada) verificado na neutralização total de 1 mol de hidrogênio ionizável do ácido (ou 1 equivalente grama do ácido) por 1 mol de hidróxido dissociável da base (ou 1 equivalente grama de base) admitindo-se todos os participantes em diluição total ou infinita a 25ºC e 1 atm. Obs.: Reação de neutralização ou salificação: é uma reação entre um ácido e uma base produzindo sal e água. Ex.: Obs.: Neutralização total: é aquela cujo sal formado não apresenta na sua estrutura hidrogênio ionizável ou hidroxilia dissociável. Ex.: 1H2SO4 + 1NaHSO4 + H2O 1HC + 1Ca(OH)2  Ca(OH)C +H2O 1H3PO3 + 1Ca(OH)2  1CaHPO3 + 2H2O

25 HC() + H2O()  HC(aq) + calor (Hdil)
NaOH() + H2O()  NaOH(aq) + calor (hdil) 1HC() + 1NaOH()  1NaC(aq) + 1H2O() H = -13,8 kcal/mol de H2O H = -18,8 Kcal/mol de H2O Exemplos de calor de neutralização HNO(aq) + 1NaOH(aq)  1NaNO(aq) H2O() H = -13,8 Kcal/mol de H2O H + NO-3 Na + OH Na + NO-3+N2O

26 2) HCaq) + 1KOH(aq)  KC(aq) + 1H2O H = -13,8 Kcal/mol de H2O
H+ + C K + OH K+ + C + H2O 3) 1HCN(aq) + 1NH4OH(aq)  1NH4CN(aq) + 1H2O H < -13,8 Kcal/mol de H2O Obs.: Toda ves que a neutralização for proveniente de um ácido forte com uma base forte o H é praticamente constante e vale -13,8 kcal/mol de H2O ou -57 kJ/mol de H2O.

27 Lei de Hess “A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida por um processo) só depende dos estágios inicial e final do processo, não depende das etapas intermediárias.” Esquema da lei de Hess 1) 1C(gr) + ½ O2(g)  1CO(g) H1 = -26,4 Kcal/mol 2) 1CO(g) + ½O2(g)  1CO2(g) H2 = -67,7 Kcal/mol 3) 1C(gr) + 1O2(g)  1CO2(g) H = H1 + H2 = -94,1 Kcal/mol

28 Conseqüência da lei de Hess
1ª - As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas ou algébricas. 2º - Invertendo - se uma equação termoquímica o sinal do H também será invertido. 3º - Multiplicando-se ou dividindo–se uma equação termoquímica por um número diferente de 0 o valor do H também será multiplicado ou dividido por esse número. Q U Í M I C A

29 Entropia(S) É uma grandeza química (modalidade de energia) que mede a “desordem” de um sistema.