TERMOQUÍMICA É o estudo do calor envolvido nas reações químicas.

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1 TERMOQUÍMICA É o estudo do calor envolvido nas reações químicas.

2 ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante.
Não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (ΔH).

3 CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES TERMOQUÍMICAS:
I- EXOTÉRMICAS: Liberam energia. Ex: combustão, respiração animal, dissolução da soda cáustica em água, processos físicos de (solidificação, condensação e ressublimação)....

4 I- ENDOTÉRMICAS: Absorvem energia.
Ex: fotossíntese, cozimento dos alimentos, processos físicos de (fusão, vaporização e sublimação)...

5 Gráfico para Reação Exotérmica
Entalpia (H) HR  HP caminho da reação Fonte: Rosana N. R. Campos

6 Gráfico para Reação Endotérmica
Entalpia (H) HP  HR caminho da reação Fonte: Rosana N. R. Campos

7 Mudanças de Estado Físico da Matéria
SUBLIMAÇÃO FUSÃO VAPORIZAÇÃO GASOSO SÓLIDO LÍQUIDO CONDENSAÇÃO SOLIDIFICAÇÃO RESSUBLIMAÇÃO Fonte: Rosana N. R. Campos

8 SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO.
C (grafite) H= C (diamante) H≠0 O2 (gasoso) H= O3 (gasoso) H≠0 S (rômbico) H= S (monoclínico) H≠0 Pn (vermelho) H=0 P4 (branco) H≠0

9 ESTADOS ALOTRÓPICOS MAIS COMUNS
GRAFITE DIAMANTE  CARBONO  O 2 (incolor) O3 (OZÔNIO)  OXIGÊNIO 

10  ENXOFRE   FÓSFORO  RÔMBICO MONOCLÍNICO BRANCO VERMELHO
 ENXOFRE  RÔMBICO MONOCLÍNICO BRANCO VERMELHO  FÓSFORO 

11 Tipos de entalpias (calores de reação).
1. Entalpia ou calor de Formação. 2. Entalpia ou calor de Decomposição. 3. Entalpia de Combustão. 4. Entalpia de Dissolução. 5. Entalpia de Neutralização. 6. Entalpia ou Energia de Ligação.

12 1- Entalpia de Formação (Hf)
Corresponde a energia envolvida na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples, no estado alotrópico mais comum. Exemplos: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Hf= - 285,5 KJ/mol C(grafite) + O2(g)  CO2(g) Hf= - 393,3 KJ/mol Entalpia de formação de substâncias simples é nula.

13 2- Entalpia de Decomposição
Pode ser considerada com a entalpia inversa à de formação de uma substância. Exemplos: H2O(l)  H2(g) + 1/2 O2(g) Hf= + 285,5 KJ/mol CO2(g)  C(grafite) + O2(g) Hf= + 393,3 KJ/mol Observe que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico!

14 3- Entalpia de Combustão
Energia liberada na reação de 1 mol de substância (combustível) com O2 puro (comburente). Combustível  material orgânico (C, H e O) a combustão pode ser: I. Completa: os produtos são CO2 e H2O. II. Incompleta: além de CO2 e H2O, forma-se também, CO e/ou C (fuligem).

15 Na combustão incompleta a chama é alaranjada.
Combustão completa a chama é azul. CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + H2O(l) Hf= - 889,5 KJ/mol Na combustão incompleta a chama é alaranjada. Rosana N. R. Campos Rosana N. R. Campos

16 4- Entalpia de Dissolução
Calor liberado ou absorvido na dissolução de 1 mol de determinada substância numa quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída. Ex: KNO3(s) + H2O(l)  KNO3(aq) H= +8,5 Kcal HCl(g) + H2O(l)  HCl(aq) H= -18,0 Kcal

17 5- Entalpia de Neutralização
Calor liberado na formação de 1 mol de água, a partir da neutralização de 1 mol de íons H+ por 1 mol de íons OH-, em solução aquosa diluída. Ex: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) H= -13,8 Kcal

18 Na reação de ácido forte com base
forte a variação de entalpia é aproximadamente constante pois a reação é sempre: H+ + OH-  H2O

19 6- Entalpia ou Energia de Ligação
É a quantidade de calor absorvida na quebra de 1mol (6, )ligações de determinada espécie, supondo as substâncias no estado gasoso, à 25 oC. A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico enquanto a formação de ligações será sempre exotérmico. Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de ligações (H>0) e nos produtos ocorrerá formação de ligações (H<0).

20 LEI DE HESS Também conhecida como Lei da Soma dos Calores de Reação, demonstra que a variação de entalpia de uma reação química não depende do modo ou caminho como a mesma é realizada e sim do estado inicial (reagentes) e estado final (produtos).

21 LEI DE HESS H1 H2 H3 H3 = H1 + H2 A B C
Fonte: Rosana N. R. Campos

22 EXERCÍCIO – 02 Calcular o H da reação de formação de 1,0 mol de etanol líquido (álcool etílico): 2C(grafite) + 3H2(g) + ½O2(g) C2H5OH(l) H= ? Sabendo que: C(grafite) + O2(g)  CO2(g) H1= -94,0 Kcal/mol (II) H2(g) + ½O2(g) H2O(g) H2= -57,8 Kcal/mol (III) C2H5OH(l) +3O2(g) 2CO2(g) +3H2O(g) H3= -327,6 Kcal/mol Fonte: LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 267, 1988.

23 RESOLUÇÃO Equação I  multiplicar por 2 Equação II  multiplicar por 3 Equação III  inverter
H=H1 +H2 +H3 H= 2(-94) + 3(-57,8) + 327,6 H= -33,8 Kcal

24 Utilizando entalpias de formação
Quando TODAS entalpias de formação forem conhecidas: Podes prever qual o ΔH da reação? ΔHo= ΔHfo (produtos) - ΔHfo (reagentes) Lembre-se que  sempre= final - inicial

25 EXERCÍCIO – 03 Descubra a quantidade de calor liberada, no
O gás hilariante (N2O) tem características anestésicas e age sobre o sistema nervoso central fazendo com que pessoas riam de forma histérica NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g) ΔH= ? Dados: N2(g) + ½ O2(g) → N2O(g) ΔHf= +19,5 Kcal H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔHf= -57,8 Kcal N2(g) + 2H2(g) + 3/2 O2(g) → NH4NO3(s) ΔHf= -87,3 Kcal Descubra a quantidade de calor liberada, no processo de obtenção do gás hilariante. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p

26 ΔH= ΔH produtos - ΔH reagentes
RESOLUÇÃO ΔH= ΔH produtos - ΔH reagentes NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g) - 87,3 Kcal ,5 Kcal + 2 (- 57,8 Kcal) ΔH= ΔH produtos – ΔH reagentes ΔH= -96,1 – (-87,3) ΔH= - 8,8 Kcal/mol

27 ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)
Utilizando entalpias de ligação Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de ligações (ΔH>0) e nos produtos ocorrerá formação de ligações (ΔH‹0). ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)

28 EXERCÍCIO – 04 (Cefet-RJ) “ A BMW testa veículos movidos a hidrogênio e antecipa uma novidade que chegará ao mercado no futuro. A indústria (...) aposta no hidrogênio como um dos mais promissores substitutos da gasolina. Ele não depende de reservas estratégicas e é facilmente obtido com a quebra da molécula da água. (...) Em vez de dióxido de carbono (CO2), o escapamento expele água. O hidrogênio pode zerar a emissão de poluentes por veículos no futuro...” (Adaptado da Revista Época, out )

29 Energia de ligação (KJ. mol -1)
Com base nos dados da tabela abaixo, qual a variação de entalpia (ΔH) da reação 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), em KJ/mol de H2O(g)? Ligação Energia de ligação (KJ. mol -1) H – H 437 H – O 463 O = O 494 Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 125, 2004.

30 ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)
RESOLUÇÃO Reagentes: Ligações rompidas: ΔH>0 2 H – H = = +874 1 O = O = = ( )= +1368 Produtos> Ligações formadas: ΔH‹0 2 H – O – H = 4 H – O = = -1852 ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos) ΔH= (-1852) ΔH= -484 KJ/mol de 2H2O ΔH= -242 KJ/mol de H2O