TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS.

Apresentação em tema: "TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS."— Transcrição da apresentação:

1 TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS.
Profª. Norilda Siqueira de Oliveira

2 Os princípios fundamentais do calor e do trabalho se aplicam no estudo de uma reação química e nas mudanças do  estado físico de uma substância.

3 OBSERVE OS FENÔMENOS

4 Nesses fenômenos ocorrem transformações físicas e (ou) químicas envolvendo vários tipos de energia.
As variações de energia, nas reações químicas, manifestam-se sob a forma de calor (geralmente) e luz liberada ou absorvida.

5 A origem da energia de uma reação decorre basicamente, de um novo arranjo para as ligações químicas.
A energia é conservativa, não pode ser criada ou destruída. Apenas transformada!

6 Se liga! Não confunda “temperatura” com “calor”!!!
CALOR é a energia em trânsito de um corpo a uma temperatura mais alta para um corpo a uma temperatura mais baixa. Ou seja, há variações de temperatura. Quando você sente uma sensação quente, é porque recebeu energia . Quando a sensação é de frio, significa que você perdeu energia.

7 O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃO É  DENOMINADO 
CALORIMETRIA.  O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É DENOMINADO  CALORÍMETRO. 

8 Como o calor pode ser medido?
Calorímetro: para reações em meio aquoso. Bomba calorimétrica: para reações de combustão. Nos dois casos o calor é transferido para uma massas de água e obtido a partir da expressão: Q = m. C. ∆T

9 Medidas de calorias 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

10 EXEMPLO 1000cal = 1 Kcal X = 13 Kcal X= 13.000 cal 1000J = 1KJ
X = 55 KJ X = J 1 cal = 4,18 J X = J X = ,89 cal

11 EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA (requisitos)
1- O ajustamento da equação química. 2- Os estados físicos e alotrópicos (quando for o caso) de todas as substâncias.  3-Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produtos formados ou reagentes consumidos.  4- As condições físicas em que ocorre a reação, ou seja,    temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm  é o comum) 

12 Alotropia A forma alotrópica mais estável de uma substância é aquela que apresenta menor energia e a esta é atribuído valor de entalpia igual a zero (H = 0). É costumeiro se indicar entalpia em condição padrão por ΔH0. Assim, para as formas alotrópicas do elemento químico carbono, oxigênio e enxofre,temos...

13 Estados alotrópicos mais comuns.
Carbono C (grafita) C(diamante) Oxigênio O2(g) e O3(g)

14 Estados alotrópicos mais comuns.

15 EFEITOS ENERGETICOS NAS REAÇÕES QUÍMICAS
EFEITOS ENERGETICOS NAS REAÇÕES QUÍMICAS Na fotossíntese ocorre absorção de calor. luz 6 CO 2  + H2 O →     C6H12O6  +  6 O2 clorofila Na combustão do etanol ocorre liberação de calor.  C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 +   3 H2O

16 As reações podem ser de dois tipos:
Quando envolve liberação de calor, denomina-se    REAÇÃO EXOTÉRMICA. (aquecem o ambiente).  (ex: processos de combustão, respiração animal..) Quando envolve absorção de calor, denomina-se    REAÇÃO ENDOTÉRMICA. (esfriam o ambiente). (ex: fotossíntese, cozimento de alimentos...)

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18 CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
∆ H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)  Se    HR > HP           ∆ H  <  0    EXO Se    HR  <  HP           ∆ H  > 0     ENDO HP   =   ENTALPIA  PRODUTO  HR   =   ENTALPIA  REAGENTE  ∆H   =  VARIAÇÃO DE  ENTALPIA

19 REAÇÃO EXOTÉRMICA A + B → C + D + CALOR
   C(grafite ) +   O2(g)    →    CO2(g)                ∆ H =  – 94,0 kcal/mol C(grafite ) +   O2(g)    →    CO2(g) + 94,0 Kcal/mol

20 REAÇÃO EXOTÉRMICA ∆ H = H p – H r  ∆ H = 10 - 20 = - 10 HR >  HP           ∆ H  <  0    EXO

21 REAÇÃO ENDOTÉRMICA A + B + CALOR → C + D
CH4(g)    → C(grafite) +  2H2(g)    ∆ H =  + 17,9kcal/mol CH4(g)   +  17,9kcal/mol  → C(grafite) +  2H2(g)   

22 REAÇÃO ENDOTÉRMICA ∆ H = H p – H r  ∆ H = 20-10 = + 10 Se    HR  <  HP   ∆ H  >   0     ENDO

23 Exemplos de reações CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g) ∆ H = + 17,9 kcal/mol
Fe3O4(s)  →  3 Fe(s)  +  2 O2(g)      ∆ H = + 267,0 kcal  C(grafite ) +   O2(g)    →    CO2(g)                ∆ H =  – 94,0 kcal/mol  2 H2(g)  +  O2(g)  →   2 H2O(l)                 ∆ H = – 136,8 kcal/mol 

24 Tipos de entalpia ou calores de reação.

25 1- Entalpia de formação (ΔH°f)
É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância no estado-padrão, a partir de substância simples. Ex: Formação da Amônia  N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ΔH°f = -286KJ

26 2 –Entalpia de decomposição (ΔH°d)
Pode ser considerada como a entalpia inversa a de formação de uma substância. H2O2(l) → H2O(l) + ½ O2 (g) ∆ H = -90 KJ/mol

27 3 – Entalpia de combustão (ΔH°C)
É o calor liberado na queima de 1 mol de uma substância no estado-padrão. Ex: Queima do enxofre S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH°C = -78 KJ/mol

28 Reação de combustão de matéria orgânica ( C, H, O)
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O (l) ΔH = kJ/mol (energia liberada) Combustão incompleta do metano: CH4(g) + 3/2 O2(g) → CO(g) + 2H2O(l) ΔH = kJ/mol CH4(g) + O2(g) → C(s) + 2H2O(l) ΔH = - 408,5 kJ/mol

29 4 – Entalpia de dissolução (ΔH°d)
É a variação de entalpia que acontece durante a dissolução de um mol de uma dada substância numa determinada quantidade de solvente, originando uma concentração específica, geralmente diluição infinita.

30 5 – Entalpia de neutralização (ΔH°n)
É a variação de entalpia que ocorre durante a neutralização de um mol de íons H+ com um mol de íons OH -, ambos em soluções diluídas. (ocorre entre um ácido e uma base).

31 6 – Entalpia de ligação (ΔH°l)
Energia necessária para o rompimento de um mol de ligações entre um dado par de átomos, no estado gasoso.

32 CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
LEI DE HESS A entalpia de uma reação depende apenas dos estados iniciais e finais da reação, não depende dos estados intermediários, ou seja a reação é  a mesma para uma ou mais etapas.  

33 C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = ?
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) Δ H = - 94,05 kcal II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) Δ H = - 68,32 kcal III. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) Δ H = - 212,87 kcal C(grafite) + O2(g)  → CO2(g) ΔH = - 94,05 kcal H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) Δ H = 2.(- 68,32) kcal CO2(g) + 2 H2O(l) → CH4(g) + 2 O2(g) Δ H = + 212,87 kcal C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) Δ H = - 17,82 kcal

34 BIBLIOGRAFIA Peruzzo, Francisco Miragaia. Química na abordagem do cotidiano: volume 2, ensino médio. São Paulo: Moderna, 2003. Google. Disponível em < Google. Disponível em <