Ciências da Natureza e suas Equações termoquímicas

Apresentação em tema: "Ciências da Natureza e suas Equações termoquímicas"— Transcrição da apresentação:

1 Ciências da Natureza e suas Equações termoquímicas
Tecnologias - Química Ensino Médio, 2ª Série Equações termoquímicas

2 Equações termoquímicas:
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equações termoquímicas: Forma de se representar uma reação química, semelhante a uma equação química comum, que informa a variação de entalpia resultante do processo, a pressão e a temperatura ambiente, podendo informar também os estados físicos dos reagentes e produtos (1). H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(s)  ΔH1= ,6 kJ H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(l)   ΔH2= ,6 kJ H2(g) + 1/2O2(g)  => H2O(v)   ΔH3= ,9 kJ

3 Quantidade de reagentes e produtos
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Quantidade de reagentes e produtos O ΔH depende das quantidades de reagentes e produtos, assim ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma equação devemos fazer o mesmo com o ΔH da reação. (2) H2(g) + Cl2(g) => 2HCl(g)  ΔH= ,9 kJ 2H2(g) + 2Cl2(g) => 4HCl(g)  ΔH= ,8 kJ 1/2H2(g) + 1/2Cl2(g) => HCl(g)  ΔH= ,45 kJ

4 Equações Exotérmicas:
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equações Exotérmicas: Libera calor; Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes; ∆H<O. Imagem: JulioNather / Reação exotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain Exemplos: C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) +3 H2O(ℓ) ∆H=-1368kJ SO2 (g) + 1/2 O2 (g) →  SO3 (g) ΔH= ,4 Kcal

5 Equações Endotérmicas
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equações Endotérmicas Absorve calor; Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes; ∆H>O. Imagem:JulioNather / Reação endotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain Exemplos: C(grafite) + 2S(rômbico) → CS2(l) ΔH = +21 kcal Fe2O3(s)+3 C(s) → 2 Fe(s)+3CO(g) ΔH=+490KJ

6 Estado Alotrópico C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393,1 kJ
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Estado Alotrópico C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393,1 kJ C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -395,0 kJ C(diamante) → C(grafite) ΔH = -1,9 kJ Exotérmica C(grafite) → C(diamante) ΔH = +1,9 kJ Endotérmica

7 Estado Alotrópico Química, 2ª Série Equações termoquímicas
Imagem: Exemplos de diamante e grafite com suas respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU Free Documentation License, a partir das imagens (a) Itub / GNU Free Documentation License e (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported

8 Química, 2ª Série Equações termoquímicas Sentido da Equação: Se em um sentido a equação é exotérmica, no sentido inverso a equação é exotérmica e vice-versa. C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g) ΔH = -310,6 kcal Exotérmica 2 CO2(g) + H2O(g) → C2H2(g) + 5/2 O2(g) ΔH = +310,6 kcal Endotérmica

9 Equação da Entalpia de Formação:
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equação da Entalpia de Formação: Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis em condição ambiente (25°C, 1atm); Substâncias simples no estado padrão formam 1mol da substância composta; As substâncias simples no estado padrão possuem entalpia igual a zero; A entalpia de 1mol de substância composta é numericamente igual a seu calor de formação. (3) Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão Hidrogênio H2(g) Oxigênio O2(g) Carbono C(grafite) Enxofre S(rômbico)

10 Montando a Equação de Formação
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Montando a Equação de Formação C3H8 (g) 3C(grafite) + 4H2 (g) →C3H8 (g) C6H6 (l) 6C(grafite) + 3H2 (g) →C6H6 (g) C2H6O(l) 2C(grafite) + 3H2 (g) + 1/2O2(g) → C2H6O(l) Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão Hidrogênio H2(g) Oxigênio O2(g) Carbono C(grafite) Enxofre S(rômbico)

11 Equação da Entalpia de Combustão:
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equação da Entalpia de Combustão: Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação de entalpia (∆H) da combustão completa de 1mol de combustível, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão; (3) Combustão é a reação do combustível com o O2(g); Toda combustão libera energia, ou seja, é exotérmica.

12 Montando a Equação Combustão
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Montando a Equação Combustão Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão Hidrogênio H2(g) Oxigênio O2(g) Carbono C(grafite) Enxofre S(rômbico) H2(g) H2(g) + O2(g) → H2O (l) C4H8O2(l) C4H8O2(l) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O (l) S(rômbico) S(rômbico) + O2(g) → SO2(g)

13 Química, 2ª Série Equações termoquímicas Lei de Hess “A variação de entalpia, ou seja, a quantidade de calor liberada ou absorvida por um processo só depende do estado inicial e final do processo, não dependendo das etapas intermediárias.” (4) Imagem: Foto do químico suíço Germain Henri Hess / Source: Edgar Fahs Smith Collection / Public Domain

14 Química, 2ª Série Equações termoquímicas Lei de Hess Observe: A variação de Entalpia em uma transformação é a mesma. Passando por etapas intermediárias ou não. Imagem: Representação gráfica da Lei de Hess / Dr. T / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported.

15 Consequências da Lei de Hess
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Consequências da Lei de Hess Permitiu que as equações termoquímicas fossem realizadas a céu aberto;  Permitiu calcular a entalpia de várias substâncias até então desconhecidas, a partir da entalpia da própria reação; Permitiu calcular a entalpia de várias reações difíceis de ocorrer pelo método direto, ou seja, reações que ocorrem pelo método indireto (5).

16 Lei de Hess e Equações Termoquímicas:
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Lei de Hess e Equações Termoquímicas: As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas ou algébricas; Invertendo-se uma equação termoquímica, o sinal do ∆H também será invertido; Multiplicando-se ou dividindo-se uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valor do ∆H também será multiplicado ou dividido por esse número (5).   Texto idêntico ao encontrado. FORTE INDICATIVO DE PLÁGIO.

17 Usando a Lei de Hess – Ex.: 1
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex.: 1 A partir das equações calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam: Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94 kcal/mol Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = – 94,5 kcal/mol Resolução: Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = –94 kcal/mol CO2(g) → Cdiam + O2(g) ∆H2 = +94,5 kcal/mol Mantida Invertida Cgraf → Cdiam ∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = ,5 = 0,5 Kcal/mol

18 Considerações do exemplo 1
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Considerações do exemplo 1 Conhecendo as regras de como mexer nas equações: Você deve deixar nos reagentes quem é o reagente na equação desejada, o mesmo vale para os produtos; Para fazer a soma algébrica das substâncias é necessário que as substâncias sejam as mesmas, estejam no mesmo estado de agregação e/ou no mesmo estado alotrópico; Trata-se de uma reação endotérmica, pois a variação de entalpia é positiva.

19 Usando a Lei de Hess – Ex.: 2
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex.: 2 Durante a produção industrial do ácido sulfúrico são necessárias as seguintes etapas intermediárias: combustão do enxofre e oxidação do dióxido de enxofre. 2 S(s) + 3 O2(g) → 2 SO3(g) ∆H = -791,44 kJ S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H = -296,83 kJ Determine a entalpia padrão de formação do trióxido de enxofre de acordo com a reação abaixo: 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) (6)

20 Química, 2ª Série Equações termoquímicas Resolução do exemplo 2 2 S(s) + 3 O2(g) → 2 SO3(g) ∆H1 = -791,44 kJ 2SO2(g) → 2S(s) + 2O2(g) ∆H2 = +593,66 kJ Mantida Invertida e multiplicada por 2 2 SO2(g)  +  O2(g) → 2 SO3(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = -791, ,66 ∆H = -197,78 KJ Exotérmica

21 Usando a Lei de Hess – Ex.: 3
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex.: 3 Considere as seguintes equações termoquímicas: N2(g)  +  3 O2(g)  +  H2(g) → 2HNO3(aq)   ∆H1 = -415 kJ 2 H2(g)  +  O2(g) → 2H2O(l)                     ∆H2 = -572 kJ N2O5(g)  +  H2O(l) → 2HNO3(aq)            ∆H3 = -140 kJ Qual é a entalpia de formação do pentóxido de nitrogênio? (6)

22 Resolução do Exemplo 3 A equação desejada é:
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Resolução do Exemplo 3 A equação desejada é: N2 + 5/2O2 → N2O5 para isso fazemos: N2(g)  +  3 O2(g)  +  H2(g) →2HNO3(aq) ∆H1 = -415 kJ H2O(l) → H2(g)  + 1/2O2(g)                     ∆H2 = +286 kJ 2 HNO3(aq) → N2O5(g)  +  H2O(l)             ∆H3 = +140 kJ Mantida Invertida e dividida por 2 Invertida N2 + 5/2O2 → N2O5

23 Conclusão do Exemplo 3 ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 ∆H = -415 + 286 + 140
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Conclusão do Exemplo 3 ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 ∆H = ∆H = 11 KJ/mol Reação Endotérmica

24 Usando a Lei de Hess – Ex.: 4
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex.: 4 Dadas as equações termoquímicas: C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393 kJ/mol H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆H = -286,0 kJ/mol 2C(graf) + 2H2(g) + O2(g) → CH3COOH(l) ∆H = -484,0 kJ Qual a entalpia-padrão de combustão de um mol de ácido acético? A Equação desejada é: CH3COOH(l) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) (6)

25 Resolução do Exemplo 4 2C(graf) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H1 = -786 kJ/mol
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Resolução do Exemplo 4 2C(graf) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H1 = -786 kJ/mol 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)             ∆H2 = -572,0 kJ/mol CH3COOH(l)→ 2C(graf)+2H2(g)+ O2(g) ∆H3=+484,0kJ/mol Mantida e multiplicada por 2 Mantida e multiplicada por 2 Invertida CH3COOH(l) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l)

26 Conclusão do Exemplo 3 ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 ∆H = -786 +(-572) + 484
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Conclusão do Exemplo 3 ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 ∆H = (-572) + 484 ∆H = -874 KJ/mol Reação Exotérmica

27 Atividade Extra - 1 Observe as equações termoquímicas:
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Atividade Extra - 1 Observe as equações termoquímicas: I) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ∆H = + 31,4 kcal II) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = - 67,6 kcal III) H2(g) + ½O2(g) → H2O(g) ∆H = - 57,8 kcal De acordo com o ∆H ( variação de entalpia), podemos afirmar que: a) II é endotérmica, I e III exotérmica. b) I e III são endotérmicas, II exotérmica. c) II e III são endotérmicas, I exotérmica. d) I e II são endotérmicas, III exotérmica. e) I é endotérmica, II e III exotérmicas. (7)

28 Química, 2ª Série Equações termoquímicas Atividade Extra - 2 A respiração celular é um processo vital e ocorre por meio de reações químicas. Um exemplo pode ser a conversão da glicose em ácido pirúvico por meio da reação: C6H12O6(S)  + O2(g) → 2 C3H4O3(s) + 2 H2O(l) glicose                      ácido pirúvico Considere as reações a 25 ºC e 1 atm: C6H12O6(s)+6O2(g)→6CO2(g) + 6H2O(l)  ∆H=-2808kJ/mol C3H4O3(s) + 5/2 O2(g) → 3 CO2(g) + 2 H2O(l)   ∆H = kJ/mol (6)

29 Continuação da Atividade Extra - 2
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Continuação da Atividade Extra - 2 Pode-se então afirmar que, na formação do ácido pirúvico a partir de 1 mol de glicose, há: (A)  liberação de 492 kJ de energia. (B)  absorção de 492 kJ de energia. (C)  liberação de 1650 kJ de energia. (D)  absorção de 1650 kJ de energia. (E)   liberação de 5124 kJ de energia. (6)

30 Química, 2ª Série Equações termoquímicas Atividade Extra – 3 Quando o óxido de magnésio está na presença de uma atmosfera de gás carbônico, este é convertido a carbonato de magnésio. São dadas as entalpias-padrão de formação: Mg(s) + ½O2(g) → MgO(s)         ∆H = -602 kJ/mol C(graf) + O2(g) → CO2(g)             ∆H = -394 kJ/mol Mg(s) + C(graf) + 3/2O2(g) → MgCO3(s) ∆H =-1096kJ/mol (6)

31 Continuação da Atividade Extra -3
Química, 2ª Série Equações termoquímicas Continuação da Atividade Extra -3 A formação de um mol de carbonato de magnésio, a partir do óxido de magnésio e gás carbônico, é uma reação: (A)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ. (B)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ. (C)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ. (D)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ. (E)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de kJ. (6)

32 Tabela de Imagens Slide Autoria / Licença Link da Fonte Data do Acesso
4 JulioNather / Reação exotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain 12/04/2012 5 JulioNather / Reação endotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain 6 Exemplos de diamante e grafite com suas respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU Free Documentation License (a) Itub / GNU Free Documentation License (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported 12 Foto do químico suíço Germain Henri Hess / Source: Edgar Fahs Smith Collection / Public Domain 14 Representação gráfica da Lei de Hess / Dr. T / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported. 17/04/2012