TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS..

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1 TERMOQUÍMICA A QUÍMICA DOS EFEITOS ENERGÉTICOS.

2 pilha OBSERVE OS FENÔMENOS

3 NELES,OCORREM TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS E (OU) QUÍMICAS
ENVOLVENDO VÁRIOS TIPOS DE ENERGIA, INCLUSIVE ENERGIA TÉRMICA.

4 CONCEITOS IMPORTANTES
SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo para estudo. ENERGIA - resultado do movimento e da força gravitacional existentes nas partículas formadoras da matéria. ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema através de reações químicas. CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura mais alta para o outro com temperatura mais baixa.

5 ENTALPIA ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA
SOB PRESSÃO CONSTANTE, RESUMIDAMENTE, PODEMOS DIZER QUE É O CONTÉUDO DE CALOR DA SUBSTÂNCIA.

6 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

7 EFEITOS ENERGETICOS NAS REACõES QUÍMICAS 6CO 2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2
Na fotossíntese ocorre absorção de calor 6CO H2O  C6H12O O2 LUZ CLOROFILA GLICOSE Na combustão do etanol ocorre liberação de calor ETANOL

8 A TERMOQUÍMICA ESTUDA AS MUDANÇAS
TÉRMICAS ENVOLVIDAS NAS REAÇÕES QUÍMICAS * quando envolve liberação de calor, denomina-se REAÇÃO EXOTÉRMICA. * quando envolve absorção de calor, denomina-se REAÇÃO ENDOTÉRMICA.

9 EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA É a representação de uma reação química em que está especificado: * o estado físico de todas as substâncias. * o balanceamento da equação. * a variação de calor da reação ( H ). * variedade alotrópica quando existir. * as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja, temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum) Segue alguns exemplos...

10  REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C + 3 H ® C H  H= – 20,2 kcal 2 C + 3 H ® C H
(s) 2(g) 2 6(g) 2 C + 3 H C H + 20,2 kcal (s) 2(g) 2 6(g) REAÇÃO ENDOTÉRMICA  Fe O 3 Fe + 2 O H= + 267,0 kcal 3 4(s) (s) 2(g)

11  REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C + 3 H ® C H  H = – 20,2 kcal + 20,2 kcal
OBSERVE OS SINAIS REAÇÃO EXOTÉRMICA 2 C (s) + 3 H 2(g) C 2 H 6(g)  H = – 20,2 kcal + 20,2 kcal REAÇÃO ENDOTÉRMICA Fe 3 O 4(s) 3 Fe + 2 O H = + 267,0 kcal - 267,0 kcal  OBSERVE OS SINAIS

12 CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
  A B  C D HR HP HP  ENTALPIA PRODUTO HR  ENTALPIA REAGENTE H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA

13     A + B  C + D + CALOR HR A + B + CALOR  C + D HR
REAÇÃO EXOTÉRMICA   HR HP A B CALOR  C D REAÇÃO ENDOTÉRMICA   HR HP

14 H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Não esqueça: HP  ENTALPIA PRODUTO HR  ENTALPIA REAGENTE H  VARIAÇÃO DE ENTALPIA

15 SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
REAÇÃO EXOTÉRMICA A B  C D + HR HP = + HR HP > ENTÃO HR O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO HP CAMINHO DA REAÇÃO

16 A + B  C + D + CALOR A + B + CALOR  C + D REAÇÃO EXOTÉRMICA
REAÇÃO ENDOTÉRMICA

17 SERÁ SEMPRE DO REAGENTE
REAÇÃO ENDOTÉRMICA A B  C D Hp = + Hr Hp Hr > ENTÃO HP O SENTIDO DA SETA SERÁ SEMPRE DO REAGENTE PARA O PRODUTO HR CAMINHO DA REAÇÃO

18 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR  HP H > 0 Se HR > HP H < 0

19 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR  HP H > 0 REAÇÃO ENDOTÉRMICA Se HR > HP H < 0 REAÇÃO EXOTÉRMICA

20 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
> Se H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES) H < 0 CAMINHO DA REAÇÃO

21 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
REAÇÃO EXOTÉRMICA HR HP > Se HR H < 0 HP CAMINHO DA REAÇÃO

22 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
> Se HP H > 0 HR CAMINHO DA REAÇÃO

23 H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
> Hr REAÇÃO ENDOTÉRMICA Se HP H > 0 HR CAMINHO DA REAÇÃO

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25 * A forma alotrópica menos estável tem entalpia maior que zero.

26 H = H(produtos) – H(reagentes)
H2(g) /2 O2(g)  H2O(g ) H = ? H = H(produtos) – H(reagentes) H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g)) COMO Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero H = HºH2O(l) HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol e ENTÃO H = – 68,4kcal/mol

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29 H = H(produtos) –  H(reagentes)
A variação de entalpia de uma reação pode ser calculada, conhecendo-se apenas as entalpias de formação dos seus reagentes e produtos. H = H(produtos) –  H(reagentes)

30 SUBSTÂNCIAS C H CO O DH -24,8kcal/mol -94,1kcal/mol -57,8kcal/mol zero
Observe a equação: C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g) H = ? – kcal/mol Consultando a tabela de calores de formação: SUBSTÂNCIAS C 3 H 8(g) CO 2(g) 2 O (g) DH -24,8kcal/mol -94,1kcal/mol -57,8kcal/mol zero

31 H = H(produtos) –  H(reagentes)
H = [3HCO2(g)+ 4H H2O(g) ] - ( HC3H8(g)+ 5 HO2(g) ) H = [ 3(-94,1) + 4(-57,8)] - (-24,8 + zero) H = - 488,7 kcal/mol

32 ENTÃOOOOOOOOOOOOOOOOO
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g) H = ? – 488,7Kcal/mol H =

33 ENERGIA DE LIGAÇÃO É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA NO ESTADO GASOSO. EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias 110kcal. Para romper um de ligação H – C são necessárias 100kcal. Para romper um de ligação O = O são necessárias 118kcal. . * esses valores são tabelados

34 O H H Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos: 110kcal
H2O(l)  2H(g) + O(g) H = ? kcal/mol 110kcal 110Kcal O H H H2O(l)  2H(g) + O(g) H = 220 kcal/mol

35 Observe a reação em que todos os participantes estão no estado gasoso:
H | C— O — H /2O2  O = C = O H2O H— Para romper as ligações intramoleculares do metanol e do oxigênio, serão absorvidos, para: 1 mol de O — H  +464,0 kj ,0 kj 1 mol de C — O  +330,0 kj ,0 kj 3 mols de C — H  3 (+413,0 kj) ,0 kj 3/2 mols de O = O  3/2 (+493,0 kj) ,5 kj TOTAL ABSORVIDO ,5 kj

36 Cômputo dos produtos: H | C— O — H /2O2  O = C = O H2O H— Para formar as ligações intramoleculares do CO2 e da água, serão liberadas: 2 mols de C = O  2 (-7444,0 kj) ,0 kj 2 mols de H — O  2 ( - 464,0 kj) ,0 kj TOTAL LIBERADO ,0 kj

37 H H H H A quebra de ligação envolve absorção de calor Processo
endotérmico H — H Processo exotérmico A formação de ligação envolve liberação de calor H — H

38 H = H(reagentes) + H(produtos)
O cálculo final será: H = H(reagentes) H(produtos) H = 2 772,5kj ( kj) CALOR ABSORVIDO CALOR LIBERADO H = 356,5kj