TERMOQUÍMICA.

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

1 TERMOQUÍMICA

2 Termoquímica É o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas ou mudanças de estado físico de uma substâncias. Para a Termoquímica, as reações químicas se classificam em:

3 Reações exotérmicas – são aquelas que produzem ou liberam calor, como por exemplo:
- a queima do carvão: C + O2  CO2 + calor - a combustão da gasolina: C8H /2 O2  8 CO2 + 9 H2O + calor Reações endotérmicas – são as que absorvem calor, como por exemplo: - a decomposição do carbonato de cálcio: CaCO3 + calor  CaO + CO2

4 Variação da Entalpia (H)
É a medida da quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação, a pressão constante. O cálculo da variação da entalpia é dado pela expressão genérica: H = Hfinal – Hinicial ou H = Hproduto - Hreagente

5 H em reações exotérmicas
Nas reações exotérmicas, a entalpia dos produtos (Hp) é menor do que a entalpia dos reagentes (Hr). Assim: H = Hp - Hr < 0; o valor negativo indica que as substâncias perdem energia (entalpia) durante a reação.

6 H em reações endotérmicas
Nas reações endotérmicas, a entalpia dos produtos (Hp) é maior do que a entalpia dos reagentes (Hr). Assim: H = Hp - Hr > 0; o valor positivo indica que as substâncias ganharam energia (entalpia) durante a reação.

7 Representação: Reação endotérmica:
CaCO2 (s)  CaO (s) + CO2 (g) H = kJ CaCO2 (s) kJ  CaO (s) + CO2 (g) Reação exotérmica: S (g) + 3/2 O2  SO3 (s) H = - 94,4 kcal/mol S (g) + 3/2 O2  SO3 (s) + 94,4 kcal/mol

8 Exemplos 01) Classifique as reações a seguir em endotérmicas ou exotérmicas: a) CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) ∆H = - 67,6 kcal b) C(s) + H2O(g)  CO(g) + H2(g) ∆H = + 31,4 kcal c) H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (g) ∆H = - 57,8 kcal d) 940,0 kJ + N2  2 N e) 506,6 kJ + O2  2 O exotérmica endotérmica exotérmica endotérmica endotérmica

9 f) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) + 285,8 kJ/mol
g) C(s) + 715,5 kJ/mol  C(g) h) 6 C(graf) + 3 H2(g)  C6H6(l) H = + 48,9 kJ/mol i) C(graf) + 2 H2(g)  CH4(g) H = - 74,5 kJ/mol j) C(graf) + O2(g)  CO2(g) H = - 393,3 kJ/mol exotérmica endotérmica endotérmica exotérmica exotérmica

10 Exemplos (Unama-PA) Durante o jogo de tênis, o da sugeriu a aplicação de compressa quente sobre o local da lesão. No armário de medicamentos havia dois tipos de compressas na forma de pacotes plásticos, sendo um deles amarelo e o outro azul. No pacote amarelo estava a informação: ao pressionar ocorre a reação CaCl2(s)  Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) H = - 82,8 kJ No pacote azul estava a informação: ao pressionar ocorre a reação NH4NO3(s)  NH4+(aq) + NO3-(aq) H = 26,2 kJ Qual dos dois pacotes deverá ser utilizado como compressa quente sobre a lesão? Justifique sua resposta. Pacote amarelo, pois haverá liberação de calor (reação exotérmica)

11 H nas mudanças de estado físico
Processos endotérmicos: fusão, vaporização e sublimação (sólido para o gasoso). Processos exotérmicos: solidificação, liquefação e sublimação (gasoso para o sólido).

12 Exemplos 1) Ao sair de uma piscina em um dia de vento, sentimos frio. Proponha uma explicação para isso, baseada nos conceitos de mudança de fase e de troca de calor. 2) Dos processos I a VI esquematizados abaixo, todos a pressão constante, quais são endotérmicos? E exotérmicos? Quando a água que está sobre a pele passa da fase líquida para a fase vapor, absorve calor das vizinhanças, o que inclui a superfície do corpo. Essa perda de calor pelo corpo produz a sensação de frio. Endotérmicos: I, II e V Exotérmicos: II, IV e VI

13 Exemplos: 3) (UEMG) Das equações químicas apresentadas a seguir, todas são transformações endotérmicas, EXCETO: a) H2 (l)  H2 (g) b) O2 (g)  O2 (l) c) CO2 (s)  CO2 (g) d) Pb (s)  Pb (l)

14 Equação Termoquímica É a equação à qual acrescentamos a entalpia da reação e na qual mencionamos todos os fatores que possam influir no valor dessa entalpia. H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l) H = - 286,6 kJ/mol (25 ºC; 1 atm) C(diamante) + O2 (g)  CO2 (g) H = - 395,0 kJ/mol (25 ºC; 1 atm) H2 (g) + Cl2 (g)  2 HCl (g) H = - 184,1 kJ/mol (75 ºC; 1 atm)

15 Casos particulares das entalpias das reações
Estado padrão: um elemento químico está no estado padrão quando se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25 ºC e 1 atm de pressão. Toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero. Exemplo: forma mais comum do carbono: grafite; forma mais comum e estável do oxigênio: O2.

16 Entalpia padrão de formação
É a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes, estando todas no estado padrão. H2 (g) + S (rômbico) + 2 O2 (g)  1 H2SO4 (l) Hfº = - 813,0 kJ/mol (25 ºC; 1 atm) 2 C(grafite) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g)  1 C2H5OH (l) Hfº = - 277,5 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)

17 Alguns valores das entalpias padrão de formação
Substância Entalpia de formação (kcal/mol) CO (g) - 26,4 NaCl (s) - 98,6 HI (g) + 6,2 N2 (g) zero

18 Observação: O cálculo das variações de entalpia de todas as reações químicas pode ser efetuado a partir das entalpias padrão de formação das substâncias que participam da reação dada. Exemplo: (UFSC-SP) Um dos sistemas propelentes usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N2H4) como combustível e peróxido de hidrogênio (H2O2) como oxidante. Esses reagentes são chamados hipergólicos, isto é, eles iniciam a reação pelo simples contato. A reação que ocorre é:

19 N2H4(l) + 2 H2O2(l)  N2(g) + 4 H2O(g)
Os reagentes são misturados a 25 ºC na relação molar indicada na equação. Qual é o calor da reação? São dadas as entalpias de formação: N2H4(l) = + 12 kcal/mol H2O2(l) = - 46 kcal/mol H2O(g) = - 57,8 kcal/mol

20 H = Hprodutos - Hreagentes
Resolução: Hreagentes = - 80 kcal/mol Hprodutos = - 231,2 kcal/mol H = Hprodutos - Hreagentes H = - 231,2 – (- 80) H = - 231,2 + 80 H = - 151,2 kcal/mol

21 Cl2 (g)  2 Cl (g) H = + 242,0 kJ/mol
Energia de Ligação É a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm. Exemplos: H2 (g)  2 H (g) H = ,5 kJ/mol Cl2 (g)  2 Cl (g) H = ,0 kJ/mol O2 (g)  2 O (g) H = ,8 kJ/mol (1 mol de ligações duplas) N2 (g)  2 N (g) H = + 943,8 kJ/mol (1 mol de ligações triplas)

22 Observações: * Quanto maior a energia de ligação, mais forte é a ligação, ou seja, é mais difícil quebrá-la. Pelo contrário, ligações fracas (de energia de ligação pequena) se quebram facilmente. * Para quebrar uma ligação gastamos energia, no sentido inverso, isto é, quando ligamos dois átomos – a mesma energia será devolvida.

23 Alguns valores de energia de ligação (kcal/mol)
C - C 83,2 C - H 98,8 C = C 146,8 C = O 178,0 C  C 200,6 H - Br 87,4 H - H 104,2 C - O 85,5

24 CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl + HCl
Observação: O cálculo das variações de entalpia de qualquer reação química pode ser efetuado a partir das energias de todas as ligações que existem nos reagentes e produtos da reação considerada. Exemplo: Dados os valores de energia de ligação: H – H = 436 kJ/mol C – H = 414 kJ/mol C – C = 347 kJ/mol Cl – Cl = 243 kJ/mol C – Cl = 331 kJ/mol H – Cl = 431 kJ/mol Determine o H para a reação dada: CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl + HCl

25 Resolução: Energia absorvida Energia liberada
C – H = 4.(414) = C – H = 3.(414) = 1242 Cl – Cl = C – Cl = 331 H = H – Cl = 431 H = H = H = kJ

26 LEI DE HESS “A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação”. Conseqüências: As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas. Multiplicando ou dividindo uma equação termoquímica por um valor diferente de zero, o valor do H será também multiplicado ou dividido pelo mesmo valor. Invertendo uma equação termoquímica, inverte-se o sinal do H.

27 Calcule o calor envolvido na reação:.
Exemplo: Dadas as equações termoquímicas: I. C(grafite) + 2 H2(g)  CH4(g) H = - 18 kcal/mol II. C(g) + 2 H2(g)  CH4(g) H = kcal/mol Calcule o calor envolvido na reação:. C(grafite)  C(g)

28 b) Inverter a equação II
a) Manter a equação I C(grafite) + 2 H2(g)  CH4(g) H = - 18 kcal/mol b) Inverter a equação II CH4(g)  C(g) + 2 H2(g) H = kcal/mol c) Soma das equações I e II CH4(g)  C(g) + 2 H2(g) H = kcal/mol C(grafite)  C(g) H = kcal/mol

29 O2 + Cl  ClO + O H = + 64 kcal O3 + Cl  ClO + O2 H = - 30 kcal
Exemplo (UFPR) Os propelentes de aerossol são normalmente clorofluocarbonatos (CFCs), como freon-11 (CFCl3) e freon-12 (CF2Cl2). Tem sido sugerido que o uso continuado destes pode reduzir a blindagem de ozônio da estratosfera, com resultados catastróficos para os habitantes de nosso planeta. Na estratosfera, os CFCs e o O2 absorvem radiação de alta energia e produzem, respectivamente, átomos de Cl e átomo de O. Dadas as equações termoquímicas: O2 + Cl  ClO + O H = + 64 kcal O3 + Cl  ClO + O H = - 30 kcal Calcular o valor do H em módulo e em kcal, para a reação de O3 + O  2 O2

30 Inverter a primeira equação:
ClO + O  O2 + Cl H = - 64 kcal Manter a segunda equação: O3 + Cl  ClO + O H = - 30 kcal Somar as equações: ClO + O  O2 + Cl H = - 64 kcal O3 + Cl  ClO + O H = - 30 kcal O3 + O  2 O2 H = - 94 kcal