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TERMOQUÍMICA TERMOQUÍMICA Presentation Transcript

  • TERMOQUÍMICA
  • A Termoquímica é a área da química que estuda as trocas de calor que acompanham os processos. Você sabia que nessa tarefa usual do seu dia a Termoquímica está presente? Aquecimento da água através da liberação de calor da reação de combustão do gás de cozinha. Para fazer o café é necessário aquecer a água, ou seja, nesse processo há a necessidade de fornecimento de calor, por isso é chamado de processo endotérmico.
  • Transformações da matéria A matéria pode sofrer dois tipos de transformações: as físicas e as químicas. As transformações físicas são aquelas onde não há formação de novas substâncias, por exemplo, as mudanças de estado físico. As transformações químicas, também conhecidas como reações químicas, são aquelas onde ocorre o rearranjo entre os átomos com formação de novas substâncias. As transformações físicas e químicas da matéria são acompanhadas de trocas de energia.
  • O calor nas transformações físicas As transformações físicas da matéria são processos que envolvem energia na forma de calor. As mudanças de estado físico, quando uma substância recebe ou cede calor, estão esquematizadas na figura a seguir: Nos processos de fusão, vaporização e sublimação de uma substância há a absorção de calor, isto é, são processos endotérmicos. Enquanto nas mudanças de estado solidificação, condensação e ressublimação há liberação de calor, ou seja, são processos exotérmicos.
  • Processos que absorvem calor são chamados de endotérmicos. De onde vem o calor que está aquecendo a água? O calor vem da reação de combustão do gás de cozinha. Estas reações liberam calor e são chamadas exotérmicas. Processos que liberam calor são chamados de exotérmicos. Processos endotérmicos, que ocorrem com absorção de energia, o calor é transferido das vizinhanças para o sistema e apresentam como característica o abaixamento da temperatura nas paredes do recipiente onde a reação é realizada.
  • O calor nas reações químicas As reações químicas são acompanhadas por troca de calor e podem ser endotérmicas ou exotérmicas. No dia-a-dia se faz uso em várias situações da energia envolvida nas reações químicas. Uma das transformações químicas mais usadas são as reações exotérmicas do tipo reações de combustão, que são aquelas que liberam energia que pode ser aproveitada para diversas formas .
  • A queima da gasolina no motor de um automóvel produz trabalho (energia de deslocamento) e calor. O calor envolvido nas reações químicas é informado nas equações químicas como se fosse um produto nas reações exotérmicas e como um reagente nas reações endotérmicas. Reação exotérmica: por exemplo, a equação química que representa a combustão do etanol é: CH3CH2OH + 3 O2 → 2 CO3 + 3 H3O + calor Calor liberado: o calor é colocado como se fosse um produto da reação.
  • Reação endotérmica: por exemplo, a equação química que  representa a decomposição do carbonato de cálcio  (principal componente do calcário) é: CaCO3  +  calor  →  CaO   +   CO2 Calor absorvido: o calor é colocado como se fosse um reagente da reação 
  • Entalpia A entalpia é a energia total armazenada no sistema, ou seja, o  conteúdo de energia de cada substância participante de uma  reação. A termoquímica tem grande interesse em processos isobáricos,  que são processos que ocorrem à pressão constante, pois o  calor envolvido nestas transformações é exatamente igual  à entalpia. Entalpia, H, é uma quantidade de energia que todo  composto tem. O que processos isobáricos têm de importante para ser foco de  atenção da termoquímica?
  • Misturas de reagentes realizadas em frascos abertos (como a figura a seguir) são processos realizados a pressão constante (pressão atmosférica). Então, agora você pode perceber que a maioria das atividades realizadas em um laboratório de química é feita sob pressão constante (pressão atmosférica).
  • Uma mistura de reagentes realizada em frasco aberto é um processo realizado em pressão constante (pressão atmosférica), ou seja, é um processo isobárico. Experimentalmente, só é possível medir a variação de entalpia (ΔH) de uma reação química. Em uma reação química o estado inicial são os reagentes e o estado final são os produtos. Seja a reação química genérica:
  • Em processos isobáricos, o calor envolvido nestas transformações é exatamente igual à variação de entalpia: Calor da reação = ∆H reação Calor da reação = ∆H reação = H produtos - H reagentes
  • Variação de entalpia em reações químicas Reação exotérmica Uma reação exotérmica apresenta variação de entalpia negativa, ou seja, liberação de calor. Isso ocorre porque a entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes. ∆H reação < 0 H produtos < H reagentes Calor da reação < 0
  • Representando a variação de entalpia de uma reação química em um gráfico: Reação Exotérmica.
  • Exemplo: Reação de combustão do acetileno (gás utilizado em soldas). C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (g) + calor Colocando o valor de calor liberado na queima do acetileno: C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (g) + 1298,3 kJ Quando um mol do gás acetileno (C2H2) reage com 5/2 mols de gás oxigênio (O2), formando dois mols de dióxido de carbono (CO2) e um mol de água, ocorre a liberação de 1298,3 kJ de energia na forma de calor. A equação acima é mais comumente escrita da seguinte forma: C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (g) ∆H = - 1298,3 kJ/mol
  • Reação Endotérmica Uma reação endotérmica apresenta variação de entalpia positiva, ou seja, ocorre absorção de calor. Isso ocorre porque a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes. ∆H reação > 0 H produtos > H reagentes Calor da reação > 0
  • Representando a variação de entalpia de uma reação química em um gráfico: Reação Endotérmica
  • Exemplo: Reação de decomposição da água. H2O (l) + calor → H2 (g) + ½ O2 (g) Colocando o valor de calor absorvido na decomposição da água: H2O (l) + 286,6 kJ → H2 (g) + ½ O2 (g) Interpretando a equação: Quando um mol de água no estado líquido se decompõe em um mol de gás hidrogênio (H2) e ½ mol de gás oxigênio (O2), ocorre a absorção de 286,6 kJ de energia na forma de calor. A equação acima é mais comumente escrita da seguinte forma: H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H = 286,6 kJ/mol
  • Resumindo: Calor da reação = ∆H reação O sinal de ∆H informa se o processo é exotérmico (∆H < 0), ou seja, com liberação de calor para o ambiente ou endotérmico (∆H > 0) com absorção de calor do ambiente.
  • Fatores que influenciam o ∆H Existem vários fatores que influem nas quantidades de calores envolvidos nas reações químicas, os principais fatores são: a. Quantidade de reagentes. b. Estados físicos dos reagentes e dos produtos da reação. c. Forma alotrópica dos elementos envolvidos. d. Temperatura na qual a reação química é realizada.
  • a) Quantidade de reagentes e produtos: A quantidade do calor de reação depende da quantidade dos reagentes que participam da reação. Você sabe muito bem disto: quanto maior for a quantidade de um combustível queimado maior será a quantidade de calor liberado. Por exemplo, a combustão de uma pequena quantidade de gasolina (50 ml) fornece bem menos calor que a combustão de 1 litro. A influência da quantidade dos reagentes envolvidos na reação é explicitada nos coeficientes estequiométricos: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H = -286,6 kJ/mol 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ∆H = -573,2 kJ/mol (2 x -286,6 kJ/mol) 4 H2 (g) + 2 O2 (g) → 4 H2O (l) ∆H = -1146,4 kJ/mol (2 x -573,2 Quando um mol de gás hidrogênio reage com meio mol de gás oxigênio, kJ/mol) formando um mol de água líquida, há a liberação de 286,6 kJ. Quando dois mols de gás hidrogênio reagem com um mol de gás oxigênio, formando 2 mols de água líquida, a quantidade de calor liberado será exatamente o dobro da anterior. E assim, sucessivamente, para qualquer proporção entre os coeficientes estequiométricos.
  • b) Estado físico dos reagentes e produtos A mudança no estado físico de um ou mais reagentes ou produtos da reação altera o valor do ∆H. Isso porque os estados físicos de uma mesma substância apresentam valores entálpicos diferentes: H sólido < H líquido < H vapor Exemplo: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (s) ∆H = -292,9 kJ/mol H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H = -286,6 kJ/mol H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆H = -242,6 kJ/mol Interpretação: As reações são de formação de um mol de água nos três estados físicos (sólido, líquido e gasoso) e, por isso, o efeito térmico das três reações são diferentes.
  • Alotropia é o fenômeno do mesmo elemento químico formar substâncias diferentes. Os principais elementos que formam formas alotrópica são: a. Carbono na forma de grafite ou diamante. b. Enxofre na forma monoclínico ou rômbico. c. Fósforo na forma branco ou vermelho. d. Oxigênio na forma de gás oxigênio (O2) ou de ozônio (O3). Exemplos: C (grafite) + O2 → CO2 ∆H = -393,1 kJ/mol C (diamante) + O2 → CO2 ∆H = -395,0 kJ/mol Interpretação: As reações apresentam ∆H diferentes pois o carbono está em formas alotrópicas diferentes. A formas alotrópica com entalpia menor é a forma mais estável. O grafite apresenta menor entalpia que o diamante.
  • d) Temperatura Considere a seguinte reação de combustão do metano realizada em duas temperaturas diferentes: CH4(g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆H = -881,0 kJ/mol (20ºC) CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆H = -889,5 kJ/mol (25ºC) Interpretação: As reações apresentam ∆H diferentes pois a reação de combustão foi iniciada em temperaturas diferentes.
  • Equação termoquímica É a forma correta de representar a reação química e o calor nela envolvido. A equação termoquímica deve estar balanceada e, obrigatoriamente, conter todas as informações que influenciam no valor do efeito térmico da reação química, como foi visto anteriormente: estados físicos dos reagentes e produtos, formas alotrópicas dos elementos e a temperatura da reação. CaCl2(s) + H2O -> Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) Tipos de calores de reação O calor envolvido em cada tipo de transformação recebe um nome específico, por exemplo: a. Em uma reação de combustão, o ∆H recebe o nome de calor de combustão. b. Em uma reação de formação ,o ∆H recebe o nome de calor de formação. c. Em uma reação de neutralização entre um ácido e uma base, o ∆H recebe o nome de calor de neutralização.
  • Compreenda as características de cada tipo de calor: a) Calor de combustão É a energia liberada na combustão total de um mol de uma substância, sendo que toda as substâncias envolvidas na reação no estado físico estável na condição padrão. Exemplo: Combustão do gás metano: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆Hºf = -889,5 kJ/mol Observe a equação a seguir: 2 CH4 (g) + 4 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 4 H2O (l) ∆Hºf = -1779,0 kJ
  • b) Calor de formação: ∆Hºf É a energia liberada ou absorvida na formação de 1 mol de uma substância a partir das substâncias simples dos seus elementos, na forma mais estável, na condição padrão (25ºC e 1 atm). Exemplos: Formação do dióxido de carbono: C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hºf = -393,3 kJ/mol Formação da amônia: ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) → NH3 (g) ∆Hºf = -46,0 kJ/mol Cuidado que muitos erros de interpretação ocorrem. Para que o calor envolvido na reação seja chamado de seja ∆Hºf todos as condições que estão no conceito devem ser obedecidas. Cuidado que as seguintes equações não representam o ∆Hºf: C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = -395,0 kJ/mol N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ∆H = -92,0 kJ
  • c) Entalpia de neutralização É a energia liberada na reação de neutralização de 1 mol de íons H + (aq) com 1 mol de íons OH- (aq). Todas as substâncias em diluição total e nas condições padrão (25ºC e 1 atm). Exemplo: HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O ∆H = -57,7 kJ/mol d) Entalpia de ligação É o calor envolvido na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondo-se todas substâncias no estado gasoso, a 25ºC e 1 atm. Por exemplo: Energia de ligação do H2 (g): H2 (g) → 2 H ∆H = 435,5 kJ/mol Energia de ligação do Cl2 (g): Cl2 (g) → 2 Cl ∆H = 242,0 kJ/mol
  • Quanto maior a energia de ligação, mais energia é necessária para quebrá-la, ou seja, mais difícil rompê-la, isso quer dizer, então, que mais estável será a ligação. Entre os exemplos acima, é mais difícil quebrar a ligação da molécula do gás hidrogênio do que a ligação da molécula de cloro. Assim é enunciada a lei de Hess: A variação entálpica de uma reação química depende apenas dos estágios inicial e final da mesma. Não importando, portanto, os processos intermediários. Essa lei pode ser aplicada a qualquer sistema de equações quando se deseja definir a variação de entalpia total. Mas, vale lembrar que invertendo a equação, troca-se o sinal do ΔH correspondente a ela; do mesmo modo, multiplicando a equação por um número qualquer, multiplica-se o ΔH pelo mesmo número.
  • A Lei de Hess é de grande utilidade, pois permite determinar a partir de cálculo o DH teórico de uma reação química qualquer. Veja um exemplo da aplicação da Lei de Hess: vamos determinar teoricamente o efeito térmico da seguinte reação de combustão do grafite: C (grafite) + ½ O2 (g) → CO (g) Por que aplicar a Lei de Hess para uma reação de combustão? Esta é uma reação difícil de ser feita? Na verdade, o calor de combustão pode ser determinado experimentalmente em um calorímetro (como vimos anteriormente). O problema dessa reação química é que ela não representa a combustão total do grafite. Experimentalmente, no calorímetro, garantir que a combustão produza só CO (monóxido de carbono) e não uma mistura de CO (monóxido de carbono) e CO2 (dióxido de carbono) é muito difícil. Como utilizamos a Lei de Hess para determinar o ΔH? Para isso temos que ter outras equações químicas cujos ΔH sejam conhecidos, por exemplo, sejam estas duas equações químicas e seus efeitos térmicos: Equação 1: C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = -393,5 kJ Equação 2: CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH = -282,9 kJ
  • Aplicando a Lei de Hess, as equações químicas podem ser consideradas como equações algébricas e, por isso: •Podem ser somadas. •Podem ser invertidas trocando o sinal de DH. •Os coeficientes estequiométricos e o valor de DH podem ser multiplicados ou divididos pelo mesmo número. Então, para obtermos a equação C (grafite) + ½ O2 (g) → CO (g) a partir das equações 1 e 2, devemos manter a equação 1 como ela é e inverter a equação 2, obtendo a seguinte situação: Então, aplicando a Lei de Hess, o calor envolvido na combustão do grafite formando CO (monóxido de carbono) é:
  • Alimentos: combustível do ser humano Sabemos que a energia necessária para executar todas as atividades vem dos alimentos. Hoje em dia ouvimos muitas expressões do tipo: “preciso caminhar para queimar gordura” ou “preciso queimar calorias para emagrecer”. Estas expressões estão corretas? Como devemos interpretá-las? É isso que vamos ver agora! Quando ingerimos alimentos, durante a digestão, muitas reações são realizadas para a transformação dos nutrientes. Essas transformações são reações de combustão. Ou seja, as reações que ocorrem durante a digestão são exotérmicas.
  • Os alimentos possuem nutrientes: proteínas, carboidratos (açúcares), lipídios (óleos e gorduras), sais minerais, vitaminas e fibras. Cada nutriente apresenta sua função específica, por isso a necessidade de uma alimentação balanceada que contenha todos. Os carboidratos, as proteínas e os lipídios apresentam função energética, ou seja, são as reações de combustão destes nutrientes que fornecem energia para o funcionamento das células. Assim como os combustíveis (gás natural, a gasolina, o álcool etc.), quando usados em automóveis, os nutrientes que apresentam função energética (carboidratos, proteínas e lipídios) apresentam valores de energia liberados diferentes quando digeridos. Em média, apresentam as seguintes quantidades de energia liberada por grama de cada nutriente: Nutriente Energia Proteínas 4 kcal/g Glicídios 4 kcal/g Lipídios 9 kcal/g
  • Não esqueça! CALOR É a troca de energia sob influência de diferenças de temperatura TRABALHO É a troca de energia sem influência de diferenças de temperatura
  • Princípios da Termodinâmica Q = m.c.ΔT Princípio Zero da Termodinâmica QUENTE MAIS FRIO A energia na forma de calor só flui de um corpo de maior temperatura (mais quente) para outro corpo de menor temperatura (mais frio)
  • Aplicação de exercícios: 1) (FUVEST) O Benzeno pode ser obtido a partir de hexano por reforma catalítica. Considere as reações de combustão: H2(g) + ½ O2(g) -> H2O(l) ΔH = -286 KJ/mol C6H6(l) + 15/2 O2(g) -> 6CO2(g) + 3H2O(l) ΔH = -3268 KJ/mol C6H14(l) + 19/2 O2(g) -> 6CO2(g) + 7H2O(l) ΔH = -4163 KJ/mol Pode-se então afirmar que na formação de 1 mol de benzeno, a partir do hexano, há: a. Liberação de 249 KJ b. Absorção de 249 KJ c. Liberação de 609 KJ d. Absorção de 609 KJ e. Liberação de 895 KJ Solução: 1. Inverte-se a primeira equação multiplicando por 4 2. Inverte-se a segunda equação 3. A terceira equação permanece a mesma (H2O(l) -> H2(g) + ½ O2(g)).4 (ΔH = +286 KJ/mol).4 6CO2(g) + 3H2O(l) -> C6H6(l) + 15/2 O2(g) ΔH = +3268 KJ/mol + C6H14(l) + 19/2 O2(g) -> 6CO2(g) + 7H2O(l) ΔH = -4163 KJ/mol ______________________________________________________________ C6H14(l) -> C6H6(l) + 4H2(g) ΔH = +249 KJ/mol Assim, a alternativa B está correta: ocorre absorção de 249 KJ a cada mol de benzeno formado .
  • 2) (FEI) Determinar a espontaneidade da reação C2H2 + 2H2 ® C2H6 à temperatura de 100°C. Resposta: DG = -53.700 cal e a reação é espontânea. Quero ver calcular:
  • 3) (FEI) Para uma dada reação sabe-se que DH = 20 kcal/mol e DS = 80 cal/mol . k. Qual o DG dessa reação a 1 000 K? Resposta: DG = -60 Kcal/mol 4) (FEI) Por que motivo, às altas temperaturas, as reações químicas tendem a ser espontâneas? Resposta: A espontaneidade de uma transformação está relacionada com a variação de entalpia e energia de organização (TDS) que dão valor da variação de energia livre (DG). DG = DH – T DS À altas temperaturas a entropia (S) dos sistemas aumenta bastante, e, o valor de TD S adquire valor alto e positivo dando D G negativo. Devemos lembrar também que altas temperaturas aumentam a Energia Cinética das moléculas, favorecendo a espontaneidade.
  • 5)Escreva as equações correspondentes à entalpia de formação de: a) C3H8(g) 3 Cgraf. + 4 H2(g)→C3H8(g) b) C2H6O(l) 2 Cgraf. + 3 H2(g) + 1/2 O2(g)→C2H6O(l) c) Na2SO4(s) 2 Na(s) + Srômb. + 2 O2(g)→Na2SO4(s) d) HNO3(l) 1/2 H2(g) + 1/2 N2(g) + 3/2 O2(g)→HNO3(l)
  • 6) Qual dos dois combustíveis libertaria maior quantidade de calor por grama? (C = 12, H = 1) H2 2 g —— (– 68) kcal 1 g —— x x = – 34 kcal CH4 16 g libera 213 1 g libera y y = 13,3 kcal Resposta: H2
  • 7) Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol, sendo dados: Entalpia de formação de C2H6O(l) = – 66 kcal/mol Entalpia de formação de CO2(g) = – 94 kcal/mol Entalpia de formação de H2O(l) = – 68 kcal/mol C2H6O(l) + 3O2(g) →2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH = ? 1 mol 3 mol 2 mol 3 mol ⇓⇓⇓⇓ (1–6464) 2 4 Ze4ro3 1 2(4–944)4 2 34(–4683) Hinicial Hfinal ΔH = Hfinal – Hinicial ΔH = [2 (– 94) + 3(– 68)] – [(– 66) + zero] ΔH = – 326 kcal/mol
  • 8) Com relação à questão anterior, determine a entalpia de combustão do etanol em kcal/grama. (C = 12, O = 16, H = 1) 1 mol etanol —— 46g —l—ibe—rta—326kcal 1g ———— x x = = 7 kcal Resposta: 7 kcal/grama
  • 9) Dados: Cgraf + O2(g) →CO2(g) ∆H = –94 kcal/mol Cdiam + O2(g) →CO2(g) ∆H = –94,5 kcal/mol Calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam. Cgraf + O2(g) →CO2(g) ∆H1 = –94 CO2(g) →Cdiam + O2(g) ∆H2 = + 94,5 Cgraf →Cdiam ∆H = ? ∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = – 94 + 94,5 ∆H = + 0,5 kcal/mol
  • 10) Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, a 25°C e 1atm, em kJ/mol, sendo dados: ΔH = –239 kJ/mol ΔH = –286 kJ/mol Cgraf + O2(g) → CO2(g) ΔH = –393 kJ/mol CH3OH + O2→CO2 + 2H2O H = ? CH3OH → C + 2H2 + O2 H1 = +239 C + O2→CO2 H2 = –393 x2 {2H2 + O2 → 2H2O H3 = 2 (–286) CH3OH+ O2 → CO2 + 2H2O H = ? ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 ΔH = – 726 kJ/mol Obs.: Para efeito de comparações, o professor poderá também resolver pelo método dos Calores de formação: CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O H = ? –239 zero – 393 2(–286) 14243 1442443 Hinicial Hfinal ΔH = [– 393 + 2(–286)] – [– 239] ΔH = – 726 kJ
  • 11) Dados: 2H2(g) + O2(g) →2H2O(l) ∆H = –136 kcal 2H2(g) + O2(g) →2H2O(v) ∆H = –116 kcal Calcule o ∆H de vaporização da água em kcal/mol. 2H2O(l) →2H2 + O2 ∆H1 = +136 2H2 + O2 →2H2O(v) ∆H2 = – 116 2H2O(l) →2H2O(v) ∆H = ? ∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = + 136 – 116 = + 20 kcal / 2 mols Logo: ∆H = + 10 kcal/mol
  • by VANIA LIMA