Termoquímica

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Termoquímica
Termoquímica
Química. Transformação da matéria.
Termoquímica
Termoquímica
Química. Transformação da matéria. Termo. Calor.
Termoquímica
Química. Transformação da matéria. Termo. Calor.
Termoquímica	é	o	estudo	da	quantidade	de	calor	envolvida	em	uma reação química.
Termoquímica
Química. Transformação da matéria. Termo. Calor.
Termoquímica	é	o	estudo	da	quantidade	de	calor	envolvida	em	uma reação química.
Relembrando...
Transformação física: Altera-se o estado físico da matéria. Transformação química: Formação de novas substâncias.
Calor
Transferência de energia de um corpo mais energético para um menos energético.
Calor
Calor
Transferência de energia de um corpo mais energético para um menos energético.
Meio externo
Calor
Temperatura
É uma grandeza física escalar que pode ser definida como a medida do grau de agitação das moléculas que compõem um corpo.
Temperatura
É uma grandeza física escalar que pode ser definida como a medida do grau de agitação das moléculas que compõem um corpo.
Calorimetria
É	a	parte	da	física	responsável	pelo	estudo	da	troca	de	energia térmica.
Calorimetria
É	a	parte	da	física	responsável	pelo	estudo	da	troca	de	energia térmica.
Calorímetro:
É	um	equipamento	usado	para	determinar	o	calor	específico	(c)	de cada substância.
Calorímetro:
É	um	equipamento	usado	para	determinar	o	calor	específico	(c)	de cada substância.
Calorimetria
Calor sensível
Q = m.c.ΔT
Calor latente
Q = m.l
Termoquímica
Absorve calor
Processos
Libera calor
Processos
Exotérmico
Termoquímica
Absorve calor
Libera calor
Endotérmico
Processos
Exotérmico
Termoquímica
Absorve calor
Libera calor
Endotérmico
Calor
Sistema
Sistema
Calor
Processos
Exotérmico
Termoquímica
Endotérmico
Calor
Sistema
Absorve calor
Sensação: Resfriamento
Libera calor
Sensação: Aquecimento
Sistema
Calor
Mudança de estado físico
Sólido
Líquido
Gasoso
Mudança de estado físico
Sólido
Líquido
Gasoso
Endo
Endo
Exo
Exo
Entalpia (H)
Conteúdo energético de uma substância (reagentes e produtos).
Entalpia (H)
Conteúdo energético de uma substância (reagentes e produtos).
como calcular a entalpia?
Devido a grande quantidade de energia presentes em uma substância não conseguimos calcular a entalpia da reação, e sim a variação dela. (ΔH)
Entalpia (H)
Conteúdo energético de uma substância (reagentes e produtos).
como calcular a entalpia?
Devido a grande quantidade de energia presentes em uma substância
e	sim	a	variação
não	conseguimos	calcular	a	entalpia	da	reação, dela. (ΔH)
Variação da entalpia (ΔH)
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
Entalpia (H)
Reação exotérmica:
A	--->	B	+ calor Ha	Hb
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
Entalpia (H)
Reação exotérmica:
A	--->	B	+ calor Ha	>		Hb
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
Entalpia (H)
Reação exotérmica:
A	--->	B	+ calor Ha	>		Hb
100
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
Entalpia (H)
Reação exotérmica:
A	--->	B	+ calor Ha	>		Hb
100	50
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
Entalpia (H)
Reação exotérmica:
A	--->	B	+ calor Ha	>		Hb
100	50
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
ΔH = 50 - 100
ΔH = -50
Entalpia (H)
Reação exotérmica:
A	--->	B	+ calor Ha	>		Hb
100	50
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
ΔH = 50 - 100
ΔH = -50
100
Ha	>	Hb
100	50
50
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
ΔH = 50 - 100
ΔH = -50
Entalpia (H)
Reação exotérmica: A	--->	B	+ calor
Entalpia (H)
Reação endotérmica: A + calor	--->	B
Ha	<	Hb
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
Entalpia (H)
Reação endotérmica: A + calor	--->	B
Ha	<	Hb
50
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
Ha	<
50
Hb
100
Entalpia (H)
Reação endotérmica: A + calor	--->	B
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
ΔH = 100 - 50
ΔH = +50
Ha	<
50
Hb
100
Entalpia (H)
Reação endotérmica: A + calor	--->	B
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
ΔH = 100 - 50
ΔH = +50
Ha	<
50
Hb
100
Entalpia (H)
Reação endotérmica: A + calor	--->	B
50
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
ΔH = 100 - 50
ΔH = +50
100
Ha	<
50
Hb
100
Entalpia (H)
Reação endotérmica: A + calor	--->	B
Soluções e Entalpia
Entalpia de formação
É a quantidade de energia (calor) liberada ou absorvida na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no seu estado padrão.
Entalpia de formação
É a quantidade de energia (calor) liberada ou absorvida na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no seu estado padrão.
Substância Simples
Substância formada por apenas um único elemento químico. ex: O2, O3, H2, C(grafite), C(diamante), Fe(s)
Estado Padrão
Forma mais abundante em condições normais (25ºC e 1 atm) ex: O2, H2, C(grafite), Fe(s)
Entalpia de formação
Cálculo do ΔH:
Entalpia de formação
Cálculo do ΔH: Reagente ---> Produto
Início	Final
Entalpia de formação
Cálculo do ΔH: Reagente ---> Produto
Início	Final
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
Entalpia de formação
Cálculo do ΔH:
Reagente ---> Produto Início	Final
ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔH = Hproduto - Hreagente
OBS:	A	entalpia	de	formação	de	uma	substância	simples	em	seu estado padrão é ZERO.
Exercícios:
01 - Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos:I- Gás queimando em uma das “bocas” do fogão.II- Água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta “boca” do fogão.Com relação a esses processos, pode-se afirmar que:
I e II exotérmicos.
I – exotérmico e II – endotérmico.
I – endotérmico e II – exotérmico.
I – isotérmico e II – exotérmico.
I – endotérmico e II – isotérmico.
02 - Identifique a reação que define a variação da entalpia-padrão de formação:
2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g)
C(diamante) + O2(g) → CO2(g)
C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
CaO(s) + 3 CO2(g) → CaCO3(g)
e) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
03 - Sendo o ΔH de formação do óxido de cobre II (CuO) igual a –37,6 kcal/mol e o ΔH deformação do óxido de cobre I (Cu2O) igual a –40,4 kcal/mol, o ΔH da reação:
Cu2O(s) + 1/2 O2(g) → 2 CuO(s)será:
a) –34,8 kcal.
b) –115,6 kcal.
c) –5,6 kcal.
d) +115,6 kcal.
e) +34,8 kcal.
04	-	Os	romanos	utilizavam	CaO	como	argamassa	nas	construções rochosas.	O	CaO	era	misturado	com	água,	produzindo	Ca(OH)2,	que reagia lentamente com o CO2‚ atmosférico, dando calcário: Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(g)
A partir dos ados da tabela anterior, a variação de entalpia da reação, em kJ/mol, será igual a:
05	-	O	alumínio	é	utilizado	como	redutor	de	óxidos,	no	processo denominado de aluminotermia, conforme mostra a equação química: 8 Al(s) + 3 Mn3O4(s) → 4 Al2O3(s) + 9Mn(s)
Observe a tabela:
Segundo	a	equação	acima,	para	a	obtenção	do	Mn(s),	a	variação	de entalpia, na temperatura de 298 K, em KJ, é de:
a) -282,5
b) -2515,3
c) -3053,1
d) -10827,1
Entalpia de ligação
A energia de ligação, ou entalpia de ligação, é a energia absorvida na quebra de um mol de ligação, no estado gasoso, entre átomos a 25 oC e 1 atm. Essa definição pode envolver também a energia presente na formação da mesma ligação entre os mesmos átomos (separados), mas ela apresentará sinal diferente.
Na molécula do bromo (Br2), por exemplo, temos a presença de uma ligação simples (sigma) entre os átomos de bromo, assim:
- Na quebra da ligação:
Br — Br → Br(g) + Br(g)
Para que a ligação entre dois átomos de bromo sejarompida, é necessário que haja a absorção de 193 kJ/mol. Por isso, o processo apresenta uma variação de entalpia positiva, que é:
ΔH = + 193 kJ/mol
- Na formação da ligação:
Br(g) + Br(g) → Br — Br
Quando a ligação entre dois átomos de bromo no estado gasoso é formada, libera-se uma quantidade de energia de mesmo valor da energia envolvida no rompimento da ligação, mas com sinal diferente: - 193 k/mol. Por essa razão, o processo apresenta uma variação de entalpia negativa, que é:
ΔH = - 193 kJ/mol
 Cálculo da energia de ligação
Calculando a energia de ligação presente em uma reação química, podemos determinar se essa reação é endotérmica ou exotérmica. Para isso, basta utilizarmos a expressão abaixo:
ΔH = Σr - Σp
ΔH = variação da entalpia;
Σr = soma das energias necessárias para quebrar cada ligação no reagente;
Σp = soma das energias necessárias para formar cada ligação no produto.
 Utilizando os valores das energias de ligação da tabela abaixo, determine o valor do ΔH da reação de formação do cloroetano.
 
 H2C = CH2 + HCl → H3C — CH2 — Cl
Passo 1: Demonstrar todas as ligações montando a fórmula estrutural de cada um dos participantes:
 Passo 2: Calcular a soma das energias das ligações nos reagentes (Σr).
Nos reagentes, temos as seguintes ligações:
4 ligações H — C (435 kcal cada)
1 ligação C = C (609 kcal cada)
1 ligação H — Cl (431 kcal cada)
Assim, o cálculo será:
Σr = 4.435 + 1.609 + 1.431
Σr = 1740 + 609 + 431
Σr = 2780 kcal
Passo 3: Calcular a soma das energias das ligações nos produtos (Σp).
Nos produtos, temos as seguintes ligações:
5 ligações H — C (435 kcal cada)
1 ligação C — C (345 kcal cada)
1 ligação C — Cl (339 kcal cada)
Assim, o cálculo será:
Σr = 5.435 + 1.345 + 1.339
Σp = 2175 + 345 + 339
Σp = 2859 kcal
 Passo 4: Calcular o ΔH.
ΔH = Σr - Σp
ΔH = 2780 - 2859
ΔH = - 79 kcal/mol
Como o ΔH é negativo, trata-se de uma reação exotérmica.
 Lei de Hess
A lei de Hess foi criada pelo químico suíço Germain H. Hess (1802-1850), que é considerado um dos fundadores da Termoquímica. Sua lei dizia o seguinte:
Ou seja, o ΔH depende somente dos valores das entalpias dos reagentes e dos produtos, conforme a expressão:
 Por exemplo, consideremos a reação em que 1 mol de água (H2O) é transformado em água no estado gasoso. Essa reação é realizada duas vezes; porém, optou-se por caminhos diferentes:
(1º) Foi realizada em uma única etapa:
 H2O(l) → H2O(v)   ΔH= +44 kJ
 (2º) Foi realizada em duas etapas:
 1ª etapa: H2O(l) → H2(g) + ½ O2 (g) ΔH= +286 kJ
 2ª etapa: H2(g) + ½ O2 (g) → H2O(v)   ΔH= -242 kJ
 H2O(l) → H2O(v)   ΔH= +44 kJ
 Observe que independentemente de ter-se realizado uma ou duas etapas, a variação da entalpia (ΔH) é sempre igual a 44 kJ. Isso ocorre por que o ΔH é a soma algébrica dos valores de ΔH das etapas que compõem o processo, ou seja, dos processos intermediários:
Por exemplo, no segundo caso, o ΔH total da reação foi a soma do ΔH da primeira etapa (ΔH= +286 kJ) com o da segunda (ΔH= -242 kJ). Assim, obtivemos o mesmo valor da reação com uma única etapa.
Portanto, apenas nos interessam os valores inicial e final. Nesse caso, o estado inicial corresponde a H2O(l) e o final a H2O(v).
 Essa lei se tornou muito importante na Termoquímica, porque determinadas reações químicas não podem ter seu ΔH determinado experimentalmente. Entretanto, de acordo com a Lei de Hess a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada por meio das entalpias de outras reações (reações intermediárias).
 
Você também deve saber que a Lei de Hess pode ser calculada como uma equação matemática. Para isso, é possível realizar as seguintes ações:
*Inverter a reação química, nesse caso o sinal do ΔH também deve ser invertido;
*Multiplicar a equação, o valor do ΔH também deve ser multiplicado;
*Dividir a equação, o valor do ΔH também deve ser dividido.
Exemplo:
(Fuvest-SP) Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:
N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização do NO2 será igual a:
2 NO2(g) → 1 N2O4(g)
a) –58,0 kJ b) +58,0 kJ c) –77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 kJ
60
 Resolução:
Passo 1: Inverter a primeira equação. Isso porque o NO2(g) precisa passar para o lado dos reagentes, conforme a equação global. Lembre-se que ao inverter a reação o ∆H1 também inverte o sinal, passando para negativo.
A segunda equação é conservada.
2 NO2(g) → N2(g) + 2 O2(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Passo 2: Observe que N2(g) aparece nos produtos e reagentes e o mesmo acontece com 2 mol de O2(g).
2 NO2(g) → N2(g)+ 2 O2(g)∆H1 = - 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Assim, eles podem ser cancelados resultando na seguinte equação:
2 NO2(g) → N2O4(g).
Passo 3: Você pode observar que chegamos a equação global. Agora devemos somar as equações.
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = - 58 kJ ⇒ Alternativa A
Pelo valor negativo de ∆H também sabemos que trata-se de uma reação exotérmica, com liberação de calor.