Termoquímica

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Tipos de calor
Entalpia Padrão:
É o valor da entalpia de uma substância, no
estado padrão.
Termoquímica
Forma mais estável 
da substância a 25oC 
e 1 atm.
Substâncias simples no estado alotrópico mais
estável, o valor é 0 (zero).
O2(g), Br2(l), I2(s), H2(g), 
Fe(s), Ag(s), C(graf)
As demais substâncias, possuem um valor tabelado.
Termoquímica
Entalpia Padrão:
O3(g)  0Hf
o = 0 kJ
ATENÇÃO
H2O(l): – 286 kJ/mol
H2O(g): – 242 kJ/mol
CH4(g): – 75 kJ/mol
NaCl(s): – 98,3 kcal/mol
N2O4(g): + 9,2 kJ/mol
NO2(g): + 33,2 kJ/mol
O3(g): + 34,0 kcal/mol
Termoquímica
Entalpia Padrão:
CO2(g): – 94,1 kcal/mol
Como tais valores são obtidos?
Calor de formação (Hf
o)
Calor de combustão (Hc
o)
Termoquímica
Calor envolvido na síntese de 1 mol de
substância a partir de seus elementos no
estado padrão.
Calor de formação (Hof):
DEFINIÇÃO
H2(g)
Hof:
– 286 kJ/mol+ O2(g)½ → 1 H2O(l)
Calor envolvido na síntese de 1 mol de
substância a partir de seus elementos no
estado padrão.
DEFINIÇÃO
H2(g)
Hof:
– 278kJ/mol+ O2(g)½ →1 C2H5OH(l)C(graf) +2 3
Calor de formação (Hof):
Hof:
– 890 kJ/molO2(g)2 →1 CO2(g)CH4(g)+ 2
Calor de combustão (Hoc):
+ H2O(l)
Calor LIBERADO na queima de 1 mol de
substância, estando os participantes no
estado padrão.
DEFINIÇÃO
DEFINIÇÃO
Hof:
– 1368 kJ/molO2(g)3 →1 CO2(g)C2H5OH(l)+ 3
Calor de combustão (Hoc):
Calor LIBERADO na queima de 1 mol de
substância, estando os participantes no
estado padrão.
+ H2O(l)2
Cálculo de H
Entalpias de formação
Utilizando as entalpias de formação:
Cálculo do H:
H = HP - HR
H > 0
Endotérmica Exotérmica
H < 0
H +
Cálculo do H:
–HSnO2 HSnO HO2½= ( )
H = HP - HR
SnO(S) + 1/2 O2(g) → SnO2(s) H: ? 
Cálculo do H:
HSnO2 = – 139 Kcal/mol HSnO = – 68,4 Kcal/mol
H +–HSnO2 HSnO HO2½= ( )
H +–– 139 – 68,4 0½= ( ).
SnO(S) + 1/2 O2(g) → SnO2(s) H: ? 
SnO(S) + 1/2 O2(g) → SnO2(s)
H +
H: ? 
Cálculo do H:
–HSnO2 HSnO HO2½= ( )
H +–– 139 – 68,4 0½= ( ).
H +– 139 68,4=H = – 70,6 kcal/mol
Exercício
01. UEL PR A pirolusita é um dos mais
importantes minérios que contêm o dióxido
de manganês (MnO2). Na indústria
metalúrgica, o manganês puro pode ser
obtido por processo térmico a partir da
pirolusita, através da reação:
3 MnO2(s) + 4 Al(s) → 2 Al2O3(s) + 3 Mn(s)
Exercício
Entalpias de formação a 25°C e 1 atm em
kJ/mol: MnO2(s) = – 521,0; Al2O3(s)= – 1676,0
3 MnO2(s) + 4 Al(s) → 2 Al2O3(s) + 3 Mn(s)
H +–H
Al2O3
H
MnO2
H
Al
4= ( )2 + H
Mn
3( ). . 3. .
H +–(– 1676) (– 521) 04= [ ]2 + 03[ ]. . 3. .
MnO2(s) = – 521,0; Al2O3(s)= – 1676,0
Exercício
3 MnO2(s) + 4 Al(s) → 2 Al2O3(s) + 3 Mn(s)
H +–H
Al2O3
H
MnO2
H
Al
4= ( )2 + H
Mn
3( ). . 3. .
H +–(– 1676) (– 521) 04= [ ]2 + 03[ ]. . 3. .
H –– 3352 (– 1563)=
Exercício
3 MnO2(s) + 4 Al(s) → 2 Al2O3(s) + 3 Mn(s)
H +–H
Al2O3
H
MnO2
H
Al
4= ( )2 + H
Mn
3( ). . 3. .
H +–(– 1676) (– 521) 04= [ ]2 + 03[ ]. . 3. .
H +– 3352 1563=
Exercício
3 MnO2(s) + 4 Al(s) → 2 Al2O3(s) + 3 Mn(s)
H +–H
Al2O3
H
MnO2
H
Al
4= ( )2 + H
Mn
3( ). . 3. .
H +–(– 1676) (– 521) 04= [ ]2 + 03[ ]. . 3. .
H – 1789 kJ=
Exercício
Cálculo de H
Lei de Hess
“A variação de entalpia de uma reação é
independente dos intermediários da reação,
sendo função apenas dos estados iniciais dos
reagentes e dos estados finais dos produtos.”
Cálculo do H:
Lei de Hess
Tem-se uma reação problema (aquela cujo H
se deseja calcular).
Tem-se reações auxiliares que te ajudarão a
formar a reação desejada.
Utilizando a Lei de Hess
Cálculo do H:
Qual é o H de formação do metano (CH4)?
C(graf) + 2 H2(g) → CH4(g)
I -
II -
III -
C(graf) + O2(g) → CO2(g)
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
H = -94,1 Kcal
H = - 68,3 Kcal
H = -212,8 Kcal
Cálculo do H:
Qual é o H de formação do metano (CH4)?
C(graf) + 2 H2(g) → CH4(g)
I -
II -
III -
C(graf) + O2(g) → CO2(g)
2 H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(g)
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
H = -94,1 Kcal
H = - 136,6 Kcal
H = -212,8 Kcal
Cálculo do H:
Qual é o H de formação do metano (CH4)?
C(graf) + 2 H2(g) → CH4(g)
I -
II -
III -
C(graf) + O2(g) → CO2(g)
2 H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(g)
CO2(g) + 2 H2O(g)→ CH4(g) + 2 O2(g)
H = -94,1 Kcal
H = - 136,6 Kcal
Cálculo do H:
H = + 212,8 Kcal
I -
II -
III -
C(graf) + O2(g) → CO2(g)
2 H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(g)
CO2(g) + 2 H2O(g)→ CH4(g) + 2 O2(g)
H = -94,1 Kcal
H = - 136,6 Kcal
Cálculo do H:
H = + 212,8 Kcal
C(graf) + 2 H2(g) → CH4(g) H = -17,9 Kcal
Exercício
01. PUC MG O metanol (CH3OH) é uma
substância muito tóxica, seu consumo pode
causar cegueira e até morte. Ele é geralmente
empregado como anticongelante, solvente e
combustível. A reação de síntese do metanol
é
CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
Exercício
A partir das equações termoquímicas
seguintes e suas respectivas entalpias-padrão
de combustão, a 25 oC:
Exercício
Assinale o valor da entalpia-padrão da
reação de síntese do metanol a 25 oC, em
kJ/mol.
a. +217
b. – 217
c. – 927
d. +927
Exercício
CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g)
– 638
– 286
– 283
H
(kJ/mol)
Exercício
CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g)
– 638
– 286
– 283
H
(kJ/mol)
2H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(l) – 572
– 5722H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(l)
Exercício
CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g)
– 638
– 283
H
(kJ/mol)
– 5722H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(l)
Exercício
CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
CO2(g) + 2 H2O(l)→ CH3OH(l) + 3/2 O2(g)
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g)
+ 638
– 283
H
(kJ/mol)
– 5722H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(l)
Exercício
CO2(g) + 2 H2O(l)→ CH3OH(l) + 3/2 O2(g)
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g)
+ 638
– 283
CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(l) H = – 217 kJ/mol
Cálculo de H
Energias de ligação
Energia de ligação
Energia necessária para romper um mol 
de ligações entre dois átomos no estado 
gasoso.
H2(g) → 2H(g) H = 436 kJ/mol
Energia de ligação
H2(g) → 2H(g) H = + 436 kJ/mol
Energia
2H(g) → H2(g) H = ? kJ/mol
Energia
H = – 436 kJ/mol
Energia de ligação
Lig. Rompidas Reagentes
Lig. Formadas Produtos
Positivo
Negativo
H =  Energias de ligação
Cálculo do H:
H2(g) + H2O(g)½ 
Exemplo:
→O2(g)
H H +
H H
O436 496 – 463
O O½ 
Cálculo do H:
→
– 463
H H +
H H
O436 496 – 463
O O½ 
Cálculo do H:
→
– 463
436 248
– 926
H = + + ( – 926)
436 248
684H = – 926
H = – 242 kJ/mol
Exercício
01. UEPG PR Considere:
a) a seguinte equação química balanceada:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
b) os valores aproximados de energia de dissociação de
ligação (Hdis kJ/mol):
C – H : 410,0; O = O : 500,0; C = O : 800,0; H – O : 460,0;
e assinale o que for correto.
Exercício
01. Trata-se de reação exotérmica.
2+ +O O→ 2 H
O
HO C OH C
H
H
H
C – H : 410,0; O = O : 500,0; C = O : 800,0; H – O : 460,0;
410 – 800
410
410
410 500 – 800 – 460– 460
Exercício
01. Trata-se de reação exotérmica.
2+ +O O→ 2 H
O
HO C OH C
H
H
H
410 – 800
410
410
410 500 – 800 – 460– 460
– 1600
1640
1000
– 920– 1840
1640 1000H = + + ( – 1600) + ( – 1840)
– 1840
Exercício
01. Trata-se de reação exotérmica.
2+ +O O→ 2 H
O
HO C OH C
H
H
H
410 – 800
410
410
410 500 – 800 – 460– 460
– 1600
1640
1000
2640H = – 3440
– 1840
Exercício
02. Trata-se de reação exotérmica.
2+ +O O→ 2 H
O
HO C OH C
H
H
H
410 – 800
410
410
410 500 – 800 – 460– 460
– 1600
1640
1000
H = – 800 kJ/mol
Exercício
08. A entalpia da reação (H) é – 800 kJ/mol.
16. A reação é reversível.
Exercícios