Termoquímica: Estudo do Calor nas Reações Químicas

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Termoquimic�
Classificaçã� � cálcul��
Conceito:
É o ramo da físico-química que estuda o
calor envolvido nas reações químicas e
nas mudanças de estado físico de uma
substância
Calor:
→ É a energia térmica em trânsito, isto
é, a energia transferida de um corpo para
outro quando existe diferença de
temperatura entre eles
→ É a forma mais comum de energia que
acompanha uma reação química
OBS: A quantidade de calor (Q) pode ser
expressa em calorias (cal) ou em joules
(J) → 1 cal = 4,18 J
Entalpia (H):
Toda espécie química possui uma energia
que, quando medida à pressão constante, é
chamada de entalpia
Variação de entalpia(∆H):
Indica a diferença entre a entalpia dos
produtos e a dos reagentes
∆H = H produtos – H reagentes
Classificação das reações químicas:
As reações químicas são classificadas em
exotérmicas e endotérmicas
Reações exotérmicas: A → B + calor
→ São reações que liberam mais calor para
o meio do que absorvem
→ Se os reagentes perderem parte de seu
conteúdo energético, o valor da entalpia
(H) será menor do que a entalpia dos
reagentes (HR)
Reações endotérmicas: A + calor → B
→ São reações que absorvem mais calor do
que liberam ∆H > 0
→ Se os reagentes absorverem o calor
fornecido pelo meio, o valor da entalpia
(H) será maior do que a entalpia dos
reagentes (HR)
As mudanças de fases de agregação:
Uma substância pode ser encontrada em
estado físico líquido, sólido ou gasoso.
Esses diferentes aspectos são chamados de
fases de agregação e são processos que
absorvem ou liberam calor, conforme suas
características.
Estado gasoso:
É aquele em que as moléculas estão mais
agitadas e apresentam maior energia
Estado sólido:
Estado de menor energia
→ Quando uma substância passa do estado
líquido (maior energia) para o sólido,
libera calor (processo exotérmico)
Termoquimic�
Classificaçã� � cálcul��
→ Quando uma substância passa do estado
sólido (menor energia) para o gasoso,
absorve calor (processo endotérmico)
Equações termoquímicas:
Muitos são os fatores que exercem
influência direta sobre a variação de
entalpia de um sistema: temperatura da
experiência, estado alotrópico, estado
físico de reagentes e de produtos,
pressão…
Ex: Supondo que as reações a seguir sejam
realizadas a 25°C el atm:
I. ½ O2(g) + H2(g) → H2O(g) ∆H = -58 kcal
II. ½ O2(g) + H2(g) → H2O(l) ∆H = -68,3 kcal
Comparando-se as variações de entalpia
das reações I e II, nota-se que há
diferenças quando um dos reagentes ou
produtos modifica o seu estado físico ou
alotrópico
Tipos de entalpias:
Calor de reação é o nome dado à
quantidade de calor liberada ou absorvida
em uma reação química para 1 mol de
substância
OBS: O quanto maior for o calor liberado,
mais eficiente é um combustível. Porém,
também será preciso considerar a
quantidade de energia liberada por grama
de combustível, pois os constituintes do
combustível apresentam densidades
distintas
Entalpia ou calor de formação (∆Hf):
Energia liberada ou absorvida na formação
de 1 mol de substância a partir de seus
constituintes mais simples
Ex: + O2 → CO, AH, = -94,1 kcal
Entalpia ou calor de combustão (∆HC):
Energia liberada na reação de 1 mol de
substância com oxigênio, gerando gás
carbônico, água ou algum outro óxido
correspondente
Ex: Calor de combustão do etanol
C2H5OH(l) + 3O2 → 2CO2 + 3H2O(l)
∆H = -327,6 kcal
OBS: Nas reações de combustão, o ∆H é
sempre negativo, ou seja, são reações
exotérmicas
Entalpia ou calor de decomposição (∆Hd):
Energia liberada ou absorvida na
decomposição de 1 mol de substância,
gerando seus constituintes mais simples
Ex: Calor de decomposição da água
H2O(l) → H2 + ½ O2(g)
∆Hd = 68,3 kcal
Métodos para cálculos de ∆H:
→ Não é possível medir a entalpia de uma
substância por si só, o que é possível
medir é a variação de entalpia da reação
como um todo. Dessa forma, é preciso que
se tenha um ponto zero para poder avaliar
a variação a partir dele. Assim, foi
convencionado que as substâncias simples,
no estado padrão (forma física e
alotrópica mais abundante em que elas se
apresentam à temperatura de 25°C e
pressão de 1 atm), teriam entalpia igual
a zero
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Classificaçã� � cálcul��
Cálculo de ∆H a partir das
entalpias de formação:
Pode-se determinar o ∆H de uma reação a
partir das entalpias de formação,
utilizando a expressão:
∆H = ∑HP - ∑HR
Ex: A reação de combustão do etanol
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3 H2O(l)
O calor de combustão do etanol pode ser
calculado a partir dos calores de
formação das substâncias participantes da
reação:
∆H de formação de C2H5OH(l) = -278 kJ/mol
∆H de formação de CO2(g) = -394 kJ/mol
∆H de formação de H2O(l) = -286 kJ/mol
Nela, não figura o calor padrão de
formação do oxigênio por ser este
identicamente nulo, mediante a relação:
∆H = ∆H produtos – ∆H reagentes
C2H̟5OH2 + 3O2 → 2CO2(g) + 3H2O(l)
∆HR = -278 + zero
HR = -278 kJ
∆HP = 2.(-394)+ 3.(-286)
HP = -1.646 kJ
∆H = ∆HP - ∆HR = -1.646 - (-278)
∆H = -1368 kJ
Cálculo de ∆H a partir das
energias de ligação:
→ É necessário aplicar o conceito de
energia de ligação, que é a energia
associada a uma ligação química, medida
pela quantidade de calor que se deve
fornecer ao sistema para romper a ligação
ou pela quantidade de calor liberado
quando aquelas são formadas
→ Para que ocorra a quebra de ligação dos
reagentes, é necessário fornecer energia;
logo, trata-se de um processo endotérmico
(∆H > 0)
→ À medida que as ligações entre os
produtos se formam, tem-se liberação de
energia, ou seja, há um processo
exotérmico (∆H < 0)
→ O saldo é o ∆H da reação
∆H = ∑∆H rompidas + ∑∆H formadas
pode-se também representar da seguinte
forma:
∆H = ∑ELreagentes - ∑ELprodutos
Ex: Sendo a reação de combustão do
metanol representada por:
CH3OH + 3/2 O2 → CO2 + 2H2O
Utilizando-se as fórmulas estruturais dos
participantes da reação, tem-se:
A variação de entalpia pode ser calculada
a partir das seguintes energias de
ligação
Para romper as ligações interatômicas do
metanol e do oxigênio, serão absorvidos:
1.O — H → 1.462,3 kJ
1.C — O → 1.357,4 kJ
3.C — H → 3.412,9 kJ
3.O = O → 3.497,8 kJ
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Classificaçã� � cálcul��
Total absorvido: +2805,1 kJ
Para formar as ligações interativas do CO2
e da água, será liberadas:
4.O — H → 4.462,3 kJ = 1849,2 kJ
2.C = O → 2.744,0 kJ = 1488,0 kJ
Total liberado: -3337,2 kJ
∆H = +2805,1 - 3337,2 = —552,1 kJ (reação
exotérmica)
Cálculo de ∆H a partir dos calores de
reação (lei de Hess):
De acordo com Hess, "a quantidade de
calor desprendida ou absorvida em uma
reação química depende apenas dos estados
inicial e final do sistema, não
dependendo dos estados intermediários"
Resumindo: A soma dos ∆H de todas as
etapas da reação química é o ∆H da reação
global
OBS: A inversão de uma equação
termoquímica implica inversão do sinal da
variação da entalpia dessa reação
→ A multiplicação ou a divisão dos
coeficientes de uma equação termoquímica
por dado valor implica multiplicação ou
divisão da variação da entalpia dessa
reação por esse valor
Ex: Considere a equação:
2C(graf) + 3H2(g) + ½ O2(g) → C2H6O(l) ∆H=?
Pode-se determinar o valor do ∆H dessa
reação a partir de outras três equações:
C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H= -394 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H= -268 kJ/mol
C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H= -1368
Agora, serão trabalhadas as equações I,
II e III, de modo que soma delas permita
obter a equação termoquímica de formação
etanol. Para isso, deve-se:
Ter 2 mols C(graf) no lado dos reagentes, o
que se obtém multiplicando a equação I
por 2
2C(graf) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H= -788 kJ/mol
Ter 3 mols de H2(g) no lado dos reagentes,
o que se obtém multiplicando a equação II
por 3
3H2(g) + 3/2 O2(g) → 3H2O(l) ∆H= -858 kJ/mol
Ter 1 mol de C2H6O(l) no lado dos produtos,
o que se obtém invertendo a equação III
2CO2(g) + 3H2O(l) → C2H6O(l) + 3O2(g) ∆H= +1368
Somando essas três equações, já
devidamente adaptadas, obtém-se a equação
desejada e, também, o valor de ∆H para a
formação do C2H6O:
2C(graf) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H= -788 kJ/mol
3H2(g)+ 3/2 O2(g) → 3H2O(l) ∆H= -858 kJ/mol
2CO2(g) + 3H2O(l) → C2H6O(l) + 3O2(g) ∆H= +1368
————————————————————————————————————————
2C(graf) + 3H2(g) + ½ O2(g) → C2H6O(l) ∆H= -278
Cálculos estequiométricos envolvendo energia:
→ É possível determinar a quantidade de
energia envolvida em uma reação a partir
da massa de reagente utilizado, por
exemplo. Sabendo-se a quantidade
de energia liberada por determinada
quantidade de massa, é possível
obter o valor da entalpia para outros
diferentes valores de massa
→ Isso leva a inferir que a entalpia de
uma reação dependerá da massa envolvida
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Ex: Dada a reação a seguir:
2C(graf) + 3H2(g) + ½ O → C2H6O(L) ∆H= –278 kJ
→ Determine a energia liberada pela
reação, sabendo que foram consumidos 48g
de C(grafite)
→ Sabe-se, observando a reação, que 2
mols de C(grafite) liberam 278 kJ de
energia
2 mols C(grafite) ———— 278 kJ
→ Porém, deseja-se relacionar a massa de
carbono com a quantidade de energia
liberada. Sendo assim, também é possível
escrever:
2 mols C(graf) ——— 2.12 g (m.molar do C)
24 g ——— 278 kJ
→ Logo, para calcular a energia liberada
no consumo de 48g de carbono
24 g de C(grafite) ———— 278 kJ
48 g de C(grafite) ———— X
X = 556 kJ
→ Sendo assim, a energia liberada por 48g
de C(grafite) é igual a 556 kJ
→ Observe que, ao alterar a massa, o
valor da energia envolvida no processo
também foi modificado. Sendo assim, a
partir da reação química de interesse e
do valor de ∆H, é possível calcular,
utilizando-se ferramentas
estequiométricas, a variação de entalpia
associada a diferentes valores de massa
ou a diferentes valores de quantidade de
matéria (mol)