Cap5_6

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Gases
Capítulo 5
• Substâncias que Existem como Gases
• Pressão de um Gás
• Leis dos Gases
• Equação do Gás Ideal
• Estequiometria com Gases
• Lei de Dalton das Pressões Parciais
• Teoria Cinética Molecular dos Gases
• Desvios ao Comportamento Ideal
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Equação do Gás Ideal
5.4
Lei de Charles: V α T (com n e P constantes)
Lei de Avogadro: V α n (com P e T constantes)
Lei de Boyle: V α (com n e T constantes)
1
P
V α
nT
P
V = constante × = R
nT
P
nT
P
R é a constante
dos gases
PV = nRT
As condições 0ºC e 1 atm chamam-se condições de pressão 
e temperatura padrão (PTP).
PV = nRT
R = 
PV
nT
=
(1 atm)(22,414L)
(1 mol)(273,15 K)
R = 0,082057 L • atm/(mol • K)
5.4
Experiências demonstram que a PTP, 1 mole de um gás 
ideal ocupa 22,414 L.
Qual é o volume (em litros) ocupado por 49,8 g de HCl a PTP?
PV = nRT
V = 
nRT
P
T = 0 0C = 273,15 K
P = 1 atm
n = 49,8 g × 
1 mol HCl
36,45 g HCl
= 1,37 mol
V =
1 atm
1,37 mol × 0,0821 × 273,15 KL • atm
mol • K
V = 30,6 L
5.4
O árgon é um gás inerte usado no interior das lâmpadas para retardar a 
vaporização do filamento. Uma lâmpada contendo árgon a 1,20 atm a 180C 
foi aquecida a 850C, a volume constante. Qual é a pressão final do árgon no 
interior da lâmpada (em atm)?
PV = nRT n, V e R são constantes
nR
V
=
P
T
= constante
P1
T1
P2
T2
=
P1 = 1,20 atm
T1 = 291 K
P2 = ?
T2 = 358 K
P2 = P1 × 
T2
T1
= 1,20 atm ×
358 K
291 K
= 1,48 atm
5.4
Estequiometria com Gases
Calcule o volume de CO2 produzido a 37
0 C e 1,00 atm quando 5,60 g 
de glucose são consumidas na reacção:
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l)
g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2
5,60 g C6H12O6
1 mol C6H12O6
180 g C6H12O6
×
6 mol CO2
1 mol C6H12O6
× = 0,187 mol CO2
V = 
nRT
P
0,187 mol × 0,0821 × 310,15 K
L • atm
mol • K
1,00 atm
= = 4,76 L
5.5
Lei de Dalton das Pressões Parciais
P1 P2 Ptotal = P1 + P2
5.6
V e T são 
constantes
Misturando
os gases
Considere dois gases, A e B, num recipiente de volume V.
PA = 
nART
V
PB = 
nBRT
V
nA é o número de moles de A
nB é o número de moles de B
PT = PA + PB XA = 
nA
nA + nB
XB = 
nB
nA + nB
PA = XA PT PB = XB PT
Pi = Xi PT
5.6
fracção molar (Xi ) = 
ni
nT
Uma amostra de gás natural contém 8,24 moles de CH4, 0,421 moles 
de C2H6 e 0,116 moles de C3H8. Se a pressão total dos gases for 
1,37 atm, qual é a pressão parcial do propano (C3H8)?
Pi = Xi PT
Xpropano = 
0,116
8,24 + 0,421 + 0,116
PT = 1,37 atm
= 0,0132
Ppropano = 0,0132 × 1,37 atm= 0,0181 atm
5.6
Termoquímica
Capítulo 6
• Natureza da Energia e Tipos de Energia
• Variações de Energia em Reacções Químicas
• Introdução à Termodinâmica
• Entalpia de Reacções Químicas
• Calorimetria
• Entalpia de Formação e de Reacção Padrão
• Calores de Solução e de Diluição
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Energia é a capacidade de realizar trabalho
• Energia radiante ou energia solar — provém
do Sol e é a fonte de energia primária da Terra.
• Energia térmica — energia associada ao 
movimento aleatório dos átomos e das moléculas.
• Energia química — energia armazenada dentro 
das unidades estruturais das substâncias químicas.
• Energia nuclear — energia armazenada
no conjunto de neutrões e protões do átomo.
• Energia potential — energia disponível como 
consequência da posição de um objecto.
6.1
O calor é a transferência de energia térmica entre dois corpos que 
estão a temperaturas diferentes.
Variações de Energia em Reacções Químicas
Temperatura é a medida da energia térmica.
900C
400C
energia térmica superior
6.2
Temperatura = Energia térmica
A termoquímica estudo do calor posto em jogo nas 
reacções químicas.
O sistema é a parte específica do universo que nos 
interessa.
Aberto
Massa e EnergiaTransferência:
Fechado
Energia
Isolado
Nada
SISTEMA
6.2
Processo exotérmico — qualquer processo que liberte calor 
(transfere energia térmica do sistema para a vizinhança). 
Processo endotérmico — qualquer processo em que se tem 
de fornecer calor ao sistema a partir da vizinhança. 
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energia
H2O (g) H2O (l) + energia
energia + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)
6.2
energia + H2O (s) H2O (l)
Exotérmico Endotérmico
6.2
Termodinâmica
Funções de estado — propriedades que são determinadas pelo estado 
do sistema, independentemente do modo como ele foi atingido.
A energia potential do caminhante 1
e do caminhante 2 é a mesma apesar
de usarem trilhos diferentes.
energia, pressão, volume, temperatura
6.3
∆E = Efinal – Einicial
∆P = Pfinal – Pinicial
∆V = Vfinal – Vinicial
∆T = Tfinal – Tinicial
Primeira lei da termodinâmica — a energia pode ser 
convertida de uma forma noutra, mas não pode ser criada 
ou destruída.
∆Esistema + ∆Evizinhança = 0
ou
∆Esistema = –∆Evizinhança
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
Reacção química exotérmica!
6.3
Energia química perdida por combustão = Energia ganha pela vizinhança
sistema vizinhança
Uma forma mais útil da primeira lei ...
6.3
∆∆∆∆E = q + w
∆E = varição da energia interna do sistema
q = troca de calor entre o sistema e a vizinhança
w = trabalho efectuado sobre (ou pelo) sistema
w = –P∆V quando um gás se expande contra uma pressão
externa constante
Trabalho Efectuado sobre o Sistema
6.3
w = Fd
w = –P ∆V
P × V = × d3 = Fd = w
F
d2
∆V > 0
–P∆V < 0
wsis < 0
O trabalho não 
é uma função 
de estado!
∆w = wfinal – winicial
inicial final
Uma amostra de azoto gasoso expande-se em volume de 1,6 L até 5,4 L 
a temperature constante. Qual é o trabalho efectuado em joules se o gás 
se expandir (a) no vácuo e (b) sob uma pressão constante de 3,7 atm?
w = –P ∆V
(a) ∆V = 5,4 L – 1,6 L = 3,8 L P = 0 atm
W = –0 atm × 3,8 L = 0 L • atm = 0 J
(b) ∆V = 5,4 L – 1,6 L = 3,8 L P = 3,7 atm
w = –3,7 atm × 3,8 L = –14,1 L • atm 
w = –14,1 L • atm ×
101,3 J
1 L • atm
= –1430 J
6.3
Entalpia e a Primeira Lei da Termodinâmica
6.4
∆E = q + w
∆E = ∆H– P∆V ∆H = ∆E + P∆V 
q = ∆H e w = –P∆VA pressão constante: 
22
Reacções Exotérmicas e Endotérmicas
Reacção endotérmica
2 HgO(s) + 182 kJ → 2 Hg(l) + O2(g)
∆H = + 182 kJ
Reacção exotérmica
Fe2O3(s) + 2 Al(s)
Al2O3(s) + 2 Fe(s) + 849 kJ
∆H = - 849 kJ
→
A entalpia (H) é utilizada para quantificar o fluxo de calor libertado ou 
absorvido por um sistema num processo que ocorre a pressão constante.
∆H = H (produtos) – H (reagentes)
∆H = calor libertado ou absorvido durante a reacção a pressão constante
Hprodutos < Hreagentes
∆H < 0
Hprodutos > Hreagentes
∆H > 0 6.4
Equações Termoquímicas
H2O (s) H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
∆H é negativo ou positivo?
O sistema absorve calor
Endotérmico
∆H > 0
6,01 kJ são absorvidos por cada mole de gelo que funde a 00C e 1 atm.
6.4
Equações Termoquímicas
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H = –890,4 kJ
∆H é negativo ou positivo?
O sistema liberta calor
Exotérmico
∆H < 0
890,4 kJ são libertados por cada mole de metano queimado a 250C e 1 atm.
6.4
H2O (s) H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
• O coeficiente estequiométrico refere-se sempre ao número de mole 
de uma substância.
Equações Termoquímicas
• Se inverter uma reacção o sinal de ∆H altera-se.
H2O (l) H2O (s) ∆H = –6,01 kJ
• Se multiplicar ambos os membros da equação por um factor n o ∆H
deve alterar-se pelo mesmo factor n.
2H2O (s) 2H2O (l) ∆H = 2 × 6,01 = 12,0 kJ
6.4
H2O (s) H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
• O estado físico de todos os reagentes e produtos deve ser especificado.
Equações Termoquímicas
6.4
H2O (l) H2O (g) ∆H = 44,0 kJ
Que quantidade de calor é desenvolvido quando 266 g de fósforo 
branco (P4) ardem no ar?
P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) ∆H = –3013 kJ
266 g P4
1 mol P4
123,9 g P4
×
3013 kJ
1 mol P4
× = 6470 kJ
Comparação de ∆∆∆∆H e ∆∆∆∆E
2Na (s) + 2H2O (l)2NaOH (aq) + H2 (g) ∆H =–367,5 kJ/mol
∆E = ∆H– P∆V A 250C, 1 mole H2 = 24,5 L a 1 atm
P∆V = 1 atm × 24,5 L = 2,5 kJ
∆E = –367,5 kJ/mol – 2,5 kJ/mol = –370,0 kJ/mol
6.4
O calor específico (c) de uma substância é a quantidade de calor 
necessária para elevar de um grau Celsius a temperatura de um grama da 
substância.
A capacidade calorífica (C) de uma substância é a quantidade de calor 
necessária para elevar de um grau Celsius a temperatura de uma dada 
quantidade da substância.
C = mc
Calor (q) absorvido ou libertado:
q = mc∆t
q = C∆t
∆t = tfinal – tinicial
6.5
Quanto calor é libertado quando uma barra de ferro com 869 g 
arrefece de 940C para 50C?
c (Fe) = 0,444 J/g • 0C
∆t = tfinal – tinicial = 5
0C – 940C =–890C
q = mc∆t = 869 g × 0,444 J/g • 0C x –890C = –34 000 J
6.5
Calorimetria a Volume Constante
Não há entrada nem saída de calor!
qsis = qágua + qcal+ qreac
qsis = 0
qreac = – (qágua + qcal)
qágua = mc∆t
qbomb = Ccal∆t
6.5
Reacção a V constante
∆H ~ qreac
∆H = qreac
Calorimetria a Pressão Constante
Não há entrada nem saída de calor!
qsis = qágua + qcal + qreac
qsis = 0
qreac = – (qágua + qcal)
qágua = mc∆t
qcal = Ccal∆t
6.5
Reacção a P constante
∆H = qreac
6.5
Química em Acção:
Valores Energéticos de Alimentos e de Outras Substâncias
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l) ∆H = –2801 kJ/mol
1 cal = 4,184 J
1 Cal = 1000 cal = 4184 J
Como não há maneira de determinar o valor absoluto da entalpia de 
uma substância tenho que medir as alterações da entalpia para 
cada uma das reacções em causa?
Estabeleça uma escala arbitrária com a entalpia de formação padrão (∆Hf
0) 
como ponto de referência para todas as expressões de entalpia.
Entalpia de formação padrão (∆Hf
0) ― calor posto em jogo 
quando se forma uma mole de um composto a partir dos seus 
elementos à pressão de 1 atm.
A entalpia de formação padrão de qualquer elemento na sua forma 
mais estável é zero.
∆H0 (O2) = 0f
∆H0 (O3) = 142 kJ/molf
∆H0 (C, grafite) = 0f
∆H0 (C, diamante) = 1,90 kJ/molf
6.6
6.6
Entalpia de formação padrão (∆H0reac) ― entalpia de uma reacção 
levada a cabo a 1 atm.
aA + bB cC + dD
∆H0reac d∆H
0 (D)fc∆H
0 (C)f= [ + ] – b∆H
0 (B)fa∆H
0 (A)f[ + ]
f
∆H0reac n∆H
0 (produtos)f= Σ m∆H
0 (reagentes)Σ–
6.6
Lei de Hess ― quando os reagentes são convertidos em produtos, 
a variação de entalpia é a mesma quer a reacção se dê num só passo 
ou numa série de passos.
A entalpia é uma funcão de estado. Não interessa como se chega lá, 
apenas é importante onde se começa e onde se acaba.
Calcule a entalpia de formação padrão do CS2 (l):
C(grafite) + O2 (g) CO2 (g) ∆H
0 = –393,5 kJ
reac
reac
S(rômbico) + O2 (g) SO2 (g) ∆H
0 = –296,1 kJreac 
CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) ∆H
0 = –1072 kJ
1. Escreva a entalpia de formação da reacção para CS2
C(grafite) + 2S(rômbico) CS2 (l)
2. Adicione as entalpias dadas: 
+
6.6
reac
reac
reac2S(rômbico) + 2O2 (g) 2SO2 (g) ∆H
0 = –296,1 × 2 kJ
CO2(g) + 2SO2 (g) CS2 (l) + 3O2 (g) ∆H
0 = +1072 kJreac
C(grafite) + 2S(rômbico) CS2 (l)
∆H0 = –393,5 + (2 × –296,1) + 1072 = 86,3 kJ
C(grafite) + O2 (g) CO2 (g) ∆H
0 = –393,5 kJ
O benzeno (C6H6) arde no ar e produz dióxido de carbono e água 
líquida. Calcule o calor libertado por mole de benzeno consumido? 
A entalpia de formação padrão do benzeno é 49,04 kJ/mol.
2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)
∆H0reac n∆H
0 (produtos)f= Σ m∆H
0 (reagentes)fΣ–
∆H0reac 6∆H
0 (H2O)f12∆H
0 (CO2)f= [ + ] – 2∆H
0 (C6H6)f[ ]
∆H0reac = [ 12 × –393,5 + 6 × –241.8 ] – [ 2 × 49,04 ] = –... kJ
–... kJ
2 mol
= –... kJ/mol C6H6
6.6
CO2=-393.5
H2O=-241.8