Termoquímica

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TERMOQUÍMICA
INTRODUÇÃO
A energia acompanha a história da humanidade desde o domínio do fogo até as viagens espaciais;
Nos dias atuais, consomem-se quantidades cada vez maiores de energia em todas as atividades
humanas
Energia = conforto
INTRODUÇÃO
ENERGIA ELÉTRICA
INTRODUÇÃO
ENERGIA QUÍMICA
INTRODUÇÃO
ENERGIA ELETROQUÍMICA
INTRODUÇÃO
ENERGIA DA VIDA
CALOR E SUAS UNIDADES
Conceito de calor
A energia transferida entre dois corpos (ou diferentes partes do mesmo corpo) que tem temperaturas diferentes
Absorção e liberação de calor
EXOtérmico: LIBERA calor
ENDOtérmico: ABSORVE calor
CALOR E SUAS UNIDADES
Unidades de Energia
Joule (J)  Unidade de Energia no Sistema Internacional (SI);
Caloria (cal)
1cal = 4,18J
CALOR E SUAS UNIDADES
SISTEMA, VIZINHANÇA, UNIVERSO
Sistemas: tudo aquilo que desejamos estudar
Vizinhança: tudo que é externo ao sistema
Fronteira: distingue o sistema de suas vizinhanças
CALOR
TIPOS DE SISTEMAS
Aberto: Troca de energia e matéria;
Fechado: Troca de energia, mas NÃO há troca de matéria;
Isolado: NÃO há troca de energia e nem de matéria.
ABERTO		FECHADO	 	ISOLADO
ENERGIA NAS TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA
As transformações físicas e químicas são frequentemente acompanhadas por liberação ou absorção de calor
Exemplo
H2O(l)  H2O(s)		DH = - 6,01 kJ/mol
H2O(s)  H2O(l)		DH = + 6,01 kJ/mol
ENTALPIA (H) E VARIAÇÃO DE ENTALPIA (DH)
Entalpia (H): é uma grandeza (expressa em unidades de energia) que informa a quantidade de energia que poderia ser transformada em calor a P constante.
Variação de Entalpia (DH): é a quantidade de calor trocado pelo sistema, a pressão constante.
DH > 0 		ENDOtérmico
DH < 0 	EXOtérmico
DH = HP - HR
ENDOTÉRMICO
O sistema absorve calor da vizinhança, provocando um aumento da entalpia
DH = HP - HR
DH > 0 
EXOTÉRMICO
O sistema libera calor para a vizinhança, provocando uma diminuição da entalpia
DH = HP - HR
DH < 0 
Ao sair de uma piscina em um dia de vento, sentimos frio. Proponha uma explicação para isso, baseada nos conceitos de mudança de fase e de troca de calor.
Exercício 1
Quando a água que está sobre a pele passa da fase líquida para a fase vapor, absorve calor das vizinhanças, o que inclui a superfície do corpo. Essa perda de calor pelo corpo produz a sensação de frio.
Quando um mol de etanol (C2H6O, álcool comum) passa do estado líquido para o gasoso, ocorre absorção de 43,5 kJ de calor. Represente esse processo por meio de uma equação acompanhada do respectivo valor de ∆H.
C2H6O(l)  C2H6O(g) ∆H = + 43,5 kJ/mol
Exercício 2
CALORÍMETRIA
É o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante os fenômenos físicos ou químicos.
CALOR vs. TEMPERATURA
1
2
Temperatura: depende da maior ou menor agitação das partículas.
Calor: depende da própria temperatura e da massa do sistema.
Calor béquer 2 é o dobro que no béquer 1, pois o béquer 2 tem o dobro de água
MEDIDAS DE QUANTIDADE DE CALOR
q = m.c.Dt
q = quantidade de calor;
m = massa da substância;
c = calor específico da substância
Dt = variação de temperatura da substância
Calor específico: energia necessária para elevar em 1ºC a temperatura de 1 g da substância
Para determinar o valor calórico de um alimento, foi realizado um experimento com um calorímetro de água, no qual foi queimada uma porção de 10,0 g. Foram obtidos os seguintes resultados:
• Massa de água contida no calorímetro = 250 g
• Temperatura inicial da água = 22,0 °C
• Temperatura final da água = 45,0 °C
Com base nesses dados, calcule a quantidade de calor,
em kJ, contida numa porção de 50,0 g desse alimento.
Exercício 3
Para 10g  q = 250g . 4,18 J.g-1.ºC-1 . 23ºC 
q = 24035 J
Para 50g 5 . 24035 J = 120175 J ou aprox. 120kJ
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a equação química à qual acrescentamos a entalpia da reação e na qual mencionamos todos os fatores que possam influir no valor dessa entalpia.
C(graf) + 2H2(g)  CH4(g) DH= -74,4kJ/mol (25ºC, 1atm)
H2(g)+2H2(g)  2HI(g) DH= + 25,96kJ/mol (25ºC, 1atm)
 Coeficiente estequiométrico
 Estados físicos
 Alotropia (quando necessário)
 Temperatura
 Pressão
-DH
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
Antigamente também poderia ser escrita assim...
C(graf)+2H2(g)CH4(g)+74,4kJ (25ºC,1atm)
				ou			EXOTÉRMICO
C(graf)+2H2(g)-74,4kJCH4(g) (25ºC,1atm)
H2(g)+I2(g) + 25,96kJ  2HI (25ºC, 1atm)
			ou			ENDOTÉRMICO
H2(g)+I2(g)  2HI – 25,96kJ (25ºC, 1atm)
Exercício 4
Construa um diagrama de entalpia que represente o seguinte processo:
2 HCl(g)  H2(g) + Cl2(g) 	∆H = +184,6 kJ/mol 
Construa um diagrama de entalpia que represente o seguinte processo:
2 HI(g)  H2(g) + I2(g) ∆H = - 53,0 kJ/mol
Exercício 5
Exercício 6
Os seguintes valores de ∆H referem-se às três reações
equacionadas a seguir, realizadas sob as mesmas condições experimentais .
a) Qual é o fator responsável pela diferença observada nosvalores de ∆H?
b) Represente, em um mesmo diagrama, os reagentes e produtos dessas reações.
Exercício 6 (resp)
O nitrato de potássio (KNO3), ou salitre, é um sólido branco iônico. Tem larga aplicação na composição de fertilizantes e da pólvora negra. Também é usado como conservante em embutidos de carne (mortadela, salame etc.). É um sal bastante solúvel em água, na qual produz solução com íons potássio e nitrato.
Ao dissolver nitrato de potássio em água observa-se que o líquido e o frasco sofrem diminuição de temperatura.
a) Equacione a separação dos íons (dissociação iônica) que ocorre ao dissolver o sal em água.
b) É correto concluir que o processo de dissolução do nitrato de potássio em água é exotérmico? Justifique
Exercício 7
Exercício 7 (resp)
KNO3(s)  K+(aq) + NO3- (aq)
b) Não, pois se há resfriamento é porque o processo absorve calor do líquido e do frasco, sendo, portanto, endotérmico
(UFRRJ) Nuvens de gotas d’água condensadas são frequentemente vistas surgindo de escapamentos de automóveis. Isto ocorre porque a queima de combustíveis produz dióxido de carbono (CO2) e água (H2O).
Considerando que a combustão de 1,0 mol de gasolina
(sendo o octano — C8H18 — seu constituinte típico)
libera 940 kcal, a massa de dióxido produzido e a energia liberada na queima de 10 litros de gasolina
(densidade = 0,79 kg/L), são, respectivamente:
Exercício 8
Exercício 8 (resp)
O estado-padrão de uma substância corresponde a essa substância, em sua forma pura, na pressão 1 atm e a 25°C
O ESTADO PADRÃO
Quando um valor de ∆H se refere a reagentes e produtos no estado padrão, esse valor é denominado variação de entalpia-padrão e simbolizado por ∆H°
ENTALPIA PADRÃO DE COMBUSTÃO (∆H°c)
Combustão: reação exotérmica de uma substância com o oxigênio
(Cesgranrio-RJ) Observe o gráfico abaixo. Qual é o valor da entalpia de combustão de 1 mol de SO2(g), em quilocalorias, a uma temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm?
Exercício 9
Exercício 9 (resp)
(Unifor-CE) A queima de 1,0 kg de metano liberou
5,5.104kJ. Com base nesse dado, o calor de combustão, expresso em kJ/mol de metano, é da ordem de:
a) 8,8.10-4 		c) 8,8.10-2 		e)8,8.104
b) 8,8.10-3 		d) 8,8.102
Exercício 10
Exercício 10 (resp)
Exercício 11
(UFRJ) Grande parte dos táxis do Rio de Janeiro está utilizando gás natural como combustível, em substituição à gasolina e ao álcool (etanol). A tabela a seguir apresenta os calores de combustão para as substâncias representativas desses combustíveis.
a) Determine a equação de combustão completa do etanol;
b) A quantidade de álcool contida num tanque de combustível de um automóvel corresponde a 46 kg.
Calcule a quantidade de calor liberada pela queima
de todo o combustível do tanque
Cont...
c) Calcule o volume, em litros, nas CNTP, de gás natural
que precisamos queimar para produzir a mesma quantidade de calor que resulta da combustão de 1 mol
de gasolina.
a)
b)
Exercício 11 (resp)
Cont...
c)
A tabela indica que 1 mol de gasolina produz 5.400 kJ. Portanto, a quantidade de gás natural que produz a mesma energia será:
Exercício 11 (resp)
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO (∆H°f)
Reação deFormação  Reação em que uma substância é produzida exclusivamente a partir de reagentes que sejam substâncias simples
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO (∆H°f)
É o ∆H° para a reação de formação de uma substância exclusivamente a partir de reagentes que sejam substâncias simples (todas no esta padrão), no estado físico e alotrópico mais estável. 
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO (∆H°f)
O ∆H°f de algumas substâncias é zero
É nulo para subst. simples no:
Estado padrão (25ºC e 1 atm)
Estado físico e alotrópico mais estável
Exemplos
(FEI-SP) Dadas as entalpias de formação CO (g) e CO2(g), calcule a entalpia da reação:
CO2(g) + C(s)  2CO(g) à temperatura de 25 °C e pressão normal. 
Dados: ∆Hf(CO) = -26 kcal/mol; ∆Hf(CO2) = -94 kcal/mol
Exercício 12
ENERGIA DE LIGAÇÃO
Energia de ligação é a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm
Quebra de ligações é sempre um processo endotérmico
Formação de ligações é sempre um processo exotérmico
Calcule a variação de entalpia, em kcal, na reação
2HBr(g) + Cl2(g)  2HCl(g) + Br2(g), conhecendo as seguintes energias de ligação, todas nas mesmas condições de pressão e temperatura:
Exercício 13
Exercício 13 (resp)
(Unifesp) Devido aos atentados terroristas ocorridos em Nova York, Madri e Londres, os Estados Unidos e países da Europa têm aumentado o controle quanto à venda e produção de compostos explosivos que possam ser usados na confecção de bombas. Dentre os compostos químicos explosivos, a nitroglicerina é um dos mais conhecidos. É um líquido à temperatura ambiente, altamente sensível a qualquer vibração, decompondo-se de acordo com a equação:
Exercício 14
2C3H5(NO3)3(l)  3N2(g) + 1/2O2(g) + 6CO2(g) + 5H2O(g)
Considerando-se uma amostra de 4,54 g de nitroglicerina, massa molar 227 g/mol, contida em um frasco fechado com volume total de 100,0 mL:
Exercício 14 (cont.)
Calcule a entalpia envolvida na explosão.
Dados: Substância 		∆Hº formação (kJ/mol)
	 C3H5(NO3)3(l)		 	2364
	 CO2(g) 				2394
	 H2O(g) 				2242 
b) Calcule a pressão máxima no interior do frasco antes
de seu rompimento, considerando-se que a temperatura atinge 127°C.
Dado: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1.
Exercício 14 (resp.)
Exercício 14 (resp.)
LEI DE HESS
A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
Primeiro caminho:
C(grafite) + O2(g)  CO2(g) 	∆H = -393,51 kJ
Segundo caminho:
C(grafite) + 1/2O2(g)  CO(g) 	∆H1 = -110,53 kJ
CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g) 	∆H2 = -282,98 kJ
Somando...
∆H1 + ∆H2 = - 110,53 – 282,98 = - 393,51kJ 
Portanto:
∆H = ∆H1 + ∆H2
LEI DE HESS
LEI DE HESS
Consequências da Lei de Hess
1ª: As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas
LEI DE HESS
Consequências da Lei de Hess
2ª: Invertendo uma equação termoquímica, devemos trocar o sinal de ∆H
Isso representa a conservação de energia
LEI DE HESS
Consequências da Lei de Hess
3ª: Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número, o valor de ∆H será também multiplicado (ou dividido) por esse número.
Exercício 15
Exercício 16
Exercício 17
Exercício 17 (resp)
Exercício 18
(UFScar-SP) Considere as equações:
A entalpia de dissolução, em kJ/mol, do cloreto de cálcio em água, é: 
Exercício 18 (resp)
Exercício 19
Exercício 19 (resp)
Exercício 20
(PUC-SP) Para determinar a entalpia de formação de algumas substâncias que não podem ser sintetizadas diretamente a partir dos seus elementos constituintes, utiliza-se, muitas vezes, o calor de combustão.
Dados:
A partir das reações de combustão do estireno (C8H8), do hidrogênio e do carbono nas condições padrão acima, conclui-se que a entalpia de formação do estireno (∆Hºf C8H8) é igual a: 
Exercício 20 (resp)
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