Aula termoquímica

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

*
Termoquímica
*
      Termoquímica estuda a liberação ou absorção de calor em reações químicas ou em transformações de substâncias como dissolução, mudanças de estado físico.... 
As transformações termoquímicas podem ser: 
Transformações endotérmicas: absorvem energia. 
Transformações exotérmicas: liberam energia. 
 
*
 Entalpia (H)      
	É o total de energia liberada ou absorvida em uma transformação de um dado sistema, a pressão constante.     
Transformação exotérmica: libera calor para o meio ambiente. A + B→ C + D + calor 
 Hr Hp ∆H     
Sendo que:
  Hr > Hp
 ∆ H = Hp - Hr 
 ∆ H < 0  
 
*
Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente. A + B + calor → C + D
Hr ∆H Hp     
Sendo que:
  Hr < Hp  
 ∆ H = Hp - Hr   
 ∆ H > 0  
*
MUDANÇAS DE FASE
*
Estado alotrópico mais estável apresenta a menor entalpia Principais variedades alotrópicas :
Gás oxigênio (O2) = mais estável, menor entalpia. Gás ozônio (O3) = mais reativo, maior entalpia.
Carbono grafite (C6) = mais estável, menor entalpia. Carbono diamante (C6) = mais reativo, maior entalpia.
Fósforo vermelho (Pn) = mais estável, menor entalpia. Fósforo branco (P4) = mais reativo, maior entalpia.
Enxofre rômbico (S8) = mais estável, menor entalpia. Enxofre monoclínico (S8) = mais reativo, maior entalpia.
*
Casos particulares de entalpias 
    Entalpia de formação corresponde à variação de entalpia envolvida na formação de um mol de substância, a partir de substâncias simples, no estado padrão. Ex. da reação da síntese (formação) e da variação de entalpia, para um mol de metano: 
Cgrafite   +   2 H2 (g)  →   CH4 (g)        ∆H = - 74,8 kJ/mol
      Para se determinar a variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de formação, usa-se a relação: 
∆H = Hprodutos -   Hreagentes
*
 Observe o gráfico e responda qual a variação de entalpia (∆H)? 
∆H = Hp - Hr
∆H = 10 – 22 
∆H = - 12
*
02) Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o H de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H da reação abaixo será:
2 FeO + 1/2 O2  Fe2O3
ΔH = H produto – H reagente
ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)]
a) – 68,4 kcal/mol.
b) + 68,4 kcal/mol.
c) – 132,5 kcal/mol.
d) + 132,5 kcal/mol.
e) – 260,5 kcal/mol
ΔH = (– 196,5) – (– 128,04)
ΔH = – 196,5 + 128,04
ΔH = – 68,42 kcal
*
Uma das etapas envolvidas na produção de álcool combustível é a fermentação. A equação que representa essa transformação é :
C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2
Conhecendo os calores de formação 
da glicose = -302kcal/mol, 
do gás carbônico = -94kcal/mol 
do álcool = -66 kcal/mol, 
podemos afirmar que a fermentação ocorre com:
liberação de 18 kcal/mol de glicose
absorção de 18 kcal/mol de glicose
liberação de 142 kcal/mol de glicose
absorção de 142 kcal/mol de glicose
variação energética nula.
 -302 2* (-66) 2 *(-94)
∆H = -132 -188 – (-302)
∆H = -18 kcal/mol
*
 Entalpia de ligação é a energia absorvida no rompimento de um mol de ligações entre dois átomos, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25ºC e 1 atm. Sendo que: 
Quebra de ligação: absorção de calor. 
Formação de ligação: liberação de calor. 
 Ex:
 
     A variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de ligação, é definida como:
 ∆H = Hlig. rompidas  +   Hlig. formadas 
    É interessante notar que podemos analisar vários tipos de entalpias, de acordo com a transformação estudada: entalpia de dissolução, entalpia de neutralização, entalpia de síntese,...
*
 Com base nos dados: 
 Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
H – H 436
Cl – Cl 243
H – Cl 432
    Pede-se estimar que o ∆ H da reação representada por : 
H2 (g) + Cl 2 (g) → 2 HCl (g)
dado em kJ por mol de HCl (g) é igual a: 
a) – 92,5      b) –185      c) -247      d) +185      e) +92,5
*
02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da
 reação seguinte:
3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2
N – H 
93 kcal/mol
H – Cl 
103 kcal/mol
N N 
225 kcal/mol
Cl – Cl 
58 kcal/mol
 
Cl – Cl 
3 
+
2 
N – H 
H
H
H – Cl 
6
3 x
174 + 558 
+
N N 

58
+
93
6 x
+ 732 kcal 
103 
6 x
+
225 
618 + 225
– 843 kcal 
ΔH = (+ 732) + (– 843)
ΔH = – 111 kcal
*
 Lei de Hess
  'A variação de entalpia da reação depende apenas dos seus estados inicial e final.'     
: 
Para isto, é necessário:
 somar as equações de todas as reações intermediárias, de forma adequada.
Quando inverter uma equação química, deve-se inverter também o seu ∆H.
 se multiplicar ou dividir uma equação por um número, seu ∆H também deve ser multiplicado ou dividido.
*
São dadas as equações termoquímicas a 25ºC e 1 atm.    I) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O( l )      	∆ H1 = -2 602 kJ    (dividir por 2)
     II) 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O ( l )      	 ∆ H2 = - 3 123kJ   (dividir por 2 e inverter)
    III) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O ( l )               	 	 ∆ H 3 = - 286 kJ    (multiplicar por 2)
 
Aplique a lei de Hess para a determinação do ∆ H da reação de hidrogenação do acetileno, de acordo com a equação: 
C2H2 (g) + 2 H2 (g)→ C2H6(g)
    
 
∆ H = -1031 + 1561,5 – 572 
∆ H = 311,5 kJ/mol