TERMOQUÍMICA e cinética

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CCE0032– Química Geral
TERMOQUÍMICA
Ciências do Ambiente
AULA 01: Introdução ao Estudo em Ciências do Ambiente
Unidade 6 – TERMOQUÍMICA
Ciências do Ambiente
AULA 01: Introdução ao Estudo em Ciências do Ambiente
Apresentação da disciplina
·   Compreender a Termoquímica I e II
·   Realizar experimentalmente cálculos de calor de neutralização.
Ciências do Ambiente
AULA 01: Introdução ao Estudo em Ciências do Ambiente
 A Termoquímica tem como objetivo o estudo das variações de energia que acompanham as reações químicas.
A origem da energia envolvida numa reação química decorre, basicamente, de um novo arranjo para as ligações químicas.
A energia absorvida para a ruptura das ligações reagentes
A energia liberada na formação das ligações dos produtos
O conteúdo de energia armazenado, principalmente na forma de ligações é chamado de ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e simbolizado por H (heat ).
Termoquímica I: Parte da Química que estuda as oscilações de energia dos materiais e suas reações, analisando se houve perda ou ganho de energia.
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COMO PODE SER MEDIDO O CALOR DE REAÇÃO ?
Para reações em meio aquoso (ex .: neutralizações) utiliza – se um calorímetro, que nada mais é do que uma garrafa térmica (figura 1). Para reações de combustão utiliza-se uma bomba calorimétrica (figura 2).
Fig. 1
Fig. 2
Nos dois casos o
calor é transferido
para uma massa
de água e obtido a
partir da expressão
Q = m . c . ∆T
	O calor de Reação pode ser medido em um calorímetro hermeticamente fechado, á volume constante, sendo sua variação de energia chamada de variação de energia interna ΔU, onde Q= τ + ΔU ou em um calorímetro aberto, á pressão constante, sendo sua variação de energia chamada de variação de entalpia ΔH, onde ΔH= Hp - Hr
		
Ao receber uma quantidade de calor de 50 J, um gás realiza um trabalho igual a 12 J, sabendo que a energia interna antes de receber o calor era 100 J, Qual será esta energia após o recebimento?
O calor específico de uma substância é 0,5 cal/g.oC. Se a temperatura de 4 g dessa substância passou de 10oC para 20 oC, pode-se afirmar que ela absorveu uma quantidade de calor, em calorias, de:
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 		 			CALOR DE REAÇÃO (∆H)
					∆H = H Produtos – H Reagentes
Reação Exotérmica								Reação Endotérmica
O calor liberado é igual a:				O calor absorvido é igual a: 
∆H = H Produtos – H Reagentes
 H Produtos < H Reagentes
∆H < 0 
∆H = H Produtos – H Reagentes
 H Produtos >H Reagentes
∆H > 0 
HR
HP
A + B  C + D 
+
 
HR
HP
 >
REAÇÃO EXOTÉRMICA
CAMINHO DA REAÇÃO
∆H
CALOR LIBERADO
 
HP
HR
A + B + 		 C + D 
Hp
Hr
 >
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
CAMINHO DA REAÇÃO
∆H
CALOR ABSORVIDO
REAÇÃO EXOTÉRMICA
 2 C
(s)
 + 3 H
2(g)
 
®
 C
2
H
6(g)
 H= – 20,2 kcal
2 C
(s)
 + 3 H
2(g)
 
®
 C
2
H
6(g)
 + 20,2 kcal
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
 Fe
3
O
4(s)
 
®
 3Fe
(s)
 + 2 O
2(g) 
  H= + 267,0 kcal
 Fe
3
O
4(s)
 
®
 3Fe
(s)
 + 2 O
2(g) 
 
 - 267,0 kcal
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a representação de uma reação química em que está
especificado:
2. O estado físico de todas as substâncias.
3. Variedade alotrópica (quando existir).
1. Equação química ajustada
4. Indicação da entalpia molar , isto é, por mol de produto formado ou reagente consumido.
5. Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o ∆H.
Exemplo: ∆H° = - 342,8 kJ/mol
Condição padrão: 25°C e 1 atm
Obs.: Para outras condições (principalmente de temperatura) a entalpia varia bastante – Calcular com a Equação de Kirchhoff.
 ∆H°
Entalpia padrão: medida à 25°C e 1 atm.
EX.(Mackenz ie-SP)
Fe2O3(s) + 3 C(s) + 491,5 kJ  2 Fe(s) + 3 CO(g)
Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, segundo a equação acima, assinale V ou F:
( ) é uma reação endotérmica.
( ) é uma reação exotérmica.
( ) A energia absorvida é 491,5 kj
( ) A energia liberada é de 491,5kj
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Considere a equação a seguir:
	2H2 (g) + O2 (g)  2H2O (l) AH = -572 kj
Assinale V ou F:
( ) É exotermica, liberando 286 kj por mol de oxigenio consumido.
( )Exotérmica, liberando 572 kj para dois mols de água produzida.
( )Endotérmica, consumindo 572 kj para dois mols de água produzida.
( )Endotérmica, liberando 572 kj para dois mols de oxigenio consumido.
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	Fatores que influenciam no AH
	O calor absorvido ou liberado por quaisquer reações químicas será diferente se modificarmos as condições em que forem realizadas.
Estado físico
	A variação de entalpia depende do estado físico dos reagentes e produtos.
	H H2O vapor > H H2O liquido > H H2O sólido
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Estado alotrópico
A variação de entalpia assume valores diferentes conforme o estado alotrópico dos reagentes e produtos.
Ex.:
Cgraf + O2(g)  CO2(g) AH= -393,5kj
Cdiam + O2(g)  CO2(g) AH= -395,4kj
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Lei de Hess
	A variação de energia de uma reação química é a mesma, quer o processo se realize em uma ou várias etapas. Ela depende somente das propriedades das substâncias inicias e finais.
	O valor de AH de um processo será a soma algébrica dos valores de AH das etapas.
			AH = AH1 + AH2
Obs: A lei de Hess demonstra que equação termoquímica podem ser somadas, multiplicadas, divididas e invertidas.
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Calcule o AH da reação abaixo:
		Cgraf + ½ O2(g)  CO2 (g) AH = ?
Sabendo que :
Cgraf + O2 (g)  CO2 (g) AH1 = - 94,1 kcal
CO2 (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) AH2 = - 67,7 kcal
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Calcular o AH do processo:
 2C graf + 3H2 (g) + ½ O2 (g)  C2H5OH (l)
Sabendo que:
Cgraf +O2 (g)  CO2 (g) AH= -94kcal/mol
H2(g) + ½ O2(g)  H2O (g) AH= -57,8kcal/mol
C2H5OH (l) + 3O2 (g)  2CO2(g) + 3H2O (g) AH=-327,6kcal/mol
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ENTROPIA (S)
	É uma forma de energia associada á organização de um sistema. Quanto mais desorganizado for um sistema, maior será sua entropia.
Quanto mais a T  0 absoluto (0 Kelvin), menor é a movimentação das partículas das substâncias e mais organizado está o sistema . Á medida que a T sobe, aumenta a desordem e a entropia.
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Considere o sistema:
 S  L  G Ganham entropia a cada etapa
Veja o primeiro exemplo:
		H2O (l)  H2 (g) + ½ O2 (g)
Há um aumento na entropia, pois o reagente está no estado líquido, enquanto os produtos estão no estado gasoso. Enquanto a reação se processa, verifica-se um aumento da desordem e portanto da entropia.
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Podemos calcular a variação de entropia (Δ S) por:
Δ S = Sprodutos - S reagentes
Então: S prod > S reag ou Δ S >0
Uma reação espontânea é acompanhada por um aumento da entropia total.
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Veja segundo exemplo:
		2NO2 (g)  N2O4 (g)
 
Há uma redução da entropia mas não por causa do estado físico. Ocorreu uma redução do número de partículas (2 para 1) mostrando uma organização maior do sistema no produto. Considerando que a variação de entropia é dada por:
Δ S = Sprodutos - S reagentes
Logo, S prod < S reag ou Δ S <0
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ENERGIA LIVRE (G)
É um conceito introduzido por Gibbs e pode ser definido pela equação:
		G = Δ H – T . Δ S
Onde: G – é a energia livre de Gibbs, H- entalpia, T - temperatura em Kelvin e S – entropia .
 ΔG = Δ H – T . Δ S
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 ΔG = Δ H – T . Δ S
	Uma informação útil que se pode extrair desse conceito diz respeito á espontaneidade das reações. Dependendo do sinal de ΔG:
		 Δ G > 0 a reação não é espontânea
		 Δ G < 0 a reação é espontânea
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Considere estes exemplos:
2NO2 (g)  N2 (g) + 2O2 (g) ; Dado: AH < 0
Resolução:
AS = ? > ou < que zero
AS > 0
AG = AH –T . AS
AG =(-AH) – T . AS AG <0 reação espontânea
	
(na soma: soma os nrs e repete o sinal)
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N2 (g) + 2O2(g)  2NO2 (g) ; Dado: AH >0
AS =?
AS < 0
Logo, 
AG = AH – T . AS
AG = AH – T . (-AS)
AG >0 reação não espontânea
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Exercícios:
Considerando-se a transformação isotérmica:
		N2O (g)  N2 (g) + ½ O2 (g) a 25oC
E sabendo que a variação de entalpia (AH) é de -19,5 Kcal/mol e que a variação de entropia (AS) é 18 cal/K.mol; podemos afirmar que a variação de energia livre (AG) do sistema é :
19,25 Kcal e espontâneo
-19,25Kcal e não espontâneo
24,86Kcal e não espontâneo
-24,86 Kcal e não espontâneo
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Cinética Química
As reações químicas, em geral, podem ser aceleradas. Um fator que acelera uma reação química é: 
a) o aumento da superfície de contato. 
b) a diminuição da superfície de contato. 
c) a diminuição da concentração dos reagentes. 
d) a ausência do contato entre os reagentes. 
e) a ausência de substâncias reagentes.
O que você faria para aumentar a velocidade de dissolução de um comprimido efervescente em água?
 
I) Usaria água gelada. 
II) Usaria água a temperatura ambiente. 
III) Dissolveria o comprimido inteiro.
IV) Dissolveria o comprimido em 4 partes. 
Assinale das alternativas abaixo a que responde corretamente à questão.
a) I e IV. 		b) I e III. 		c) III. 		d) II e III.			 e) II e IV.
O monóxido de nitrogênio (NO) reage com hidrogênio, segundo a reação:
NO +H2  N2O +H2O
Sabendo que a reação se processa em uma única etapa, determine:
Lei da velocidade
Ordem da reação
Molecularidade 
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Com relação à reação: 2 A + 3 B  2 C + D podemos afirmar que: 
 
os reagentes (A e B) são consumidos com a mesma velocidade.
 
b) a velocidade de desaparecimento de A é igual à velocidade de aparecimento de C. 
c) A lei da velocidade da reação é de V=K[A]3.[B]2
d) os produtos (C e D) são formados com a mesma velocidade. 
e) a velocidade de desaparecimento de A é a metade da velocidade de aparecimento de B.
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Obrigada!
AVANCE PARA FINALIZAR A APRESENTAÇÃO.
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