Termodinâmica e Termoquímica

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Termodinâmica
A termodinâmica estuda as transformações dos diversos tipos de energia ligados à transferência de calor e trabalho entre o(s) sistema(s) e o meio ambiente.
* SISTEMA: Parte do universo físico cujas propriedades estão sob investigação.
* FRONTEIRA: O limite que definem o espaço do sistema, separando-o do resto do universo.
* VIZINHANÇA ou MEIO AMBIENTE: É a porção do universo próxima às fronteiras do sistema, que pode, na maioria dos casos, interagirem com o sistema.
	Os sistemas posem ser isolados, fechados ou abertos:
ISOLADO: não troca matéria nem energia com o meio externo. Possui massa e Energia constante.
FECHADO: troca energia, mas não troca matéria com o meio externo.
ABERTO: troca matéria e energia com o meio externo.
1º PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA: CONSERVAÇÃO DA ENERGIA
* CALOR (q): é a energia transferida como resultado de uma diferença de temperatura. A energia flui como calor de uma região de temperatura alta a uma região de temperatura baixa. Quando adicionamos calor ao sistema a energia interna ((U) do sistema aumenta (U = E2 – E1 = + q . (se retiramos calor do sistema, diminui: (U = E2 – E1 = - q)
A quantidade de energia transferida como calor é medida em Joules (J) ou (KJ). Entretanto a unidade mais usual é a caloria (cal). 		1 cal = 4,184 J
Uma reação química sempre é acompanhada de transferência de calor a pressão constante, denomina-se entalpia (H). Em uma reação química a variação de entalpia (H = q 		(H = ((Hprodutos - ((Hreagentes
Conforme o fluxo de calor, variação de entalpia, podemos ter dois tipos de reações:
REAÇÕES EXOTÉRMICAS - Na qual o sistema reativo libera calor para o meio ambiente.(a maioria das reações feitas em laboratório são exotérmicas). Ex.: Combustão do metano.
CH4 (g) + 2 O2 ------> CO2(g) + 2 H2O(l)		(H = ((Hprodutos - ((Hreagentes ( 0 
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS - Na qual um sistema reativo absorve calor do meio ambiente. Ex.: Fusão do gelo. H2O(s) -----> H2O(l) 	(H = ((Hprodutos - ((Hreagentes ( 0 
Exemplos:
1. Considerando a reação de transição do carbono na forma diamante para a forma grafite como a reação: C(d) ( C(g) (Hº = -453,5 cal. A partir somente do ponto de vista da energia, qual é a forma de carbono mais estável a 25ºC?
2. A reação química a qual libera calor, é denominada reação_______________. Qual é o sinal de ΔH para este tipo de reação?
Termoquímica
	A termoquímica é o ramo da termodinâmica que estuda especificamente as trocas de calor entre o sistema e o meio ambiente, desenvolvida durante uma reação química.
LEI DE HESS : A entalpia (H) é uma função de estado: portanto o valor de (H é independente do caminho entre os estados inicial e final.
A (H = variação de entalpia total da reação é a soma da variação da entalpia das reações intermediárias, em que a reação pode ser dividida.
 A lei de Hess aplica-se mesmo se as reações intermediárias, ou a reação total, não possam, de fato, ser realizadas.
	Fornecidas as equações de cada passo balanceado e das individuais, são adicionadas à equação para dar a equação de interesse, a entalpia de reação pode ser calculada a partir de uma seqüência conveniente de reações. 
	Como exemplo da lei de Hess, vamos considerar a oxidação do carbono a dióxido de carbono: C (S) + O2 (g) ( CO2 (g) (H = ? Pode-se pensar nesta reação acontecendo em dois passos. 1º Passo: C (S) + 1/2 O2 (g) ( CO (g) (H = - 110,5 KJ
		 2º Passo: CO (g) + 1/2 O2 (g) ( CO2 (g) (H = - 283,0 KJ
			 C (S) + O2 (g) ( CO2 (g) (H =
O processo em dois passos é um exemplo de uma seqüência de reações, uma série de reações nas quais os produtos de uma reação tomam parte como reagentes na outra reação. A equação para a reação total, o resultado líquido da seqüência, é a soma das equações para os passos intermediários:
O mesmo procedimento é usado para predizer as entalpias de reações que não podemos medir diretamente no laboratório.
Como usar a lei de Hess
Para usar a lei de Hess, precisamos de uma seqüência de reações que adicionadas resultem na equação de interesse. Em muitos casos (como a oxidação do carbono mencionada anteriormente), podemos rapidamente identificar quais equações usar. Um procedimento mais sistemático pode ser útil quando a seqüência não é óbvia.
Passo 1: Selecione um dos reagentes na reação global e escreva uma equação onde ele apareça como reagente.
Passo 2: Selecione um dos produtos na reação global e escreva a reação química na qual ele apareça como um produto. Adicione essa equação à equação escrita no passo 1.
Passo 3: Cancele as espécies não-procuradas na soma obtida no passo 2 adicionando um equação que tenha a mesma substância ou substâncias no lado oposto da seta.
Passo 4: Uma vez que a seqüência tenha sido completada, combine as entalpias-padrão de reação.
	Em cada passo, podemos necessitar inverter ou multiplicar a equação por um fator. As equações termoquímicas podem ser operadas como se fossem equações algébricas. Assim multiplicando-se a equação termoquímica por um número a, o (H ficará multiplicado por a; dividindo-se a equação termoquímica por um número b, o (H ficará dividido por b. Invertendo a equação termoquímica, o (H ficará com sinal trocado.
Usando a lei de Hess
Consideremos a síntese do propano, C3H8, um gás usado como combustível: Determinar a entalpia de formação do propano. 3 C(s) + 4 H2(g) ( C3H8(g)
É difícil medir a variação de entalpia desta reação. Entretanto, entalpias de reações de combustão são mais fáceis de medir. Temos os seguintes dados experimentais:
C3H8(g) + 5 O2(g) ( 3 CO2(g) + 4 H2O(l) (H°= -2.220KJ (a)
 C(s) + O2(g) ( CO2(g) (H°= -394KJ (b)
 H2(g) + ½ O2(g) ( H2O (l) (H°= -286KJ (c)
CALOR DE COMBUSTÃO OU ENTALPIA DE COMBUSTÃO
É a variação de entalpia, ou seja, quantidade de calor liberada na combustão total de 1 mol de determinada substância, a 25°C e 1 atm de pressão.  Exemplos:
 Queima de glicose: C6H12O6(s) + 6 O2(g) (  6 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆H = -15,6 kJ/g 
 C2H6(g) + 7/2 O2(g) ( 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = -372,8 kcal
 H2(g) + 1/2 O2(g) ( H2O(l) ∆H = – 68,56kcal/mol
 CO(g) + 1/2 O2(g) (CO2(g) ∆H = – 67,7 kcal
Combustão de alimentos e combustíveis 
Numa combustão de alimento ou combustível há liberação de energia. 
Combustão de diamante e de grafita 
C(grafita) + O2(g) ( CO2(g) ∆H = - 94,059 kcal/mol 
C(diamante) + O2(g)  ( CO2(g) ∆H = 94,512 kcal/mol 
Em ambas as reações, o oxigênio e o gás carbônico estão nas mesmas circunstâncias. Desse modo, a diferença nas variações de entalpia na queima de diamante e grafita está relacionada com a diferença entre as suas energias.
C(diamante) (  C(grafita) ∆H = 
Exemplo: Os calores de combustão da glicose, C6H12O6 (s) é -673 kcal/mol e do etanol, C2H5OH, e –328 kcal/mol. Calcular o calor depreendido na formação do etanol por fermentação da glicose, cuja reação é: C6H12O6 (s) ( 2 C2H5OH + 2 CO2 	 R: - 17kJ
Com relação ao impacto ambiental, qual o melhor combustível?
 Todo combustível deve apresentar um alto poder calorífico além de produzir materiais que não poluam o meio ambiente. 
 A queima de combustível em motores irregulares produz um gás altamente tóxico, chamado monóxido de carbono (CO).  CH4 + 2 O2 (  CO2 + 2 H2O 
 CH4 + 1,5 O2 ( CO + 2H2O
 A queima dos combustíveis fósseis, como carvão e petróleo, que possuem uma quantidade de enxofre em sua composição, produz o dióxido de enxofre (SO2) que é composto tóxico. 
S + O2 ( SO2 O SO2 é transformado em trióxido de enxofre SO3, que produz o ácido sulfúrico quando entra em contato coma água.  SO2 + 1/2 O2  (  SO3  SO3 + H2O  (  H2SO4 
 Através da queima de combustíveis também são produzidos os óxidos de nitrogênio (NO2, N2O5) que em contato com a água produzem o ácido nítrico, constituindo, assim, a chuva ácida. 
3 NO2 + H2O  (  2 HNO3 + NO 
 O hidrogênio é considerado o combustível mais adequado para ser usado, quanto ao impacto ambiental, pois a sua queima só produz água, que não é uma substância poluente.
 
Com relação ao poder calorífico, qual o melhor combustível? 
 Todo combustível deve apresentar um alto poder calorífico. Nesse sentido, o hidrogênio é o combustível mais adequado. A quantidade de calor liberada durante a combustão de um quilograma de hidrogênio é aproximadamente três vezes maior do que a quantidade liberada na combustão de um quilograma de gasolina com 20% de etanol.
Exercícios: 
1. Calcule o calor de formação do K2O(s), sendo dados:
	(I) K(s) + H2O(l) ( KOH (aq) + ½ H2(g) (H= -314KJ
	(II) K2O(s) + H2O(l) ( 2 KOH(aq) (H= -335KJ
	(III) H2(g) + ½ O2(g) ( H2O(l) (H= -286KJ
2. A reação da combustão do acetileno é dada pela seguinte equação:
	2 C2H2(g) + 5 O2(g) ( 4 CO2(g) + 2 H2O(l) (H= -2.602KJ
O etano reage da seguinte maneira: 2 C2H6(g) + 7 O2(g) ( 4 CO2(g) + 6 H2O(l) (H2= -3.123KJ
E o H2 combina-se com o O2 conforme a equação: H2(g) + ½ O2(g) ( H2O(l) (H3= -286KJ
 Calcular o calor de hidrogenação do acetileno. C2H2(g) + 2 H2(g) ( C2H6(g) (H=?
3. O carbeto de tungstênio, WC, é uma substância extremamente dura usada na fabricação de abrasivos. Ele é obtido a partir da seguinte reação: 	W(s) + C(s) ( WC(s)
Calcule o valor de (H para esta reação, usando a lei de Hess e as seguintes reações de combustão: W(s) + 3/2 O2(g) ( WO3(s) (H= -840KJ
 C(s) + O2 (g) ( CO2(g) (H= -394KJ
 WC(s) + 5/2 O2(g) ( WO3(s) + CO2(g) (H= -1.196KJ
4. Calcule o calor de reação do processo: PCl5 (s) ( PCl3 (l) + Cl2 (g) a 25(C .Utilizando as equações termoquímicas seguintes:
	 4 PCl5 (s) ( P4 (s) + 10 Cl2 (g) 	 ( H = + 1774,0 kJ
PCl3 (l) ( P4 (s) + 6 Cl2 (g) 	 ( H = + 1278,8 kJ R: :+ 123,8 kJ
Calcule o valor de (H para a reação de formação do CaC2: 	2 C(g) + Ca(s) ( CaC2(s)
Usando a lei de Hess e as seguintes equações:
CaC2(s) + 2H2O(l) ( Ca(OH)2(s) + C2H2(g) (H= -128KJ
Ca(s) + ½ O2(g) ( CaO(s) 	 (H= - 635KJ
CaO(s) + H2O(l) ( Ca(OH)2(s) 	 (H= - 65KJ
C(s) + O2(g) ( CO2(g) 		 (H= - 394KJ
C2H2(g) + 5/2 O2(g) ( 2 CO2(g) + H2O(l) (H= -1.300KJ
 (UFRN 2004) É possível sintetizar o metano (CH4) gasoso a partir da reação do carbono (C) sólido com hidrogênio (H2) gasoso. Considere os valores de variação de entalpia, nas condições normais de temperatura e pressão expressos nas seguintes equações: 
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 393,5 kJ/mol 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H = - 285,8 kJ/mol 
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆H = - 890,3 kJ/mol
A partir dos dados, qual a variação de entalpia para a síntese do metano. 
(UNB) O ácido nítrico, principal matéria-prima dos adubos à base de nitratos, são obtidos pela reação de oxidação da amônia, a uma temperatura de 950°C. A reação é representada pela equação: 6 NH3(g) + 9 O2(g) → 2 HNO3(g) + 4 NO(g) + 8 H2O(g). 
Essa reação ocorre nas seguintes etapas: 
I – 6 NH3(g) + 15/2 O2(g) → 6 NO(g) + 9 H2O(g) ∆H = -1359 kJ 
II – 3 NO(g) + 3/2 O2(g) → 3 NO2(g) ∆H = - 170 kJ 
III – 3 NO2(g) + H2O(g) → 2 HNO3(g) + NO(g) ∆H = - 135 kJ 
Com base nas informações relativas às três etapas envolvidas na produção de ácido nítrico, calcule, em KJ, a variação de entalpia correspondente à síntese de um mol desse ácido. 
(Fatec) As transformações representadas a seguir referem-se à formação da água. 
 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = - 286 kJ/mol de H2O(l) 
 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H = - 242 kJ/mol de H2O(g) 
Determinar a energia para vaporizar 180g de água.
(Fatec) O processo de obtenção industrial de H2SO4 é representado pelas equações: 
2 S(s) + 2 O2(g) → 2 SO2(g) ∆H = - 594kJ 
SO3(g) → SO2(g) + ½ O2(g) ∆H = + 99kJ 
H2SO4(l) → SO3(g) + H2O ∆H = + 130kJ 
Dados: massa molar do H2SO4 = 98 g/mol e 1 tonelada = 1,0 x 106 g 
Qual a quantidade de calor liberada na produção de 700 toneladas de H2SO4: 
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