7 aula de reações endo e exotermicas

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Reações:
 Endotérmicas e Exotérmicas 
Prof.: Dr. Luciana Santos de Oliveira
2018
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Termoquímica
 Estuda as trocas de energia em forma de calor envolvidas em reações químicas . 
 Classificadas em 2 tipos:
Endotérmico
Exotérmico
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Reações endotérmica e exotérmicas 
Exotérmica (o prefixo “exo” significa “para fora”), pois há liberação de calor.
Endotérmica (o prefixo “endo” significa “para dentro”), há fornecimento de energia.
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Reações endotérmico e exotérmicas 
Reagente
Produto
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Reação endotérmica (absorve calor)
Hp>Hr
ΔH>0
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Dissulfeto de carbono
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Reação exotérmica (libera calor)
Hp<Hr
ΔH <0
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Entalpia da reação
 Entalpia é a quantidade de energia em uma determinada reação, podemos calcular o calor de um sistema através da variação de entalpia (∆H).
 ∆H =q (1ª Lei da termodinâmica ∆U =q + w) 
A entalpia total de um sistema pode ser calculada como a soma das entalpias dos componentes individuas 
∆rH = Hp − Hr
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∆H = ∆U + P ∆V 
A variação da Entalpia está na diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes
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Como calcular o ΔH?
1-Usando a entalpia padrão de formação
ΔHf°= Σ ΔHf°(produto) - Σ ΔHf°(reagente) 
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aA + bB
cC + dD
Hprodutos= cHC + dHD
Hreagentes= aHA + bHB 
Classificação das variações de entalpia a partir dos processos envolvidos:
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Estado Padrão
 
 Estabelecida a 25 °C, pressão de 1 atm ou 760 mmHg, no seu estado físico mais comum e no seu estado alotrópico mais estável 
 A entalpia padrão á representada por H0. 
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Exemplo...
1. Calcular o ΔrH° da reação de redução da hematita (óxido férrico) com monóxido de carbono para obtenção de ferro metálico.
Dadas entalpias padrão de formação:
Hematita=-196,5 kcal/mol
Monóxido de carbono=-26,4 kcal/mol
Dióxido de carbono= -94,1 kcal/mol
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Exemplo...
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
Dadas entalpias padrão de formação:
Hematita=-196,5 kcal/mol
Monóxido de carbono=-26,4 kcal/mol
Dióxido de carbono= -94,1 kcal/mol
ΔrH°= 2x(0) + 3(-94,1) – { (-196,5) + 3(-26,4)}=
ΔrH°= -282,3 – (-196,5 – 79,2)
ΔrH°= -282,3 + 275,7= -6,6 Kcal/mol 
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No estado padrão
ΔfH° = 0 para um elemento puro
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Entalpias de mudança de fase física
entalpia de vaporização ∆vapH = Hm(vapor) − Hm(líquido)
entalpia de fusão ∆fusH = Hm(líquido) − Hm(sólido) 
entalpia de sublimação ∆subH = Hm(vapor) − Hm(sólido)
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Entalpias de mudança de fase física
∆subH = Hsol – Hvapor
ou
∆subH = ∆fusH + ∆vapH
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Entalpias de mudança de fase física
Reação exotérmica
Reação endotérmica
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Calor fornecido
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Lei de Hess
A entalpia de uma reação total é a soma das entalpias de reação dos passos nos quais a reação pode ser subdividida.
“O calor liberado ou absorvido numa reação química independe dos estados intermediários pelos quais a reação passa.” 
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Lei de Hess
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Lei de Hess
Exemplo
2. Calcular ∆rH para a reação 
PCl3(l) + Cl2(g) → PCl5(s) 
a partir do conhecimento das reações 
2P(s) + 3Cl2(g) → 2PCl3(l) ∆rH(1) = −640 kJ · mol−1 
2P(s) + 5Cl2(g) → 2PCl5(s) ∆rH(2) = −887 kJ · mol−1 
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Lei de Hess
A reação de interesse 
PCl3(l) + Cl2(g) → PCl5(s) 
pode ser obtida invertendo a equação (1) e somando à equação (2) 
2PCl3(l) → 2P(s) + 3Cl2(g) ∆r H(1) = +640 kJ · mol−1 
2P(s) + 5Cl2(g) → 2PCl5(s) ∆r H(2) = −887 kJ · mol−1 
2PCl3(l) + 2P(s) + 5Cl2(g) → 2P(s) + 3Cl2(g) + 2PCl5(s) 
ou 
2PCl3(l)+2Cl2(g) → 2PCl5(s) 
∆r H = +640 kJ·mol−1−887 kJ·mol−1 = −247 kJ·mol−1 
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Lei de Hess
A entalpia de reação para a equação como está escrita 2PCl3(l) + 2Cl2(g) → 2PCl5(s) ∆rH = −247 kJ · mol−1
é a entalpia “por 2 mol de reação” portanto, a equação termoquímica final será
 PCl3(l) + Cl2(g) → PCl5(s) 
∆rH = −247 kJ · mol−1/ 2 = −123, 5 kJ · mol −1
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1º Lei da termodinâmica e suas limitações 
De acordo com a primeira lei da termodinâmica, durante qualquer transformação a energia interna do sistema se conserva, e transformações em que a energia não se conserva não podem ocorrer. Não se observou nenhuma exceção a este enunciado.
 Infelizmente a primeira lei é bastante inadequada para predizer quando uma transformação pode ou não ocorrer.
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Próxima aula...
 2ª Lei da termodinâmica
Entropia, Energia livre de Gibbs
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Referências
 Atkins, P. e Loretta, J. Princípios de Química, 3ª ed., Ed. Bookman, Tradução: Porto Alegre -Brasil, cap.2, 2006.
 Brown, et all., Química, a ciência central, Ed. Pearson Educacion, México, cap. 8, 2004.
 Petrucci, R., Harwood, W. e Herring, F. Química geral,Ed. Prentice hall, 8 ed, Madri, cap. 11, 2003. 
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