Aula 11

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Termoquímica II
Professor Vinicius Moreira Mello
calorimetria
Capacidade calorífica: quantidade de calor necessária para aumentar em (1°C) a temperatura de uma substância
Calorimetria
Bomba calorimétrica:
Calorimetria
Capacidade calorífica:
Para converter a mudança de temperatura em energia
Capacidade calorífica =
Calor fornecido
Aumento de temperatura
C
 =
Q
ΔT
Razão entre o calor fornecido e o aumento de temperatura que ele provoca
Propriedade extensiva
Calorimetria
Grande capacidade calorífica:
dada quantidade de calor produz um pequeno aumento de temperatura
Pequena capacidade calorífica:
dada quantidade de calor produz um grande aumento de temperatura
Q = CΔT
Conhecendo C
Meço T
Obtenho Q
calorimetria
exercícios
Qual a quantidade de calor necessária para aquecer 250 g de água de 22 °C para 98 °C? Qual a capacidade calorífica molar da água?
calorimetria
Capacidade calorífica a pressão constante:
ΔH = qp		Logo		
As capacidades caloríficas molares correspondentes são as quantidades divididas pela quantidade de substancia Cp,m
CP = ΔH
ΔT
calorimetria
Como calcular a variação de entalpia de reações:
Para uma reação exotérmica: 
O calor é “dispendido” pela reação e “obtido” pela solução, logo a solução recebe calor e a temperatura aumenta
Para uma reação endotérmica: 
O calor é “obtido” pela reação e “dispendido” pela solução, logo a solução perde calor e a temperatura diminui
qsolução = - qreação 
Exercícios
Calcular a variação de entalpia para a reação de 50 mL de 1,0 mol/L de HCl e 50 mL de 1,0 mol/L de NaOH em um calorímetro com variação de temperatura de 21 para 27,5 °C ? Dados: volume total da solução: 100 mL, densidade:1,0 g/mL, calor específico: 4,18 j/gK
Exercícios
Calcular a variação de entalpia para a reação de 50 mL de 1,0 mol/L de HCl e 50 mL de 1,0 mol/L de NaOH em um calorímetro com variação de temperatura de 21 °C para 27,5 ?C. Dados: volume total da solução: 100 mL, densidade:1,0 g/mL, calor específico: 4,18 j/gK
Msol= dxV = 1,0g/mL x 100 mL= 100 g
ΔT = Tfinal - Tinicial = 27,5 – 21 = 6,5 °C = 6,5 K
ΔH = - (calor específico da solução) x (msolução) x ΔT
ΔH = -4,18 J/gK x 100 g x 6,5 K
exercícios
Para calcular a entalpia por mol :
 nHCl = c x V = 1,0 mol/L x 0,05L = 0,05 mol
 nNaOH = c x V = 1,0 mol/L x 0,05L = 0,05 mol
ΔH= -2,7 KJ/0,05mol = -54 KJ/mol
exercícios
Quando 50 mL de 0,1 mol/L de AgNO3 e 50 mL de 0,1 mol/L de HCl são misturados em um calorímetro à pressão constante, a temperatura da mistura sobe de 22,30 oC para 23,11 oC. Calcule o ΔH da reação, supondo que a massa da mistura seja 100g e o calor específico 4,18J
Lei de hess
Como ΔH é uma função de estado, depende unicamente da quantidade de substância que sofre a variação, independente das etapas intermediárias
ΔH é conhecido para um grande número de reações. Por isso não precisamos medir ΔH para cada reação em que estivermos interessados
ΔH pode ser estimado usando os valores de conhecidos de ΔH e as propriedades da entalpia
Lei de hess
A entalpia total da reação é a soma das entalpias das etapas de reação
exercícios
Determine ΔH para a reação
C2H4(g) + 6F2(g) → 2CF4(g) + 4HF(g)
Sabendo que:
C2H4(g) → 2C(s) + 2H2(g)		ΔH1 = -52.3 kJ
2H2(g) + 2F2(g) → 4HF(g)		ΔH2 = -1074 kJ
2C(s) + 4F2(g) → 2CF4(g)		ΔH3 = -1360 kJ
C2H4(g) + 6F2(g) → 2CF4(g) + 4HF(g)
DH =DH1 + DH2 + DH3
= -2486.3 kJ
= -2.49 x 103 kJ 
Entalpia de formação
Entalpias são tabeladas com o tipo de processo. 
Entalpias de vaporização, entalpias de combustão, entalpias de fusão, solubilização…
Entalpia de formação: entalpia associada à formação de um composto a partir de seus elementos constituintes.
C(grafite) + O2(g)  CO2(g)
2C(grafite) + 2H2(g) + O2(g)  CH3COOH(l)
Mg(s) + ½O2(g)  MgO(s)
qp =ΔHf
Entalpia de formação
Entalpia de formação
Entalpia padrão de formação: variação de entalpia para a reação que forma 1 mol de composto a partir de seus elementos , com todas as substâncias em seus estados padrões.
Entalpia padrão de formação do etanol:
Todos os reagentes são elementos puros, e são escritos como encontrados na natureza.
2C(grafite) + 3H2(g) + ½O2(g)  C2H5OH(l) ΔHof= - 277.7 kJ
Entalpia de formação
Carbono: C(s) (grafite)
Oxigênio: O2(g)
Hidrogênio: H2(g)
Sódio: Na(s)
Cloro: Cl2(g)
Bromo: Br2(l)
Iodo: I2(s)
Fósforo: P4(s)
Ferro: Fe(s)
exercícios
Quais reações abaixo representam entalpia padrão de formação?
a)	2K(l) + Cl2(g) → 2KCl(s)
b)	C6H12O6(s) → 6C(diamante) + 6H2(g) + 3O2(g)
c)	2Na(s) + ½O2(g) → Na2O(s)
Entalpia de reação
Entalpias de formação são utilizadas para calcular a variação de entalpia de qualquer reação da qual os valores de ΔHof dos reagentes e produtos são conhecidos
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
C3H8 (g)  3 C (grafite) + 4 H2 (g)
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
C3H8 (g)  3 C (grafite) + 4 H2 (g)
3 C (grafite) + 3 O2 (g)  3 CO2 (g) 
C3H8 (g)  3 C (grafite) + 4 H2 (g)
3 C (grafite) + 3 O2 (g)  3 CO2 (g) 
4 H2 (g) + 2 O2 (g)  4 H2O (l)
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
C3H8 (g)  3 C (grafite) + 4 H2 (g)
3 C (grafite) + 3 O2 (g)  3 CO2 (g) 
4 H2 (g) + 2 O2 (g)  4 H2O (l)
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l) 
Podemos, então, utilizar a lei de Hess para calcular ΔH de reações da seguinte forma:
	 ΔHr° = n ΔH°fprodutos – n ΔH°freagentes 
onde n e m são os coeficientes estequiométricos
exercícios
Calcule a entalpia padrão de formação NH4Cl(s) gerado a partir da reação de NH3(g) com HCl(g).
∆H°f NH3(g)= -46,1 kJ.mol-1
∆H°f HCl(g) = -92,3 kJ.mol-1
∆H°fNH4Cl(s)= -314,43 kJ.mol-1
exercícios
Calcule a entalpia padrão de formação NH4Cl(s) gerado a partir da reação de NH3(g) com HCl(g).
∆H°f NH3(g)= -46,1 kJ.mol-1
∆H°f HCl(g) = -92,3 kJ.mol-1
∆H°fNH4Cl(s)= -314,43 kJ.mol-1
exercícios
Determine o calor padrão molar de combustão do metanol, CH3OH, oxigênio para formar dióxido de carbono e vapor de água.
CH3OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) 		
Dados: Entalpias de formação das substâncias envolvidas na reação (∆H°f): 
CH3OH(l): -726 KJ/mol
O2(g): 0 KJ/mol
CO2(g): -393,51 KJ/mol 
H2O(g): -241,82 KJ/mol
exercícios
Solução 
∆H°c = [(2*-393,51)+(3*-241,82)]-[-726]
∆H°c = -786,48 KJ/mol