Termodinâmica entalpia Segund(1)

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Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Termoquímica é a parte da Química que trata das trocas de calor que acompanham as reações. Os princípios fundamentais do calor e do trabalho se aplicam, no estudo de uma reação química e nas mudanças de estado físico de uma substância.
A energia interna (Joule/mol) é a energia que está acumulada por uma substância sob volume constante. 
A entalpia é a energia acumulada por uma substância sob pressão constante, resumidamente podemos dizer que é o conteúdo de calor da substância. 
É a energia cinética e potencial total da molécula que compõe o sistema. 
Energia total de um sistema.
É uma função de estado, seu valor depende exclusivamente do estado atual do sistema e não da forma com que o sistema chegou a esse estado. 
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
A entalpia está relacionada a quantidade de energia armazenada nas suas ligações. Quando a energia contida nos reagentes é maior que a contida nos produtos, temos uma reação exotérmica pois ocorre liberação de energia. A variação de entalpia representa para um sistema, o calor absorvido quando ocorre uma transformação à pressão constante. DH = qP
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Quando a energia contida nos reagentes é menor que a contida nos produtos, temos uma reação endotérmica pois ocorre absorção de energia. Essa energia contida nas substâncias recebe o nome de entalpia (H). A variação de entalpia para uma dada reação química é dada por:
∆H = H (produtos) – H (reagentes) 
A função termodinâmica de um sistema, está associada a energia interna e a energia elástica, PV, resultante do volume V que ocupa sob a pressão P. 
DU = Q + W
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
É impossível medir a entalpia de um sistema ou substância, mas apenas a sua variação, H, para um sistema gasoso que sofre uma transformação isobárica (na pressão constante), temos:
H = U + PV
Se o sistema gasoso apresentar comportamento de gás ideal, temos que PV= n.R.T, então:
H = U(p) + nRT
Obs1.: Se H aumenta  T e U aumentam, então, a variação de entalpia de um sistema, está diretamente relacionada à variação de sua temperatura.
Obs2.: Se um sistema gasoso que sofre uma transformação isotérmica absorvendo energia (temperatura constante) sob pressão variável, temos: Se T = cte  T= 0  H = 0, o calor absorvido, foi utilizado apenas para realizar trabalho, sem produzir variação na temperatura, e por consequência, em H = 0 e U = 0, também se pode dizer que Q = W. 		DU = Q + W
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
VARIAÇÃO DE ENTALPIA NAS REAÇÕES - TERMOQUÍMICA
Reações Exotérmicas: reagentes  produtos + calor (O sistema libera calor para o ambiente - o ambiente esquenta)
Reações Exotérmicas: Hprodutos < Hreagentes  
Reações Endotérmicas: reagentes + calor  produtos (O sistema absorve calor do ambiente - o ambiente esfria)
Reações Endotérmicas: Hprodutos > Hreagentes  
Hreação exotérmicas < 0 (H negativo)
Hreação endotérmicas > 0 (H positivo)
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Entalpia Padrão de Formação ou Calor Padrão de Formação, H°f. 
É a medida do calor liberado ou absorvido, quando um mol de uma substância pura é formado a partir da reação entre substâncias simples, nas condições padrão (25°C e 1atm)
Ex.1: 		C(s) + O2 (g)  CO2 (g)			H°f = -393,5 KJ. 
Ex.2: 		½ N2(g) + 3/2 H2(g)  NH3(g)		H°f = - 46,1 KJ.
Obs.: Atribuí-se valor zero à entalpia de formação de todas as substâncias simples na forma mais estável, quando tais substâncias se encontram no estado padrão (25°C e 1atm), pois na formação de uma substância a partir de seus elementos, não há variação de entalpia (Hf°= 0, pois H2 - H1=0). 
Ex. H2 (g), O2 (g), N2 (g), Hg(l), Al(s), Fe(s) e etc, a 25°C e 1atm, apresentam H°f = 0.
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Obs.: Nos casos em que ocorre alotropia, atribuí-se valor zero a entalpia da variedade alotrópica mais estável, as outras variedades terão H° 0.
Exemplos: 
	H°f(O2) = 0 e H°f(O3) = 143 KJmol-1 
	H°f(C, grafite) = 0 e H°f (C, diamante) = 1,9 KJmol-1.
Os valores das entalpias padrão de formação encontram-se tabelados:
Substância
CH4(g)
CH3OH (l)
C2H2(g)
C2H4(g)
C2H6(g)
C2H5OH(l)
CO(g)
H°f,KJmol-1
-78,8
-293,0
226,8
52,3
-84,6
-277,6
-110,5
Substância
CO2(g)
HCl (g)
H2O(l)
H2O(g)
H2O2(l)
C6H6(l)
H2S(g)
H°f,KJmol-1
-393,5
-92,3
-285,8
-241,8
-187,6
49
-20,6
Substância
H2SO4(l)
NaCl (s)
NH4Cl(s)
Na2O(s)
NaOH(s)
NH3(g)
SO3(g)
H°f,KJmol-1
-814,0
-410,9
-314,4
- 415,9
- 426,7
- 46,1
-395,7
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Efeitos Energéticos Nas Reações Químicas:
Na fotossíntese ocorre absorção de calor - Endotérmica
				6CO2 + 6H2O	 C6H12O6 + 6O2
Na combustão do etanol ocorre liberação de calor - Exotérmica
				C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O 
Equação Termoquímica - É a representação de uma reação química em que está especificado:
O estado físico de todas as substâncias.
O balanceamento da equação.
O variação de calor da reação ( H ).
Variedades alotrópicas quando existirem
As condições físicas em que ocorre a reação, ou seja, temperatura e pressão (25ºC e 1atm).
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Outros exemplos:
2 C (s) + 3 H2 (g)  C2H6 (H = - 20,2 kcal) Reação Exotérmica
2 C (s) + 3 H2 (g)  C2H6 + 20,2 kcal
FeO4 (s)  3Fe (s) + 2 O2 (g) H = + 267,0 kcal (Reação Endotérmica)
FeO4 (s)  3Fe (s) + 2 O2 (g) - 267, kcal
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Cálculo da Variação da Entalpia
A + B  C + D
					reagentes	produtos
	Hp = entalpia dos produtos
	Hr = entalpia dos reagentes		
H = variação da entalpia
	A + B  C + D + calor .............. exotérmica
	A + B + calor  C + D .............. endotérmica
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Exercícios:
Considere os processos a seguir:
I – queima do carvão
II – fusão do gelo
III – combustão da madeira
a) apenas o primeiro é exotérmico
b) apenas o segundo é exotérmico	
c) apenas o primeiro é endotérmico	
d) apenas o segundo é endotérmico 
e) todos são exotérmicos
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Exercícios:
Das reações abaixo qual é a mais exotérmica?
a) Cu + ½ O2  CuO (H = -37,6)
b) 2Al + 3/2 O2  Al2O3 (H = - 400,0)
c) F2 + ½ O2  F2O (H = + 5,0)
Observe a reação de queima do etanol e responda as questões abaixo:
		C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O 	H = - 1373 kJ
Qual a quantidade de calor liberado ou absorvido na queima de 5 mols de etanol?
Se ocorresse a formação de 1 mol de CO2 na reação, qual seria a quantidade de calor liberado ou absorvido?
Calcule a quantidade de calor liberado ou absorvido na queima de 460g de etanol.
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Considere as reações abaixo para responder as questões que seguem:
	CH4 + 2O2  2CO + 2H2O 	H = - 8,8 x 102 kJ
	Li + H 	 2He 		H = - 16,8 x 108 kJ
Massa molar CH4 = 16 g/mol
Determine a quantidade de CH4 em mol, necessária para produzir 2,2 x 102 kJ?
Qual a massa de CH4 em gramas, deve ser queimada para se obter a mesma quantidade de energia liberada quando reagimos 2 mol de Li?
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Determine a entalpia de formação do CaCO3 a partir dos dados abaixo.
	
	CaCO3  CaO + CO2 	H = + 177,5 kJ / mol
	H (CaO) = - 635,5 kJ
	H (CO2) = - 394 kJ
H = H produtos - H reagentes
+ 177,5 = [ (- 635,5 ) + ( - 394) ] – [ ( H CaCO3) ]
+ 177,5 = ( - 1029,5 ) – H CaCO3
H CaCO3 = - 1029,5 – 177,5
H CaCO3 = - 1207kJ
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
LEI DE HESS
“ A variação de entalpia para qualquer reação depende somente da natureza e das massas dos reagentes e produtos, e não depende do número de etapas ou do caminho que conduz dos reagentes aos produtos, pois o calor liberada ou absorvido depende apenas dos estados inicial e final.” 
Exemplo 1 - Quando se queima carbono em excesso de oxigênio à pressão constante, temos:
			C(s) + O2 (g)  CO2 (g) H= -393,5 KJmol-1 
Essa reação pode ser conseguida em duas etapas:
			1ª etapa: 	C(s) + ½ O2 (g)  CO (g) H= -110,5 KJmol-1
			2ª etapa: 	CO(g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) H= -283,0 KJmol-1
					________________________________________ 
			Reação global: 	C(s) + O2 (g)  CO2 (g) H= -393,5 KJmol-1
Lei de Hess: “ Se a soma das etapas fornecer a equação global, a H da reação é igual a soma das H de todas as etapas da reação”. 
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Exemplo 2 - Calcular a variação de entalpia, H, para a seguinte reação a 25° C e 1 atm: 
NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s)
Dado: 
	½ N2(g) + 3/2 H2(g)  NH3(g)			H°f = - 46,1 KJmol-1.
	½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl(g)			H°f = - 92,3 KJ mol-1
	½ N2(g) + 2 H2(g) + ½ Cl2(g)  NH4Cl(s) 	H°f = - 314,4 KJ mol-1.
Solução: Visto que a reação global não é reação de formação, pois parte-se de duas substâncias compostas, o seu valor deverá ser diferente do H°f do NH4Cl(s), para determinar seu H° deverá ser aplicada a Lei de Hess, para tanto, deve-se arranjar as reações de formação fornecidas, de modo que suas somas forneça a equação global.
Como o NH3 e o HCl são reagentes na equação global, deve-se e inverter as reações de formação e inverter os sinais daH°f , pois, se são exotérmica na reação de formação, na reação de decomposição serão endotérmicas.
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
NH3(g)  ½ N2(g) + 3/2 H2(g)			H°f = +46,1 KJmol-1.
HCl(g)  ½ H2(g) + ½ Cl2(g)			H°f = +92,3 KJmol-1. 
½ N2(g) + 2 H2(g) + ½ Cl2(g)  NH4Cl(s)		H°f = -314,4 KJ mol-1.
____________________________________________________________
NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s)	 		H°reação = -176 KJ
Consequência da Lei de Hess: H° é uma função de estado, pois sua variação só depende dos estados inicial e final, então:
H°reação = H°f (produtos) - H°f (reagente)
Verificando: 
H°reação = H°f NH4Cl(s) - [H°f NH3(g) + H°f HCl(g)] = - 314,4 - [(- 46,1) + (- 92,3)] = -314,4 - [-138,4] = - 314,4 + 138,4  H°reação = - 176 KJ.
 
Termoquímica - Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Determine a variação de entalpia da reação: 2FeO (s) + ½ O2 (g)  Fe2O3 (s), sabendo que:
I - 2Fe(s) + 3/2 O2(g)  Fe2O3(s)			H°f = -196 kcal mol-1
II - Fe(s) + ½ O2(g)  FeO(s)			H°f = -92,3 kcal mol-1
Resposta: A equação II deve ser invertida para se obter o FeO como reagente e não produto. 
FeO  Fe + ½ O2				H° = + 92,3 kcal mol-1
Na reação são utilizados 2 mols de FeO , então multiplica-se por 2:
2FeO	 2Fe + O2		H = + 184,6 kcal mol-1
2Fe + 3/2 O2  Fe2O3		H = - 196 kcal mol-1 
________________________________________________
2FeO + ½ O2  Fe2O3 H = - 11,4 kcal mol-1
 
Termoquímica – Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Calcular a variação de entalpia da combustão do álcool etílico, sabendo que: H°f CO2(g) = - 94,1 Kcal mol-1; 
H°f H2O(l) = - 68,3 Kcal mol-1; H°f C2H5OH(l) = - 74 Kcal mol-1. Dê a resposta em KJ e determine a quantidade de calor liberada pela combustão de 1Kg do C2H5OH.
					Reação: C2H6O + 3O2  2CO2 + 3H2O
H = H produtos - H reagentes
H = [( 2 x -94,1) + (3 x -68,3)] - ( - 74)
H = [(- 188,2) + (- 204,9)] + 74
H = - 393,1 + 74				H = - 319,1 kcal / mol
Mol etanol = 2 x 12 + 6 x 1 + 16 = 46 g
46 g (1 mol) ------ - 319,1 kcal / mol
1000 g --------------- X					 X = - 6937 kcal / mol
 
Termoquímica - Entalpia (H) e Variação de Entalpia (∆H)
Calcule a variação da entalpia na reação abaixo, através da aplicação da lei de Hess.
	
	2 C grafite + 3 H2 + ½ O2  C2H6O 		H = ?
Dados: 	
	C + O2  CO2	 				H = - 394 kJ / mol
	H2 + ½ O2  H2O 				H = - 286 kJ / mol
	C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O kJ / mol		H = - 1368 kJ / mol
 
Termoquímica - Entropia (DS)
“Uma transformação terá aumento de entropia (S  0) se conduzir a um estado de maior desordem.”
Exemplos:
		H2O (s)  H2O (l) 		S = 5,1 cal/K.mol
(S  0 pois conduziu a um estado de maior desordem a - fusão - líquido é mais desorganizado que sólido)
		H2O (l)  H2O (g)	 	S = 26,0 cal/Kmol 
(S  0 pois conduziu a um estado de maior desordem - vaporização - gás é mais desorganizado que líquido)
		H2O (g)  1H2 (g) + 1/2 O2 (g)	S = 21,2 cal/Kmol 
(S  0 pois conduziu a um estado de maior desordem - decomposição gasosa - expansão de volume)
Termoquímica - Entropia (DS)
“Uma transformação terá aumento de entropia (S  0) se conduzir a um estado de maior desordem.”
Exemplos:
CS2 (g)  CS2 (l)				DS = - 20,7cal/Kmol 
(S  0 pois conduziu a um estado de menor desordem - condensação - líquido é menos desorganizado que gás)
1C (s) + 3H2 (g)  1C6H6 (l)			DS = - 60,7cal/Kmol 
(S  0 pois conduziu a um estado de menor desordem - contração de volume, diminuição do nº de moléculas)
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
Exemplo 02: Calcule a variação de entropia molar quando uma mostra de 25 mol de gás CO2 gasoso se expande isotermicamente de um volume de 50 L até um volume final de 150 L:
Exemplo 03: Calcule a variação de entropia quando 50 gramas de gás nitrogênio (N2) sofre uma compressão onde o volume inicial é de 50 L e o volume final é de 20 L:
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
2º PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA:
“As transformações espontâneas são irreversíveis”
 “A entropia do Universo tende a aumentar, isto é, o Universo tende a um estado cada vez mais desorganizado (caótico)”
 “Em qualquer processo espontâneo, existe sempre um aumento da entropia do Universo (ST  0).”
Termoquímica - Entropia (DS) e Energia Livre (G)
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
3º PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA:
“A entropia de um sólido cristalino puro e perfeito é igual a zero, no zero absoluto (0K)”.
Obs: Como nenhum sólido é totalmente perfeito e, ainda, não obtivemos, até o momento atual, a temperatura de zero Kelvin, não existe matéria com entropia igual a zero. Caso esta temperatura seja atingida, esperamos que todo o tipo de movimento (atômico, molecular e etc) cesse, e que não haja nenhum tipo de desordem (entropia zero). 
 
Termoquímica - Entropia (DS)
Entropias padrões, S° (valor da entropia nas condições padrões, 25°C e 1atm:
Variação de Entropia (S) nas Reações Químicas  como é uma função de estado, obedece a Lei de Hess, e sua variação só depende dos estados inicial e final do processo.
 
Substância
S°emJK-1mol-1.
Substância
S°emJK-1mol-1.
C (diamante)
2,38
H2O (l)
69,9
C (grafite)
5,74
O2(g)
205,1
CO2(g)
213,6
H2(g)
130,6
H2O (g)
188,7
Cl2(g)
223,0
S reação =  S produtos -  S reagentes
Termoquímica - Entropia (DS)
Ex. Calcular S°para a reação:
2CH3OH (l) + 3O2  2CO2 (g) + 4H2O (g) 
Dados: 
S° CH3OH (l) = 126,3 JK-1mol-1; 
S° O2 (g) = 205,1 JK-1mol-1; 
S° CO2 (g) = 213,6 JK-1mol-1; 
S° H2O (g) = 188,7 JK-1mol-1;
Solução:
S reação = [(2 S° CO2 (g) + 4S° H2O (g) )- (2 S° CH3OH (l) + 3 S° O2 (g))]
S reação = [(2 x 213,6) + 4 x 188,7 ) - (2 x 126,3 + 3 x 205,1)]
S reação = 314 JK-1 mol-1.
 
Termoquímica - Energia livre (DG)
Energia Livre Padrão de Formação (Gf° )
É a energia útil liberada na formação de 1 mol do composto, à partir das substâncias simples que lhe dá origem, nas condições padrão. 
Obs.: Igualmente aos valores de Hf° , a Gf° de um elemento e substância simples estáveis, é zero, pois a formação de um elemento a partir de si mesmo, em termos termoquímico, não é considerado reação. 
 
Substância:
Gf°em KJ mol-1.
CH4(g)
- 50,8
CH3OH (l)
- 166,3
CO2(g)
- 394,4
H2O (g)
- 228,6
H2O (l)
- 237,6
O3(g)
+ 163,2 formação não espontânea!
Termoquímica - Entropia (DS)
Variação de Energia Livre (G) nas Reações Químicas  como é uma função de estado, obedece a Lei de Hess, e sua variação só depende dos estados inicial e final do processo.
Ex. Calcular G° para a reação:
C2H6 (g) + 7/2O2  2CO2 (g) + 3H2O (g)
Dados: 
Gf° C2H6 (g) = - 32,9 KJ mol-1; 
Gf° CO2 (g) = - 394,4 KJ mol-1; 
Gf° H2O (g) = - 228,6 KJ mol-1;
 Resposta: G° reação = - 1441,7 KJ mol-1
G reação =  G produtos -  G reagentes
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
Termoquímica - Entropia (DS)
Exemplo: Para a reação: N2 ( g ) + O2 (g)  2NO (g) , a 25°C e 1atm. São dados:
Hf° NO (g) = 21,6 Kcal mol-1
S° N2(g) = 45,8 cal K-1 mol-1
S° O2 (g) = 49,0 cal K-1mol-1 
S° NO (g) = 50,4 cal K-1mol-1
Calcule: 
DH para a reação: (r: 43,2Kcal ou H reação = 180,576 KJ)			OBS.: 1 cal = 4,18 J
Indicar se a reação é exotérmica ou endotérmica. Justifique. 
 DS para a reação (r: 6,0 cal K-1mol-1 ou 25,08 J K-1mol-1)
Indicar se a desordem aumenta ou diminui. Justifique. 
 DG para a reação a 25°C: (r: DG da reação: 173,1 KJ)
Termoquímica - Entropia (DS)