Termoquimica Resumo

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MONITORIA
MATÉRIA DO DIA: 28/05
DATA DE ENTREGA: 29/05
MONITOR: ARLEI BELLIS
O que é Termoquímica?
A Termoquímica estuda o calor da reação provocada pela troca de energia do meio externo com os reagentes. Toda reação química absorve ou gera calor, ou seja, há sempre uma troca de energia.
A emissão ou absorção de luz,  calor ou eletricidade são manifestações dessa energia que podem até provocar mudanças de estado físico nos componentes das reações.
Equação termoquímica
É a equação química que apresenta a entalpia da reação e onde menciona-se todos os fatores que podem influenciar no valor da entalpia.
São eles:
proporção estequiométrica;
estado físico;
estrutura cristalina;
temperatura;
pressão;
variação da entalpia.
Exemplos dessas equações:
H2(g) + ½ O2(g)  → H2O(l)    ΔH =-286,6 KJ/mol (25ºC,1atm)
C(diamante) + O2(g) → CO2(g)   ΔH =-395 KJ/mol (25ºC,1atm)
H2(g) + Cl2(g)  → 2HCl(g)    ΔH =-184,1 KJ/mol (75ºC,1atm)
Como determinar o calor de reação (entalpia)?
O calor de reação, chamado de entalpia, pode ser determinado de maneira indireta pelo próprio conceito de variação de entalpia:
ΔH = Hp – Hr
Só é possível determinar a variação de entalpia de uma reação, ou seja, não é possível definir a entalpia de cada substância separadamente.
Devido a isso, os químicos atribuíram um valor arbitrário de entalpia a um grupo de substâncias para, a partir delas, elaborarem uma escala com entalpias relativas das demais.
O grupo escolhido foi o das substâncias simples alotrópicas mais estáveis — ou seja, as que são encontrados em maior quantidade na natureza. Para estas, a uma temperatura de 25ºC e pressão 1atm, a entalpia foi definida como zero, sendo chamada entalpia-padrão.
Exemplo:
O2 (g): H = 0 / O2(l) e O3 (g): H ≠ 0.
Calor ou entalpia-padrão de formação (ΔH) 0f
A entalpia-padrão é a variação de entalpia da formação de 1 mol de um produto por meio de seus elementos constituintes (substâncias simples), todos em seus estados-padrão.
Estado padrão na termoquímica é caracterizado por:
Temperatura de 25ºC;
Pressão de 1 atm;
Estrutura cristalina ou alotrópica mais estável (se for o caso);
Estado físico usual da substância.
Em reações exotérmicas a entalpia final é menor do que a entalpia inicial, de modo que ∆H tem valor negativo (∆H < 0). Nesse tipo de reação ocorre a liberação de energia.
Exemplo:
Queima de alimentos pelo organismo, reações de combustão.
Gráfico: Reação exotérmica
Usando valores imaginários de entalpia, você poderá entender mais facilmente o sinal de ∆H.
∆H = HP – HR = 32 – 100 = -68
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H = -68 kcal
Classicamente, o calor de reação seria um “produto”:
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) + 68 kcal
Em reações endotérmicas, a entalpia final é maior que a entalpia inicial, de modo que o ∆H tem um valor positivo (∆H > 0). Nesse tipo de reação ocorre a absorção de energia.
Exemplo:
Quando a luz solar incide em uma molécula de clorofila das plantas, ocorre uma reação endotérmica. Ela absorve parte da energia luminosa permitindo a reação do gás carbônico com água, que produz carboidratos e libera oxigênio. A absorção da energia em forma de luz e sua transformação em energia química permitem o crescimento das plantas, seu florescimento e a produção de frutos.
Gráfico: Reação endotérmica
Usando valores imaginários, teríamos:
∆H = HP – HR = -62,4 – 50 = + 12,4
H2(g) + I2(s) → 2HI(g)    ∆H = + 12,4 kcal
Classicamente, o calor de reação seria um “reagente”.
H2(g) + I2(s) + 12,4 kcal → 2HI(g)
ou
H2(g) + I2(s) → 2HI(g) – 12,4 kcal
 
Quais os próximos passos?
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Exercícios
1.  Desde a pré-história, quando aprendeu a manipular o fogo para cozinhar seus alimentos e se aquecer, o homem vem percebendo sua dependência cada vez maior das várias formas de energia. A energia é importante para uso industrial e doméstico, nos transportes, etc.
Existem reações químicas que ocorrem com liberação ou absorção de energia, sob a forma de calor, denominadas, respectivamente, como exotérmicas e endotérmicas. Observe o gráfico a seguir e assinale a alternativa correta:
 
a)   O gráfico representa uma reação endotérmica.
b)   O gráfico representa uma reação exotérmica.
c)   A entalpia dos reagentes é igual à dos produtos.
d)   A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.
e)   A variação de entalpia é maior que zero.
2. Sejam dadas as equações termoquímicas, todas a 25 ºC e 1 atm:
I- H2(g)+ ½ O2(g) →H2O(l) ∆H = -68,3 Kcal/mol
II- 2Fe(s)+ 3/2 O2(g)→Fe2O3(s) ∆H = -196,5 Kcal/mol
III- 2Al(s)+ 3/2 O2(g)→Al2O3(s) ∆H = -399,1 Kcal/mol
IV – C(grafite)+ O2(g)→ CO2(g) ∆H = -94,0 Kcal/mol
V- CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l) ∆H = -17,9 Kcal/mol
Exclusivamente sob o ponto de vista energético, das reações acima, a que você escolheria como fonte de energia é:
a)I
b)II
c) III
d) IV
e ) V
3. Considere os dados da tabela abaixo, a 25 ºC e 1 atm.
a) Calcule a variação de entalpia (em kJ/mol) quando a base reage com o ácido para formar o correspondente sal.
b) Essa reação de salificação é exotérmica ou endotérmica? Por quê?
	Como a Lei de Hess pode ser calculada?
A variação da entalpia pode ser calculada subtraindo a entalpia inicial (antes da reação) da entalpia final (depois da reação):
ΔH = Hf – Hi
Outra forma de calcular é através da soma das entalpias em cada uma das reações intermediárias. Independente do número e tipo das reações.
ΔH = ΔH1 + ΔH2
Uma vez que esse cálculo considera apenas os valores inicial e final, conclui-se que a energia intermédia não influencia no resultado da sua variação.
Trata-se de um caso particular do Princípio da Conservação de Energia, a Primeira Lei da Termodinâmica.
Você também deve saber que a Lei de Hess pode ser calculada como uma equação matemática. Para isso, é possível realizar as seguintes ações:
Inverter a reação química, nesse caso o sinal do ΔH também deve ser invertido;
Multiplicar a equação, o valor do ΔH também deve ser multiplicado;
Dividir a equação, o valor do ΔH também deve ser dividido.
Saiba mais sobre Entalpia.
Diagrama de entalpia
A Lei de Hess também pode ser visualizada através de diagramas de energia:
O diagrama acima mostra os níveis de entalpia. Nesse caso, as reações sofridas são endotérmicas, ou seja, há absorção de energia.
ΔH1 é a variação de entalpia que acontece de A para B. Suponhamos que ela seja 122 kj.
ΔH2 é a variação de entalpia que acontece de B para C. Suponhamos que ela seja 224 kj.
ΔH3 é a variação de entalpia que acontece de A para C.
Assim, nos importa saber o valor de ΔH3, pois corresponde à variação de entalpia da reação de A para C.
Podemos descobrir o valor de ΔH3, a partir da soma da entalpia em cada uma das reações:
ΔH3 = ΔH1 + ΔH2
ΔH3 = 122 kj + 224 kj
ΔH3 = 346 kj
Ou ΔH = Hf – Hi
ΔH = 346 kj – 122 kj
ΔH = 224 kj
Exercício de vestibular: Resolvido passo a passo:
1. (Fuvest-SP) Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:
N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização do NO2 será igual a:
2 NO2(g) → 1 N2O4(g)
a) –58,0 kJ 
b) +58,0 Kj
c) –77,2 k
d) +77,2 kJ 
e) +648 kJ
Resolução:
Passo 1: Inverter a primeira equação. Isso porque o NO2(g) precisa passar para o lado dos reagentes, conforme a equação global. Lembre-se que ao inverter a reação o ∆H1 também inverte o sinal, passando para negativo.
A segunda equação é conservada.
2 NO2(g) → N2(g) + 2 O2(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Passo 2: Observe que N2(g) aparece nos produtos e reagentes e o mesmo acontece com 2 mol de O2(g).
2 NO2(g) →N2(g)+ 2 O2(g)∆H1 = - 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Assim, eles podem ser cancelados resultando na seguinte equação:
2 NO2(g) → N2O4(g).
Passo 3: Você pode observar que chegamos a equação global. Agora devemos somar as equações.
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = - 58 kJ ⇒ Alternativa A
Pelo valor negativo de ∆H também sabemos que trata-se de uma reação exotérmica, com liberação de calor.
Exercícios
O gás metano pode ser utilizado como combustível, como mostra a equação 
1:CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julga necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de entalpia da equação 1.
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ΔH = 131,3 kj mol-1
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = 283,0 kj mol-1
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = 241,8 kj mol-1
C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = 74,8 kj mol-1
O valor da entalpia da equação 1, em kj, é:
a) -704,6
b) -725,4
c) -802,3
d) -524,8
e) -110,5
2. A Lei de Hess tem importância fundamental no estudo da Termoquímica e pode ser enunciada como “a variação da entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação”. Uma das consequências da Lei de Hess é que as equações termoquímicas podem ter tratamento algébrico.
Dadas as equações:
C (grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH1 = -393,3 kj
C (diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH2 = -395,2 kj
Com base nas informações acima, calcule a variação de entalpia da transformação do carbono grafite em carbono diamante e assinale a alternativa correta.
a) -788,5 kj
b) +1,9 kj
c) +788,5 kj
d) -1,9 kj
e) +98,1 kj