Termoquímica: Estudo de Reações Químicas

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Universidade Federal de Santa Maria
Prinćıpios de F́ısico Qúımica ”A”
Termoqúımica
Autor:
Denilson Bona Junior
Santa Maria, RS
30 de Março de 2018
1 Termoqúımica
Termoqúımica é o ramo da termodinâmica que estuda o efeito térmico de
reações qúımicas. Uma reação qúımica é um processo que transforma uma
ou mais substâncias (reagentes) em novas substâncias (produtos).
Em uma reação qúımica, novas ligações são feitas para formar as moléculas
dos produtos. Este processo envolve liberação e consumo de energia na forma
de calor.
Para aplicar os conceitos da termodinâmica, considere que os reagentes
constituem o estado inicial do processo e os produtos o estado final.
Chama-se de sistema o local formado pelos reagentes e o recipiente onde
ocorre a reação e chama-se vizinhança o local onde observa-se o aconteci-
mento da reação.
A reação qúımica passa a ser chamada de equação termoqúımica e deve vir
acompanhada do estado f́ısico das substâncias envolvidas e do efeito térmico
da reação.
A variação de entalpia de numa reação qúımica ou processo f́ısico reflete
um desńıvel de energia que existe entre produtos e reagentes. Chama-se
reação reação exotérmica o processo que libera energia em forma de calor e
chama-se reação endotérmica o processo que consome energia na forma de
calor.
No caso de uma reação qúımica:
∆H◦ =
∑
v.∆H◦(produtos) −
∑
v.H◦(reagentes) (1)
1.1 Entalpia Padrão de Formação (∆H
◦
f)
É o efeito térmico que acompanha a formação de um composto a partir
dos elementos que o formam. Todas as substâncias envolvidas devem estar no
seu respectivo estado mais estável numa certa temperatura e pressão de 1 bar.
São expressas por kJ.mol−1. convencionou-se que a entalpia de elementos no
seu estado padrão é zero, em todas as temperaturas.
1.2 Variação da Entalpia com a Temperatura
A entalpia de uma substância se eleva quando a temperatura aumenta, o
coeficiente angular da curva da entalpia contra a temperatura, a uma pressão
1
constante, é a capacidade caloŕıfica a pressão constante, Cp. Assim:
dH = n.Cp.dT (2)
Integrando a equação, tem–se para uma variação finita de temperatura:
∆H = n.Cp.∆T (3)
A equação 2 é válida apenas para intervalos pequenos de temperatura.
Se houver um intervalo finito, é necessário levar em conta que, a capacidade
caloŕıfica não pode ser considerada constante e varia com a temperatura se-
gundo a expressão, onde a e b são tabelados e independentes da temperatura:
Cp,m = a + bT +
c
t2
(4)
1.3 Variação da Entalpia de Reações com a Tempera-
tura
A diferença de entalpia entre produtos e reagentes pode aumentar ou
diminuir quando a temperatura aumenta, pois as entalpias das substâncias
participantes da reação variam segundo leis distintas.
Muitas vezes se torna necessário calcular efeitos térmicos de reações em
diferentes temperaturas. Assim, partindo da integral da equação 2 que re-
sulta em:
HT2 = HT1
∫ T2
T1
n.∆Cp.dT (5)
Considerando o efeito térmico da reação a equação se torna:
∆HT2 = ∆HT1
∫ T2
T1
n.∆Cp.dT (6)
onde ∆Cp é:
∆Cp =
∑
v.Cp(produtos) −
∑
v.Cp(reagentes) (7)
2 Lei de Hess
A Lei de Hess estabelece que a variação de entalpia de uma reação qúımica
depende apenas dos estados inicial e final da reação, ou seja, o calor liberado
2
ou absorvido numa reação qúımica não depende dos estados intermediários
pelos quais a reação passa. Com essa lei é posśıvel calcular a variação de
entalpia de uma reação através da soma algébrica de equações qúımicas.
Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas
alterações matemáticas, seguindo as seguintes regras:
1◦) as equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global.
Coloca-se as equações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se
não estiverem de acordo, troca-se o sinal da ∆H;
2◦) acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a
equação for multiplicada, a ∆H também deve ser multiplicada pelo mesmo
número;
3◦) realizar o somatório para montar a reação global;
4◦) somar os valores das ∆H das equações intermediárias para achar a
∆H da reação global.
2.1 Exemplo 1
Qual o valor da variação de entalpia da reação Cgrafite + O2(g) → CO2(g)
?
Dados:
Cgrafite +
1
2
O2(g) → COg ∆H1 = −110, 3 kJ/mol
COg +
1
2
O2(g) → CO2(g)∆H2 = −283, 0 kJ/mol
Resolução:
Cgrafite +
1
2
O2(g) → COg ∆H1 = −110, 3 kJ/mol
COg +
1
2
O2(g) → CO2(g)∆H2 = −283, 0 kJ/mol
Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ∆H = −393, 3 kJ/mol
Pela Lei de Hess:
∆H = ∆H1 + ∆H2 = (−110, 3) + (−283, 0) = −393, 3 kJ/mol
3
2.2 Exemplo 2
Calcule a variação de entalpia da seguinte reação pela Lei de Hess: C(grafite)+
2H2(g) → CH4(g) (reação global). Dados:
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = −94 kJ/mol
II. H2(g) +
1
2
O2(g) → H2O(l) ∆H2 = −68 kJ/mol
III. CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H3 = −213 kJ/mol
Resolução:
Somando as reações:
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = −94 kJ/mol
II. 2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l) ∆H2 = 2.(−68) = −136kJ/mol
III. CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) ∆H3 = +213 kJ/mol
Teremos:
C(grafite) + 2H2(g) → CH4(g) ∆H = −17 kJ/mol
Pela Lei de Hess:
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 = (−94) + (−136) + 213 = −17 kJ/mol
2.3 Exemplo 3
Calcule a variação de entalpia indicada pela equação: Sg + 32O2(g) →
SO3(g)
Dados:
S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H1 = −296, 8 kJ
SO2(g) + 12O2(g) → SO3(g) ∆H2 = −97, 8 kJ
4
Resolução:
S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H1 = −296, 8 kJ/mol
SO2(g) + 12O2(g) → SO3(g) ∆H2 = −97, 8 kJ/mol
Sg + 32O2(g) → SO3(g) ∆H = −394, 6 kJ/mol
Pela Lei de Hess:
∆H = ∆H1 + ∆H2 = (−296, 8) + (−97, 8) = −394, 6 kJ/mol
3 Referencial Bibliográfico
GLOBO EDUCAÇÃO. Lei de Hess. Dispońıvel em: <http://educacao.
globo.com/quimica/assunto/termoquimica/lei-de-hess.html>. Acesso em:30
mar 2018.
SÓ QUÍMICA. Lei de Hess. Dispońıvel em: <http://www.soq.com.br/
conteudos/em/termoquimica/p5.php>. Acesso em:30 mar 2018.
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