Termoquímica: Calor e Processos Químicos

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Termoquímica: 
calor e os processos químicos
Prof. Edson Oliveira
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Termoquímica: 
1)calor e unidades para expressá-lo
2)Entalpia e variação de entalpia
3)A lei de Hess
4)Estado-padrão
5)Entalpia padrão de combustão
6)Entalpia padrão de formação 
7)Energia de ligação 
Termoquímica:
É a parte da Química que estuda as variações de energia que acompanham as reações químicas.
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Conceito de calor
A energia transferida entre dois corpos (ou entre diferentes partes de um mesmo corpo) que têm temperaturas diferentes é denominada calor ou energia.
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A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da energia com a matéria. Assim como nas mudanças de estado físico, as transformações da matéria ocorrem com absorção ou liberação de energia.
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Absorção de calor:
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Os Processos exotérmicos E ENDOTERMICOS
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Nas reações químicas ocorrem tanto a ruptura como a formação de ligações intramoleculares.
Para determinar se um processo é exo ou endotérmico, deve-se considerar:
A energia absorvida para a ruptura das ligações reagentes
A energia liberada na formação das ligações dos produtos
O saldo energético entre elas indica se o processo libera ou absorve energia.
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Entalpia 
Entalpia de reação é a energia absorvida ou liberada em uma reação.
No Sistema Internacional de Unidades a unidade da entalpia é o joule (J), e esta grandeza é geralmente representada pelo símbolo H.
A variação de entalpia é representado pelo símbolo Δ H.
e variação de entalpia
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Só é possível calcular o valor do ΔH se forem conhecidas as entalpias absolutas dos reagentes (HR ) e dos produtos (HP ):
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Reação endotérmica
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Reação exotérmica
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Exercícios
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01)Analise a figura abaixo, assinale (V) ou (F), nas proposições abaixo, com base na reação química de combustão do gás hidrogênio. 
( ) Ocorre liberação de calor, ou seja, o processo é exotérmico. 
( ) Ocorre absorção de calor, ou seja, o processo é endotérmico. 
( ) Os reagentes ganham calor ao se converter em água. 
( ) O calor envolvido na formação de 180 g de água é de 2.416 kJ.
( ) Hprodutos > Hreagentes
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(Mackenz ie-SP)
Fe2O3(s) + 3 C(s) + 491,5 kJ  2 Fe(s) + 3 CO(g)
Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, segundo a equação acima, assinale V ou F:
( ) é uma reação endotérmica.
( ) é uma reação exotérmica.
( ) A energia absorvida é 491,5 kj
( ) A energia liberada é de 491,5kj
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Assinale V ou F:
Fe2O3(s) + 3 C(s)  2 Fe(s) + 3 CO(g) - 491,5 kJ 
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( ) é uma reação endotérmica.
( ) é uma reação exotérmica.
( ) A energia absorvida é 491,5 kj
( ) A energia liberada é de 491,5kj
( ) A Hprod > Hreag
( ) ΔH > 0
Fatores que influenciam no ∆H
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O calor absorvido ou liberado por quaisquer reações químicas será diferente se modificarmos as condições em que forem realizadas.
Estado físico
A variação de entalpia depende do estado físico dos reagentes e produtos.
	H H2O vapor > H H2O liquido > H H2O sólido
Estado alotrópico
A variação de entalpia assume valores diferentes conforme o estado alotrópico dos reagentes e produtos.
Ex.:
Cgraf + O2(g)  CO2(g) AH= -393,5kj
Cdiam + O2(g)  CO2(g) AH= -395,4kj
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Alotropia
	A alotropia é um fenômeno associado à ocorrência de um mesmo elemento em distintas formas denominadas variedades alotrópicas. Geralmente, a alotropia ocorre devido a estruturas cristalinas diferentes no sólido ou atomicidade. 
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	Forma alotrópica	
	Cgrafite	Cdiamante, Cfulereno
	O2	O3
	Srômbico	Smonociclico
	Pbranco	Pvermelho
	Cl2 (g)	Cl2 (l)
Estado padrão
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O estado padrão está associado à forma alotrópica mais estável a 298K (25oC) de temperatura e pressão de 1 atm. Nessas condições, convencionou-se que a substância possui entalpia igual a zero.
	Entalpia	= 0	C (graf), O2(g), S romb, Cl2(g)
		Diferente de 0	C(diam), O3(g), S monoc, Cl2 (l)
Vamos Praticar!
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Considere a equação a seguir:
	2H2 (g) + O2 (g)  2H2O (l) AH = -572 kj
Assinale V ou F:
( ) É exotérmica, liberando 286 kj por mol de oxigênio consumido.
( )Exotérmica, liberando 572 kj para dois mols de água produzida.
( )Endotérmica, consumindo 572 kj para dois mols de água produzida.
( )Endotérmica, liberando 572 kj para dois mols de oxigênio consumido.
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Considere o diagrama de entalpia:
Qual a opção que contém a equação química correta?
a) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) AH = +242 kj/mol
b)H2O(l)  H2O(g) AH = -41kj/mol
c) H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O (l) AH= +41kj/mol
d)H2O(l)  H2(g) + ½ O2(g) AH = +283kj/mol
e)H2O (g)  H2(g) + ½ O2(g) AH= 0kj/mol
Tipos de calor
Calor sensível: 
Provoca apenas a variação da temperatura do corpo. 
	A quantidade de calor sensível (Q) que um corpo de massa m recebe é diretamente proporcional ao seu aumento de temperatura.
Onde: 
Q = calor absorvido pela substância
m = massa da substância
c = calor específico
ΔT = variação de temperatura da substância
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Calor específico 
	Corresponde à quantidade de calor recebida ou cedida por 1 g da substância para elevar a sua temperatura de 1oC. Expressa-se em cal/g/oC e é representado pela letra c. 
	É característico de cada substância.
Maior c  menor troca de calor com a vizinhança, ou seja, maior será a quantidade de calor necessário para aquecê-lo.
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Capacidade calorífica:
Cujo símbolo é C, consiste no quociente entre a quantidade de calor fornecida a um corpo e a correspondente variação de temperatura.
		 	 C = Q/ΔT ou C = m.c
Medidas de calor:
Cal (Caloria), Kcal , J (Joule) e Kj
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Uma das unidades mais comuns é a caloria (cal)
1 caloria (cal): quantidade de calor necessária para elevar em 1oC a temperatura de 1 grama de água.
As relações abaixo serão muito úteis:
	1 quilocaloria (kcal) = 1000 cal ou 103 cal
	1 caloria (cal) = 4,18 joules (J)
	1 quilojoule (kJ) = 1000 J
	1 Kcal = 4,18 kJ
O calor específico de uma substância é 0,5 cal/g.oC. Se a temperatura de 4 g dessa substância passou de 10oC para 20 oC, pode-se afirmar que ela absorveu uma quantidade de calor, em calorias, de:
a) 0,5
b) 2
c) 5
d) 10
e) 20
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Lei de Hess
A variação de energia de uma reação química é a mesma, quer o processo se realize em uma ou várias etapas. Ela depende somente das propriedades das substâncias inicias e finais.
O valor de ∆H de um processo será a soma algébrica dos valores de ∆H das etapas.
∆H = ∆H1 + ∆H2
Obs: A lei de Hess demonstra que equação termoquímica podem ser somadas, multiplicadas, divididas e invertidas.
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Calcule o AH da reação abaixo:
		Cgraf + ½ O2(g)  CO2 (g) AH = ?
Sabendo que :
Cgraf + O2 (g)  CO2 (g) AH1 = - 94,1 kcal
CO2 (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) AH2 = - 67,7 kcal
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ENTROPIA (S)
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É uma forma de energia associada á organização de um sistema. Quanto mais desorganizado for um sistema, maior será sua entropia
Quanto mais a T  0 absoluto (0 Kelvin), menor é a movimentação das partículas das substâncias e mais organizado está o sistema . Á medida que a T sobe, aumenta a desordem e a entropia.
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Considere o sistema:
 S  L  G
Ganham entropia a cada etapa
Veja o primeiro exemplo:
		H2O (l)  H2 (g) + ½ O2 (g)
Há um aumento na entropia, pois o reagente está no estado líquido, enquanto os produtos estão no estado gasoso. Enquanto a reação se processa, verifica-se um aumento da desordem e portanto da entropia.
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Podemos calcular a variação de entropia (Δ S) por:
Δ S = Sprodutos - S reagentes
Então: S prod > S reag ou Δ S >0
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Uma reação espontânea é acompanhada por um aumento da entropia total.
Veja segundo exemplo:
2NO2 (g)  N2O4 (g)
Há uma redução da entropia mas não por causa do estado físico. Ocorreu uma redução do número de partículas (2 para 1) mostrando uma organização maior do sistema no produto. Considerandoque a variação de entropia é dada por:
Δ S = Sprodutos - S reagentes
Logo, S prod < S reag ou Δ S <0
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ENERGIA LIVRE (G)
É um conceito introduzido por Gibbs e pode ser definido pela equação:
		G = Δ H – T . Δ S
Onde: G – é a energia livre de Gibbs, H- entalpia, T - temperatura em Kelvin e S – entropia .
 ΔG = Δ H – T . Δ S
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Escala de célsius para kelvin
Basta seguir o passo abaixo:
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ΔG = Δ H – T . Δ S
	Uma informação útil que se pode extrair desse conceito diz respeito á espontaneidade das reações. Dependendo do sinal de ΔG:
	 Δ G > 0 a reação não é espontânea
 Δ G < 0 a reação é espontânea	
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Considere estes exemplos:
2NO2 (g)  N2 (g) + 2O2 (g) ; Dado: AH < 0
Resolução:
AS = ? > ou < que zero
AS > 0
AG = AH – T . AS
AG =(-AH) – T . AS AG <0 reação espontânea
	
(na soma: soma os números e repete o sinal)
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Exercícios:
Considerando-se a transformação isotérmica:
		N2O (g)  N2 (g) + ½ O2 (g) a 25oC
E sabendo que a variação de entalpia (AH) é de -19,5 Kcal/mol e que a variação de entropia (AS) é 18 cal/K.mol; podemos afirmar que a variação de energia livre (AG) do sistema é :
19,25 Kcal e espontâneo
-19,25Kcal e não espontâneo
24,86Kcal e não espontâneo
-24,86 Kcal e não espontâneo
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