Introdução à Termoquímica

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Termoquímica
Profº. Edson Oliveira
Conceito
A Termoquímica é um ramo da Físico-Química que estuda as reações químicas e os processos físicos que envolvem trocas de calor.
Aonde está esse assunto no meu dia?
Na Termoquímica, os processos e reações que ocorrem com liberação de calor e consequente aumento da temperatura das vizinhanças são chamados de exotérmicos. O prefixo exo significa “para fora”.
Uma reação química bastante comum e importante que é um exemplo de reação exotérmica é a combustão. A seguir, por exemplo, temos uma fogueira que libera grande quantidade de energia na forma de luz e calor.
Esse calor liberado pode ser aproveitado para cozinhar alimentos e gerar aquecimento e outros tipos de energia, como a elétrica e a mecânica. A combustão da gasolina, por exemplo, faz um carro andar, e a combustão do carvão ou de outros combustíveis gera eletricidade para indústrias.
Um exemplo de processo físico que é exotérmico é a condensação. 
Exemplo: uma garrafa de refrigerante gelado por um tempo em cima da mesa, serão formadas algumas gotas de água do lado de fora da garrafa?
Um exemplo de reação endotérmica muito importante é a fotossíntese
Entalpia
A energia em forma de calor que é liberada ou absorvida em uma reação química é denominada em Termoquímica de variação de entalpia e é simbolizada por ΔH.
A entalpia (H) designa o conteúdo de energia de cada substância. Visto que não se conhece até hoje uma maneira experimental de determinar o valor da entalpia, normalmente se trabalha com a variação da entalpia nas reações e nas mudanças de estado físico
Variação de entalpia
Na verdade, não realizamos a medida dos valores absolutos de entalpia e sim das variações de entalpia (ΔH). Assim, a variação de entalpia é dada por:
ΔH = Hfinal – Hinicial = Hproduto – Hreagente = calor de reação
Observe o exemplo
Observe o gráfico de entalpia para uma reação exotérmica, como a formação do HC:
H2(g) + C2(g) → 2HC(g) + 184 kJ
Note que o calor liberado para a formação de 2 mols de
HC(g) é de 184 kJ. Vamos ao gráfico:
Veja agora o gráfico de entalpia para uma reação endotérmica, como a e composição da água líquida:
2H2O() + 558 kJ → 2H2(g) + O2(g)
Perceba que o calor absorvido para a decomposição de 2 mols de H2O() é de 558 kJ. Veja o gráfico:
-Temperatura: H Temperatura
-Pressão
*Reagentes sólidos e líquidos: ∆H = cte
-Quantidades de reagentes e produtos: H  q
-Fase de agregação: H(S) < H(L) < H(G)
 Aumento de Energia
 
Praticando
A “cal extinta” [Ca(OH)2] pode ser obtida pela reação entre óxido de cálcio (CaO) e água (H2O), com conseqüente liberação de energia. O óxido de cálcio, ou cal viva”, por sua vez, é obtido por forte aquecimento de carbonato de cálcio (CaCO3). As equações referentes a essas reações são:
I) CaO + H2O  Ca(OH)2 + calor
II) CaCO3 + calor  CaO + CO2
Identifique a alternativa correta:
a) A reação II é endotérmica
b) A reação II é uma reação de decomposição
c) A reação I é uma reação endotérmica
d) A reação total entre a cal extinta” e o ácido sulfúrico (H2SO4) produz CaSO4 e água
Considere os seguintes dados:
Reagente  Produto ∆H (condições padrão)
I) C(gr)		C(d)		+0,5 kmol/mol de C
II) l(g)		1/2 l2(g)	-25 kmol/mol de l
III) 1/2 Cl2(g) 	Cl(g)		+30 kmol/mol de Cl
 
Pode-se afirmar que o reagente tem maior energia do que o produto somente em:
a) I.		d) I e II.
b) II.	e) I e III.
c) III.
Considere-se a reação:
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) H = –68,3 kcal
 
Pode-se afirmar, em relação à formação de 1 mol de água, que há:
a) absorção de 68,3 kcal e a reação é endotérmica.
b) absorção de 68,3 kcal e a reação é exotérmica.
c) liberação de 68,3 kcal e a reação é exotérmica.
d) liberação de 68,3 kcal e a reação é endotérmica.
e) liberação de 68,3 kcal e a reação é atérmica.