Aula - Termoquimica

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Termoquímica 
Professores : Vilmar
04/06
Termoquímica
Quando se fala em energia e suas fontes, o que vem à sua cabeça?
A sociedade moderna depende da energia para sua existência!
Quase toda energia que dependemos é derivada de reações químicas.
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Termoquímica
Termoquímica → É o estudo das trocas de calor em reações químicas. 
Reações químicas podem absorver ou liberar muita ENERGIA.
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Reação entre o bromo e o fósforo vermelho
“Gelo instantâneo”
Transferência de energia: 
 Trabalho (w) e calor (q)
Formas de energia: 
Potencial
Cinética 
Elétrica 
Química
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Energia
Primeira lei
A ENERGIA não pode ser criada nem destruída. A ENERGIA É CONSERVADA. 
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Energia interna (U)
A energia interna de um sistema é a energia total de um sistema.
Variação de energia interna.
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Energia cinética + Energia potencial
∆U= Ufinal - Uinicial
Energia interna (∆U)
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∆U= Ufinal - Uinicial
∆U > 0
Ufinal > Uinicial
Sistema ganhou energia de sua vizinhança.
∆U < 0
Ufinal < Uinicial
Sistema ganhou energia de sua vizinhança.
 Endotérmico Exotérmico
Termoquímica: Entalpia (H) 
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O conteúdo de energia armazenado, principalmente na forma de ligações é chamado de ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e simbolizado por H (heat).
Imagine uma reação genérica do tipo:
Reagentes → Produtos 
∆energia = ∆H = energia dos produtos – energia dos reagentes
Como saber a variação de entalpia dos reagentes e produtos? Como saber se diferentes ligações apresentam diferentes energias? 
Vamos descobrir
Equações termoquímicas
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Requisitos:
Equação química balanceada.
Indicação dos estados físicos e alotrópicos (quando for o caso).
Indicação da entropia molar, isto é por mol de produto formado ou reagente consumido.
Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o ∆ H. ∆ Hº Entalpia padrão: medida à 25ºC e 1 atm
Toda substância simples (C, O2, S, etc.), em estado padrão, tem entalpia de formação igual a zero. 
Tipos de entalpias ou calores de reação
Entalpia ou Calor de Formação.
Entalpia ou Calor de Decomposição.
Entalpia de Combustão.
Entalpia de Dissolução.
Entalpia de Neutralização.
Entalpia ou Energia de Ligação.
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Entalpia de Formação (∆Hf) 
Corresponde à energia envolvida na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples, no estado alotrópico mais comum.
Exemplos:
H2(g) + ½ 02(g)→ H20 (l) 
Ca(OH)2(s) +2HCl(g) → CaCl2(s) +2H2O(l)
Obtém-se de uma tabela os valores das entalpias de formação dos reagentes e produtos:
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	COMPOSTO	ENTALPIA-PADRÃO MOLAR (∆Hf)) (KJ/mol)
	Ca(OH)2(s)	-987
	HCl(g)	-92
	CaCl2(s)	-795
	H2O(l)	-286
∆H= Σ∆Hf PRODUTOS - Σ∆Hf REAGENTES
Entalpia de Formação (∆Hf) 
Entalpia de Decomposição 
Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação de uma substância.
Exemplo:
H20 (l) → H2(g) + ½ 02(g) ∆H= +286 KJ/mol
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Observe que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico !
Entalpia de Combustão 
É a variação de energia na reação de 1 mol de substância com o oxigênio.
Exemplo:
Um dos hidrocarbonetos presentes no gás de cozinha é o propano, cuja a fórmula molecular é C3H8. Qual a entalpia de combustão de 1 mol de propano?
 
 Vamos por etapas:
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Entalpia de Combustão 
Balancear a equação estequiométrica: C3H8 + O2 → CO2 + H20
Se forem informadas as entalpias padrão de formação dos reagentes e produtos utiliza-se a equação da questão anterior:
Se forem fornecidas as energias de ligação, 
pode-se resolver o problema pelas 
fórmulas:
 
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∆H= Σ∆Hf PRODUTOS - Σ∆Hf REAGENTES
Entalpia de Combustão 
 
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Entalpia de Ligação 
 
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É a energia requerida para romper um mol de ligações químicas entre pares de átomos, no estado gasoso.
Maior entalpia de ligação → mais forte é a ligação entre os átomos → maior será a quantidade de energia necessária para que se romper a ligação.
Entalpia de Ligação 
Exemplo de ligações e suas respectivas entalpias
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Entalpia de Ligação 
 Resumindo: 
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Entalpia de Ligação 
Exemplo: CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl 
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Lei de Hess
A lei de Hess foi desenvolvida experimentalmente e tem por definição:
A entalpia total da reação é a soma das entalpias das etapas em que as reações pode ser dividida.21
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Lei de Hess
Calcular a variação de entalpia envolvida na combustão de 1 mol de CH4(g), expressa por:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
sabendo que:
C + 2 H2 → CH4 ∆H= - 74,82 kJ/mol
C + O2 → CO2 ∆H = - 393,4 kJ/mol H2+ 1⁄2 O2 → H2O ∆H= - 285,5 kJ/mol
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Entropia e energia livre de Gibbs 
A entropia está associada à ordem ou desordem de um sistema. Quanto mais desorganizado um sistema, maior será sua entropia.
ΔS= a energia de organização, ou seja, a energia gasta para montar as moléculas dos produtos de uma reação;
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Entropia
S (Gás) > S (Líquido) > S (Sólido) → Supondo fases na mesma temperatura.
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Quanto maior a desordem maior a entropia.
Entropia
(UEL PR) Das alternativas abaixo, qual representa a mudança de estado físico que ocorre em consequência do aumento da entropia do sistema?
a) CO2(g) → CO2(s)
b) CO2(l) → CO2(g)
c) CH3OH(l) → CH3OH(s)
d) CH3OH(g) → CH3OH(l)
e) H2O(g) → H2O(l)
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Energia livre de Gibbs
É relação entre a entalpia e entropia e determinam a
espontaneidade de uma reação.
∆G = ∆H – T x ∆S
ΔG: variação de energia livre do sistema - kcal/mol; 
ΔH: variação de entalpia - kcal/mol; 
T: temperatura absoluta – Kelvin; 
ΔS: variação de entropia – cal/K.mol;
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Energia livre de Gibbs
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ΔG < 0 → O processo é espontâneo (a capacidade do sistema realizar trabalho aumenta); 
• ΔG > 0 → O processo é não-espontâneo (a capacidade do sistema realizar trabalho diminui); 
• ΔG = 0 → O sistema está em equilíbrio;
Energia livre de Gibbs
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O óxido de cálcio pode ser obtido a partir da combustão do cálcio metálico de acordo com a equação:
Ca(s) + 1/2O2(g) → CaO(s)
Considere que a formação do óxido de cálcio é espontânea e que, para a reação acima, ΔHo = –800 kJ mol–1 e ΔSo = –240 J K–1mol–1. Determine o valor da temperatura, em Kelvin, para que essa reação deixe de ser espontânea.
a) 5555,55 K
b) 2222,22 K
c) 1111,11 K
d) 3333,33 K
e) 4444,44 K
Boa Sorte ao resolverem a lista!
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Termoquímica