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Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química Ensino Médio, 2ª Série Equações termoquímicas

Química, 2ª Série Equações termoquímicas: Forma de se representar uma reação química, semelhante a uma equação química comum, que informa a variação de entalpia resultante do processo, a pressão e a temperatura ambiente, podendo informar também os estados físicos dos reagentes e produtos (1). H 2(g) + 1/2 O 2(g) => H 2 O(s) ΔH 1= - 292, 6 k. J H 2(g) + 1/2 O 2(g) => H 2 O(l) ΔH 2= - 286, 6 k. J H 2(g) + 1/2 O 2(g) => H 2 O(v) ΔH 3= - 292, 9 k. J

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Quantidade de reagentes e produtos O ΔH depende das quantidades de reagentes e produtos, assim ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma equação devemos fazer o mesmo com o ΔH da reação. (2) H 2(g) + Cl 2(g) => 2 HCl(g) ΔH= + 184, 9 k. J 2 H 2(g) + 2 Cl 2(g) => 4 HCl(g) ΔH= + 369, 8 k. J 1/2 H 2(g) + 1/2 Cl 2(g) => HCl(g) ΔH= + 92, 45 k. J

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equações Exotérmicas: • Libera calor; • Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes; • ∆H<O. Exemplos: Imagem: Julio. Nather / Reação exotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain C 2 H 5 OH(ℓ) + 3 O 2(g) → 2 CO 2(g) +3 H 2 O(ℓ) ∆H=-1368 k. J SO 2 (g) + 1/2 O 2 (g) → SO 3 (g) ΔH= - 23, 4 Kcal

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equações Endotérmicas • Absorve calor; • Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes; • ∆H>O. Exemplos: Imagem: Julio. Nather / Reação endotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain C(grafite) + 2 S(rômbico) → CS 2(l) ΔH = +21 kcal Fe 2 O 3(s)+3 C(s) → 2 Fe(s)+3 CO(g) ΔH=+490 KJ

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Estado Alotrópico • • C(grafite) + O 2(g) → CO 2(g) ΔH = -393, 1 k. J C(diamante) + O 2(g) → CO 2(g) ΔH = -395, 0 k. J C(diamante) → C(grafite) ΔH = -1, 9 k. J Exotérmica C(grafite) → C(diamante) ΔH = +1, 9 k. J Endotérmica

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Estado Alotrópico Imagem: Exemplos de diamante e grafite com suas respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU Free Documentation License, a partir das imagens (a) Itub / GNU Free Documentation License e (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution-Share Alike 3. 0 Unported

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Sentido da Equação: • Se em um sentido a equação é exotérmica, no sentido inverso a equação é exotérmica e viceversa. • C 2 H 2(g) + 5/2 O 2(g) → 2 CO 2(g) + H 2 O(g) ΔH = -310, 6 kcal Exotérmica • 2 CO 2(g) + H 2 O(g) → C 2 H 2(g) + 5/2 O 2(g) ΔH = +310, 6 kcal Endotérmica

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equação da Entalpia de Formação: • Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis em condição ambiente (25°C, 1 atm); • Substâncias simples no estado padrão formam 1 mol da substância composta; • As substâncias simples no estado padrão possuem entalpia igual a zero; • A entalpia de 1 mol de substância composta é numericamente igual a seu calor de formação. (3) Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão Hidrogênio H 2(g) Oxigênio O 2(g) Carbono C(grafite) Enxofre S(rômbico)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Montando a Equação de Formação • C 3 H 8 (g) • 3 C(grafite) + 4 H 2 (g) →C 3 H 8 (g) • C 6 H 6 (l) • 6 C(grafite) + 3 H 2 (g) →C 6 H 6 (g) Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão Hidrogênio H 2(g) Oxigênio O 2(g) Carbono C(grafite) Enxofre S(rômbico) • C 2 H 6 O(l) • 2 C(grafite) + 3 H 2 (g) + 1/2 O 2(g) → C 2 H 6 O(l)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equação da Entalpia de Combustão: • Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação de entalpia (∆H) da combustão completa de 1 mol de combustível, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão; (3) • Combustão é a reação do combustível com o O 2(g); • Toda combustão libera energia, ou seja, é exotérmica.

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Montando a Equação Combustão • H 2(g) + O 2(g) → H 2 O (l) Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão Hidrogênio H 2(g) Oxigênio O 2(g) Carbono C(grafite) Enxofre S(rômbico) • C 4 H 8 O 2(l) + 5 O 2(g) → 4 CO 2(g) + 4 H 2 O (l) • S(rômbico) + O 2(g) → SO 2(g)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Lei de Hess • “A variação de entalpia, ou seja, a quantidade de calor liberada ou absorvida por um processo só depende do estado inicial e final do processo, não dependendo das etapas intermediárias. ” (4) Imagem: Foto do químico suíço Germain Henri Hess / Source: Edgar Fahs Smith Collection / Public Domain

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Lei de Hess Imagem: Representação gráfica da Lei de Hess / Dr. T / Creative Commons Attribution-Share Alike 3. 0 Unported. Observe: A variação de Entalpia em uma transformação é a mesma. Passando por etapas intermediárias ou não.

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Consequências da Lei de Hess • Permitiu que as equações termoquímicas fossem realizadas a céu aberto; • Permitiu calcular a entalpia de várias substâncias até então desconhecidas, a partir da entalpia da própria reação; • Permitiu calcular a entalpia de várias reações difíceis de ocorrer pelo método direto, ou seja, reações que ocorrem pelo método indireto (5).

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Lei de Hess e Equações Termoquímicas: • As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas ou algébricas; • Invertendo-se uma equação termoquímica, o sinal do ∆H também será invertido; • Multiplicando-se ou dividindo-se uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valor do ∆H também será multiplicado ou dividido por esse número (5).

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex. : 1 • A partir das equações calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam: • Cgraf + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 1 = – 94 kcal/mol • Cdiam + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 2 = – 94, 5 kcal/mol • Resolução: Mantida • Cgraf + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 1 = – 94 kcal/mol • CO 2(g) → Cdiam + O 2(g) ∆H 2 = +94, 5 kcal/mol Invertida Cgraf → Cdiam ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 ∆H = -94 + 94, 5 = 0, 5 Kcal/mol

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Considerações do exemplo 1 Conhecendo as regras de como mexer nas equações: • Você deve deixar nos reagentes quem é o reagente na equação desejada, o mesmo vale para os produtos; • Para fazer a soma algébrica das substâncias é necessário que as substâncias sejam as mesmas, estejam no mesmo estado de agregação e/ou no mesmo estado alotrópico; • Trata-se de uma reação endotérmica, pois a variação de entalpia é positiva.

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex. : 2 Durante a produção industrial do ácido sulfúrico são necessárias as seguintes etapas intermediárias: combustão do enxofre e oxidação do dióxido de enxofre. 2 S(s) + 3 O 2(g) → 2 SO 3(g) ∆H = -791, 44 k. J S(s) + O 2(g) → SO 2(g) ∆H = -296, 83 k. J Determine a entalpia padrão de formação do trióxido de enxofre de acordo com a reação abaixo: 2 SO 2(g) + O 2(g) → 2 SO 3(g) (6)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Resolução do exemplo 2 2 S(s) + 3 O 2(g) → 2 SO 3(g) ∆H 1 = -791, 44 k. J Mantida 2 SO 2(g) → 2 S(s) + 2 O 2(g) ∆H 2 = +593, 66 k. J 2 SO 2(g) + O 2(g) → 2 SO 3(g) Invertida e multiplicada por 2 ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 ∆H = -791, 44 + 593, 66 ∆H = -197, 78 KJ Exotérmica

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex. : 3 • Considere as seguintes equações termoquímicas: • N 2(g) + 3 O 2(g) + H 2(g) → 2 HNO 3(aq) ∆H 1 = -415 k. J • 2 H 2(g) + O 2(g) → 2 H 2 O(l) ∆H 2 = -572 k. J • N 2 O 5(g) + H 2 O(l) → 2 HNO 3(aq) ∆H 3 = -140 k. J • Qual é a entalpia de formação do pentóxido de nitrogênio? (6)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Resolução do Exemplo 3 • A equação desejada é: • N 2 + 5/2 O 2 → N 2 O 5 para isso fazemos: • N 2(g) + 3 O 2(g) + H 2(g) → 2 HNO 3(aq) ∆H 1 = -415 k. J Mantida • H 2 O(l) → H 2(g) + 1/2 O 2(g) ∆H 2 = +286 k. J Invertida e dividida por 2 • 2 HNO 3(aq) → N 2 O 5(g) + H 2 O(l) ∆H 3 = +140 k. J N 2 + 5/2 O 2 → N 2 O 5 Invertida

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Conclusão do Exemplo 3 • • ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 + ∆H 3 ∆H = -415 + 286 + 140 ∆H = 11 KJ/mol Reação Endotérmica

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex. : 4 Dadas as equações termoquímicas: C(graf) + O 2(g) → CO 2(g) ∆H = -393 k. J/mol H 2(g) + ½O 2(g) → H 2 O(l) ∆H = -286, 0 k. J/mol 2 C(graf) + 2 H 2(g) + O 2(g) → CH 3 COOH(l) ∆H = -484, 0 k. J Qual a entalpia-padrão de combustão de um mol de ácido acético? • A Equação desejada é: • CH 3 COOH(l) + 2 O 2(g) → 2 CO 2(g) + 2 H 2 O(l) • • • (6)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Resolução do Exemplo 4 • 2 C(graf) + 2 O 2(g) → 2 CO 2(g) ∆H 1 = -786 k. J/mol Mantida e multiplicada por 2 • 2 H 2(g) + O 2(g) → 2 H 2 O(l) ∆H 2 = -572, 0 k. J/mol Mantida e multiplicada por 2 • CH 3 COOH(l)→ 2 C(graf)+2 H 2(g)+ O 2(g) ∆H 3=+484, 0 k. J/mol Invertida CH 3 COOH(l) + 2 O 2(g) → 2 CO 2(g) + 2 H 2 O(l)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Conclusão do Exemplo 3 • • ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 + ∆H 3 ∆H = -786 +(-572) + 484 ∆H = -874 KJ/mol Reação Exotérmica

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Atividade Extra - 1 • Observe as equações termoquímicas: I) C(s) + H 2 O(g) → CO(g) + H 2(g) ∆H = + 31, 4 kcal II) CO(g) + ½ O 2(g) → CO 2(g) ∆H = - 67, 6 kcal III) H 2(g) + ½O 2(g) → H 2 O(g) ∆H = - 57, 8 kcal • De acordo com o ∆H ( variação de entalpia), podemos afirmar que: a) II é endotérmica, I e III exotérmica. b) I e III são endotérmicas, II exotérmica. c) II e III são endotérmicas, I exotérmica. d) I e II são endotérmicas, III exotérmica. e) I é endotérmica, II e III exotérmicas. (7)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Atividade Extra - 2 • A respiração celular é um processo vital e ocorre por meio de reações químicas. Um exemplo pode ser a conversão da glicose em ácido pirúvico por meio da reação: • C 6 H 12 O 6(S) + O 2(g) → 2 C 3 H 4 O 3(s) + 2 H 2 O(l) • glicose ácido pirúvico • Considere as reações a 25 ºC e 1 atm: • C 6 H 12 O 6(s)+6 O 2(g)→ 6 CO 2(g) + 6 H 2 O(l) ∆H=-2808 k. J/mol • C 3 H 4 O 3(s) + 5/2 O 2(g) → 3 CO 2(g) + 2 H 2 O(l) ∆H = -1158 k. J/mol (6)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Continuação da Atividade Extra - 2 • Pode-se então afirmar que, na formação do ácido pirúvico a partir de 1 mol de glicose, há: (A) liberação de 492 k. J de energia. • (B) absorção de 492 k. J de energia. • (C) liberação de 1650 k. J de energia. • (D) absorção de 1650 k. J de energia. • (E) liberação de 5124 k. J de energia. (6)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Atividade Extra – 3 • Quando o óxido de magnésio está na presença de uma atmosfera de gás carbônico, este é convertido a carbonato de magnésio. • São dadas as entalpias-padrão de formação: • Mg(s) + ½O 2(g) → Mg. O(s) ∆H = -602 k. J/mol • C(graf) + O 2(g) → CO 2(g) ∆H = -394 k. J/mol • Mg(s) + C(graf) + 3/2 O 2(g) → Mg. CO 3(s) ∆H =-1096 k. J/mol (6)

Química, 2ª Série Equações termoquímicas Continuação da Atividade Extra -3 • A formação de um mol de carbonato de magnésio, a partir do óxido de magnésio e gás carbônico, é uma reação: • (A)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 k. J. • (B)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 k. J. • (C)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 k. J. • (D)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 k. J. • (E)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 1 304 k. J. (6)

Tabela de Imagens Slide Autoria / Licença Link da Fonte Data do Acesso 4 Julio. Nather / Reação exotérmica, em 30 de junho http: //pt. wikipedia. org/wiki/Ficheiro: Entalpia_r_ 12/04/2012 de 2006 / Public Domain exotermica. PNG 5 Julio. Nather / Reação endotérmica, em 30 de http: //pt. wikipedia. org/wiki/Ficheiro: Entalpia_r_ 12/04/2012 junho de 2006 / Public Domain endotermica 1. PNG 6 Exemplos de diamante e grafite com suas 12/04/2012 respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU Free http: //commons. wikimedia. org/wiki/File: Diamon Documentation License d_and_graphite 2. jpg 6 (a) Itub / GNU Free Documentation License http: //commons. wikimedia. org/wiki/File: Diamon 12/04/2012 d_and_graphite. jpg 6 (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution http: //commons. wikimedia. org/wiki/File: Graphit 12/04/2012 -Share Alike 3. 0 Unported e-tn 19 a. jpg 12 Foto do químico suíço Germain Henri Hess / http: //commons. wikimedia. org/wiki/File: Hess_G 12/04/2012 Source: Edgar Fahs Smith Collection / Public ermain_Henri. jpg Domain 14 Representação gráfica da Lei de Hess / Dr. T / http: //commons. wikimedia. org/wiki/File: Hess_L 17/04/2012 Creative Commons Attribution-Share Alike 3. 0 aw. png Unported.