TERMOQUMICA Termoqumica o estudo das quantidades de calor
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TERMOQUÍMICA
Termoquímica É o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas ou mudanças de estado físico de uma substâncias. Para a Termoquímica, as reações químicas se classificam em:
n Reações exotérmicas – são aquelas que produzem ou liberam calor, como por exemplo: - a queima do carvão: C + O 2 CO 2 + calor - a combustão da gasolina: C 8 H 18 + 25/2 O 2 8 CO 2 + 9 H 2 O + calor n Reações endotérmicas – são as que absorvem calor, como por exemplo: - a decomposição do carbonato de cálcio: Ca. CO 3 + calor Ca. O + CO 2
Variação da Entalpia ( H) É a medida da quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação, a pressão constante. O cálculo da variação da entalpia é dado pela expressão genérica: H = Hfinal – Hinicial ou H = Hproduto - Hreagente
H em reações exotérmicas n Nas reações exotérmicas, a entalpia dos produtos (Hp) é menor do que a entalpia dos reagentes (Hr). n Assim: H = Hp - Hr < 0; o valor negativo indica que as substâncias perdem energia (entalpia) durante a reação.
H em reações endotérmicas n Nas reações endotérmicas, a entalpia dos produtos (Hp) é maior do que a entalpia dos reagentes (Hr). n Assim: H = Hp - Hr > 0; o valor positivo indica que as substâncias ganharam energia (entalpia) durante a reação.
Representação: n Reação endotérmica: Ca. CO 2 (s) Ca. O (s) + CO 2 (g) H = + 1207 k. J Ca. CO 2 (s) + 1207 k. J Ca. O (s) + CO 2 (g) n Reação exotérmica: S (g) + 3/2 O 2 SO 3 (s) H = - 94, 4 kcal/mol S (g) + 3/2 O 2 SO 3 (s) + 94, 4 kcal/mol
Exemplos 01) Classifique as reações a seguir em endotérmicas ou exotérmicas: a) CO (g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) ∆H = - 67, 6 kcal exotérmica b) C(s) + H 2 O(g) CO(g) + H 2(g) ∆H = + 31, 4 kcal endotérmica c) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (g) ∆H = - 57, 8 kcal d) 940, 0 k. J + N 2 2 N e) 506, 6 k. J + O 2 2 O endotérmica exotérmica
f) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(l) + 285, 8 k. J/mol g) C(s) + 715, 5 k. J/mol C(g) exotérmica endotérmica h) 6 C(graf) + 3 H 2(g) C 6 H 6(l) H = + 48, 9 k. J/mol i) C(graf) + 2 H 2(g) CH 4(g) H = - 74, 5 k. J/mol j) C(graf) + O 2(g) CO 2(g) H = - 393, 3 k. J/mol exotérmica endotérmica exotérmica
Exemplos (Unama-PA) Durante o jogo de tênis, o da sugeriu a aplicação de compressa quente sobre o local da lesão. No armário de medicamentos havia dois tipos de compressas na forma de pacotes plásticos, sendo um deles amarelo e o outro azul. No pacote amarelo estava a informação: ao pressionar ocorre a reação Ca. Cl 2(s) Ca 2+(aq) + 2 Cl-(aq) H = - 82, 8 k. J No pacote azul estava a informação: ao pressionar ocorre a reação NH 4 NO 3(s) NH 4+(aq) + NO 3 -(aq) H = 26, 2 k. J Qual dos dois pacotes deverá ser utilizado compressa quente sobre a lesão? Justifique sua resposta. Pacote amarelo, pois haverá liberação de calor (reação exotérmica)
H nas mudanças de estado físico n Processos endotérmicos: fusão, vaporização e sublimação (sólido para o gasoso). n Processos exotérmicos: solidificação, liquefação e sublimação (gasoso para o sólido).
Exemplos 1) Ao sair de uma piscina em um dia de vento, sentimos frio. Proponha uma explicação para isso, baseada nos conceitos de mudança de fase e de troca de calor. Quando a água que está sobre a pele passa da fase líquida para a fase vapor, absorve calor das vizinhanças, o que inclui a superfície do corpo. Essa perda de calor pelo corpo produz a sensação de frio. 2) Dos processos I a VI esquematizados abaixo, todos a pressão constante, quais são endotérmicos? E exotérmicos? Endotérmicos: I, II e V Exotérmicos: II, IV e VI
Exemplos: 3) (UEMG) Das equações químicas apresentadas a seguir, todas são transformações endotérmicas, EXCETO: a) H 2 (l) H 2 (g) b) O 2 (g) O 2 (l) c) CO 2 (s) CO 2 (g) d) Pb (s) Pb (l)
Equação Termoquímica É a equação à qual acrescentamos a entalpia da reação e na qual mencionamos todos os fatores que possam influir no valor dessa entalpia. H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) H = - 286, 6 k. J/mol (25 ºC; 1 atm) C(diamante) + O 2 (g) CO 2 (g) H = - 395, 0 k. J/mol (25 ºC; 1 atm) H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl (g) H = - 184, 1 k. J/mol (75 ºC; 1 atm)
Casos particulares das entalpias das reações Estado padrão: um elemento químico está no estado padrão quando se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25 ºC e 1 atm de pressão. Toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero. Exemplo: forma mais comum do carbono: grafite; forma mais comum e estável do oxigênio: O 2.
Entalpia padrão de formação n É a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes, estando todas no estado padrão. H 2 (g) + S (rômbico) + 2 O 2 (g) 1 H 2 SO 4 (l) Hfº = - 813, 0 k. J/mol (25 ºC; 1 atm) 2 C(grafite) + 3 H 2 (g) + ½ O 2 (g) 1 C 2 H 5 OH (l) Hfº = - 277, 5 k. J/mol (25 ºC; 1 atm)
Alguns valores das entalpias padrão de formação Substância Entalpia de formação (kcal/mol) CO (g) - 26, 4 Na. Cl (s) - 98, 6 HI (g) + 6, 2 N 2 (g) zero
Observação: n O cálculo das variações de entalpia de todas as reações químicas pode ser efetuado a partir das entalpias padrão de formação das substâncias que participam da reação dada. n Exemplo: (UFSC-SP) Um dos sistemas propelentes usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N 2 H 4) como combustível e peróxido de hidrogênio (H 2 O 2) como oxidante. Esses reagentes são chamados hipergólicos, isto é, eles iniciam a reação pelo simples contato. A reação que ocorre é:
N 2 H 4(l) + 2 H 2 O 2(l) N 2(g) + 4 H 2 O(g) Os reagentes são misturados a 25 ºC na relação molar indicada na equação. Qual é o calor da reação? São dadas as entalpias de formação: N 2 H 4(l) = + 12 kcal/mol H 2 O 2(l) = - 46 kcal/mol H 2 O(g) = - 57, 8 kcal/mol
Resolução: Hreagentes = - 80 kcal/mol Hprodutos = - 231, 2 kcal/mol H = Hprodutos - Hreagentes H = - 231, 2 – (- 80) H = - 231, 2 + 80 H = - 151, 2 kcal/mol
Energia de Ligação n É a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondose todas as substâncias no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm. n Exemplos: H 2 (g) 2 H (g) H = + 435, 5 k. J/mol Cl 2 (g) 2 Cl (g) H = + 242, 0 k. J/mol O 2 (g) 2 O (g) H = + 497, 8 k. J/mol (1 mol de ligações duplas) N 2 (g) 2 N (g) H = + 943, 8 k. J/mol (1 mol de ligações triplas)
Observações: * Quanto maior a energia de ligação, mais forte é a ligação, ou seja, é mais difícil quebrá-la. Pelo contrário, ligações fracas (de energia de ligação pequena) se quebram facilmente. * Para quebrar uma ligação gastamos energia, no sentido inverso, isto é, quando ligamos dois átomos – a mesma energia será devolvida.
Alguns valores de energia de ligação (kcal/mol) Ligação Energia de ligação C - C 83, 2 C - H 98, 8 C = C 146, 8 C = O 178, 0 C C 200, 6 H - Br 87, 4 H - H 104, 2 C - O 85, 5
Observação: O cálculo das variações de entalpia de qualquer reação química pode ser efetuado a partir das energias de todas as ligações que existem nos reagentes e produtos da reação considerada. Exemplo: Dados os valores de energia de ligação: H – H = 436 k. J/mol C – H = 414 k. J/mol C – C = 347 k. J/mol Cl – Cl = 243 k. J/mol C – Cl = 331 k. J/mol H – Cl = 431 k. J/mol Determine o H para a reação dada: CH 4(g) + Cl 2(g) CH 3 Cl + HCl
Resolução: Energia absorvida Energia liberada C – H = 4. (414) = 1656 C – H = 3. (414) = 1242 Cl – Cl = 243 C – Cl = 331 H = + 1899 H – Cl = 431 H = - 2004 H = + 1899 - 2004 H = - 105 k. J
LEI DE HESS “A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação”. Conseqüências: n As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas. n Multiplicando ou dividindo uma equação termoquímica por um valor diferente de zero, o valor do H será também multiplicado ou dividido pelo mesmo valor. n Invertendo uma equação termoquímica, inverte-se o sinal do H.
Exemplo: Dadas as equações termoquímicas: I. C(grafite) + 2 H 2(g) CH 4(g) H = - 18 kcal/mol II. C(g) + 2 H 2(g) CH 4(g) H = - 190 kcal/mol Calcule o calor envolvido na reação: . C(grafite) C(g)
a) Manter a equação I C(grafite) + 2 H 2(g) CH 4(g) H = - 18 kcal/mol b) Inverter a equação II CH 4(g) C(g) + 2 H 2(g) H = + 190 kcal/mol c) Soma das equações I e II C(grafite) + 2 H 2(g) CH 4(g) H = - 18 kcal/mol CH 4(g) C(g) + 2 H 2(g) H = + 190 kcal/mol C(grafite) C(g) H = + 172 kcal/mol
Exemplo n (UFPR) Os propelentes de aerossol são normalmente clorofluocarbonatos (CFCs), como freon-11 (CFCl 3) e freon-12 (CF 2 Cl 2). Tem sido sugerido que o uso continuado destes pode reduzir a blindagem de ozônio da estratosfera, com resultados catastróficos para os habitantes de nosso planeta. Na estratosfera, os CFCs e o O 2 absorvem radiação de alta energia e produzem, respectivamente, átomos de Cl e átomo de O. Dadas as equações termoquímicas: O 2 + Cl Cl. O + O H = + 64 kcal O 3 + Cl Cl. O + O 2 H = - 30 kcal Calcular o valor do H em módulo e em kcal, para a reação de O 3 + O 2 O 2
n Inverter a primeira equação: Cl. O + O O 2 + Cl H = - 64 kcal n Manter a segunda equação: O 3 + Cl Cl. O + O 2 H = - 30 kcal n Somar as equações: Cl. O + O O 2 + Cl H = - 64 kcal O 3 + Cl Cl. O + O 2 H = - 30 kcal O 3 + O 2 O 2 H = - 94 kcal
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