TERMOQUMICA Termoqumica o estudo das quantidades de calor

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TERMOQUÍMICA

TERMOQUÍMICA

Termoquímica É o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações

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:

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

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)

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)

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

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)

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.

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

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

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.

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,

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

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

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

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)

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

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

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 =

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

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

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

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

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

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

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

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 =

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

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

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