Universidade Federal do Acre Engenharia Agronmica PET Programa
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Universidade Federal do Acre Engenharia Agronômica PET- Programa de Ensino Tutorial Termoquímica Bolsista: Joyce de Q. Barbosa Tutor: Dr. José Ribamar Silva BARBOSA, J. Q. , 2006
Introdução Domínio do fogo; Os estudos Alquimistas; Século XIX: origem da Termodinâmica; Importância da energia para o homem; BARBOSA, J. Q. , 2006
Termodinâmica Conceito Divisão: Termofísica e Termoquímica Termos utilizados: Calorimetria; Calor; Temperatura; Energia (potencial e cinética). BARBOSA, J. Q. , 2006
Termoquímica Conceito As transformações termoquímicas: Transformações endotérmicas: C(s) + 2 S(s) + 79, 5 kj CS 2(l) BARBOSA, J. Q. , 2006
Transformações exotérmicas: 1 C 2 H 6 O(l) + 3 O 2(g) 2 CO 2(g) + 3 H 2 O(g) + 1369 kj Entalpia(H) Conceito BARBOSA, J. Q. , 2006
Reação exotérmica: libera calor A + B C + D + calor Hi Hf Hf < Hi H ΔH=Hf - Hi ΔH<0 Reação endotérmica: absorve calor A + B + calor C + D Hi Hf > H i H ΔH=Hf -Hi Hf ΔH> 0 BARBOSA, J. Q. , 2006
Diagramas de Entalpia Caminho da reação Processo exotérmico Caminho da reação Processo endotérmico BARBOSA, J. Q. , 2006
ΔH nas mudanças de estado físico: Sublimação Vaporização Fusão Sólido Líquido Solidificação Gasoso Liquefação Sublimação BARBOSA, J. Q. , 2006
Equação Termoquímica Inclui: Reagentes, produtos e coeficientes; Estado Físico; Condições de P e T; ∆H. Ex 1. 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O(l) ΔΔH = - 547 KJ (25 0 C e 1 atm) BARBOSA, J. Q. , 2006
Observações: ΔH varia com os coeficientes da equação; Ex 2. 4 H 2(g) + 2 O 2(g) 4 H 2 O(l) ΔH = 2 (-547) kj Quando a unidade do ΔH for kj/mol: Refere-se a qualquer substância da equação termoquímica que possua coeficiente igual a 1. BARBOSA, J. Q. , 2006
Ex. : 1 CH 4(g) + 2 O 2(g) 1 CO 2(g) + 2 H 2 O(l) Δ H = - 890 kj/mol Interpretação: Processo libera 890 kj/mol de CH 4(g) que reage ou por mol de CO 2 formado. Relação: 1 Kcal = 4, 18 kj BARBOSA, J. Q. , 2006
Principais Tipos de Entalpia (H) Entalpia de Formação Entalpia das substâncias cálculo do ΔH de uma reação; Não pode ser medida experimentalmente; Variação de Entalpia : medida em calorímetro; ΔH = H f - Hi BARBOSA, J. Q. , 2006
Tipos Principais de Entalpia (H) Estado de Referência (Entalpia Zero): Substâncias simples no estado mais está-vel e em condições ambientes (25 0 C, Ex. H 2 H = zero 1 atm). O 2 H = zero Produção de 1 mol de H 2 O a partir de substân-cias simples no estado padrão. H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(l) ΔH = - 286 H=0 H=? kj/mol experimentalmente BARBOSA, J. Q. , 2006
Qual a entalpia de formação de 1 mol de H 2 O(l) ? H 2(g) + ½ O 2(g) 0 ∆H = - 286 kj/mol H 2 O(l) -286 ∆H = Hf - Hi - 286 = H f - (0) Hf = - 286 kj/mol (calor de formação) BARBOSA, J. Q. , 2006
Entalpia de Formação: Calor liberado ou absorvido para formar 1 mol de substância composta a partir de uma substância simples em estado padrão. Entalpia de uma substância composta é numericamente igual a sua entalpia de formação. BARBOSA, J. Q. , 2006
Entalpia de Combustão: queima de uma substância; exotérmica; reação com O 2 e rápida; combustível + comburente. Ex. Substância X + O 2 Substância Y + Calor BARBOSA, J. Q. , 2006
Equação de combustão: Ex. H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(l) A reação mostra ΔH = - 286 kj/mol Formação de 1 mol de H 2 O(l) ou Combustão de 1 mol de H 2(g) ΔH de formação de H 2 O(l)= ΔH de combustão de H 2(g) BARBOSA, J. Q. , 2006
Exercícios: Entalpia de formação e combustão Qual o ∆H da reação de transformação de NO 2(g) em N 2 O 4(g) ? Dados: Substâncias Entalpias (kj/mol) NO 2(g) + 34 N 2 O 4(g) + 10 Balancear a equação: 2 NO 2(g) N 2 O 4(g) 2 mols 1 mol 2(+34) 1(10) ∆H = 10 - 68 ∆H = - 58 kj/mol BARBOSA, J. Q. , 2006
Determine a entalpia da reação de combustão do propano (C 3 H 8). Dados: C 3 H 8(g) Entalpia de formação (kj/mol) -104 O 2(g) zero CO 2(g) -394 H 2 O(l) - 286 Substâncias BARBOSA, J. Q. , 2006
Equação Balanceada: 1 C 3 H 8(g) + 5 02(l) 3 CO 2(g) + 4 H 2 O(l) 1 mol 1 (- 104) 5 mols 5 (0) 3 mols 3 (- 394) Hr= - 104 ∆H = Hp – Hr ou ∆H = - 2326 - (- 104) 4 mols 4 (- 286) Hp= - 2326 ∆H = Hf - Hi ∆Hreação = - 2222 Entalpia de Combustão do propano = - 2222 kj/mol BARBOSA, J. Q. , 2006
A Lei de Hess e o ΔH das reações Princípio ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 + ∆H 3 … Entalpia Hf H 3 H 2 Hi H 1 Caminho da reação BARBOSA, J. Q. , 2006
Ex. Calcular o ∆H da tranformação: Cgrafite Cdiamante a partir das seguintes reações: I) Cgrafite + O 2(g) CO 2(g) ∆H = - 394 kj II) Cdiamante + O 2(g) CO 2(g) ∆H = - 396 kj Conservamos intacta a equação I: Cgrafite + O 2(g) CO 2(g) ∆H = - 394 kj Invertemos a equação II: CO 2(g) Cdiamante + O 2(g) ∆H = + 396 kj BARBOSA, J. Q. , 2006
Soma algébrica das equações: Cgrafite + O 2(g) CO 2(g) ∆H = - 394 kj CO 2 Cdiamante + O 2 ∆H = + 396 kj Cgrafite Cdiamante ∆H = ? Pela Lei de Hess: ΔH= Δ H 1 + Δ H 2= (- 394) + (+396)= +2 kj A transformação de 1 mol de grafite em diamante é endotérmica e absorve 2 KJ de energia. BARBOSA, J. Q. , 2006
Ex. Calcular o ∆H da síntese do diborano a partir dos elementos químicos, de acordo com a equação abaixo: 2 B(s) + 3 H 2(g) B 2 H 6(g) Dados: I) 2 B(s) + 3/2 O 2(g) B 2 O 3(s) ∆H = - 1273 kj II) B 2 H 6(g) + 3 O 2(g) B 2 O 3(s) + 3 H 2 O(g) ∆H = - 2035 kj III) H 2(g) + 1/2 O 2(g) H 2 O(s) ∆H = - 242 kj Conservar intacta a equação I. Inverter a equação II. Multiplicar a equação III por 3. BARBOSA, J. Q. , 2006
Soma algébrica das equações: 2 B(s) + 3/2 O 2(g) B 2 O 3(s) ∆H = - 1273 kj B 2 O 3(s) + 3 H 2 O(g) B 2 H 6(s) + 3 O 2(g) ∆H = + 2035 kj 3 H 2(g) + 3/2 O 2(g) 3 H 2 O(s) 2 B(s) + 3 H 2(g) B 2 H 6(g) ∆H = 3(- 242 ) kj ∆H = ? Pela lei de Hess: ∆H = ∆H 1 +∆H 2 +∆H 3 ∆H = (-1273) + (2035) + 3(-242) ∆H= + 36 kj A síntese do diborano é endotérmica e absorve 36 kj/mol. BARBOSA, J. Q. , 2006
Considerações Finais As transformações químicas ocorrem com absorção ou liberação de calor; Reações endotérmicas; Reações exotérmicas; Entalpia; Estado Padrão e entalpia de formação e de combustão; Aplicação da Lei de Hess. BARBOSA, J. Q. , 2006
Obrigada pela atenção! Joyce de Q. Barbosa BARBOSA, J. Q. , 2006
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