Termoquímica: calor e os processos químicos

Termoquímica:
calor e os processos químicos
Profa. Karen
Termoquímica:
1)calor e unidades para expressá-lo
2)Entalpia e variação de entalpia
3)A lei de Hess
4)Estado-padrão
5)Entalpia padrão de combustão
6)Entalpia padrão de formação
7)Energia de ligação
TERMOQUÍMICA
Termoquímica:
É a parte da Química que estuda as variações de energia que
acompanham as reações químicas.
Conceito de calor
A energia tranferida entre dois corpos (ou entre
diferentes partes de um mesmo corpo) que têm
temperaturas diferentes é denominada calor ou
energia.
A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da
energia com a matéria. Assim como nas mudanças de estado
físico, as transformações da matéria ocorrem com absorção
ou liberação de energia.
Absorção de calor:
Os Processos que liberam calor são denominados de
processos exotérmicos.
Os Processos que absorvem calor são denominados de
processos endotérmicos.
-Sistema aberto
- Sistema Fechado
- Sistema Fechado e isolado
Nas reações químicas ocorrem tanto a ruptura
formação de ligações intramoleculares.
como a
Para determinar se um processo é exo ou endotérmico, devese considerar:
A energia absorvida para a ruptura das ligações reagentes
A energia liberada na formação das ligações dos produtos
O saldo energético entre elas indica se o processo libera ou
absorve energia.
Entalpia e variação de entalpia
Entalpia de reação é a energia absorvida ou liberada em
uma reação.
No Sistema Internacional de Unidades a unidade da
entalpia é o joule (J), e esta grandeza é geralmente
representada pelo símbolo H.
A variação de entalpia é representado pelo símbolo Δ H.
Só é possível calcular o valor do ΔH se forem
conhecidas as entalpias absolutas dos reagentes (HR) e
dos produtos (HP): .
Reação endotérmica
Reação exotérmica
Exercícios
01)Analise a figura abaixo, assinale (V) ou (F), nas proposições
abaixo, com base na reação química de combustão do gás
hidrogênio.
( ) Ocorre liberação de calor, ou seja, o processo é exotérmico.
( ) Ocorre absorção de calor, ou seja, o processo é endotérmico.
( ) Os reagentes ganham calor ao se
converter em água.
( ) O calor envolvido na formação de
180 g de água é de 2.416 kJ.
( ) Hprodutos > Hreagentes
04.(Mackenz ie-SP)
Fe2O3(s) + 3 C(s) + 491,5 kJ  2 Fe(s) + 3 CO(g)
Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico,
segundo a equação acima, assinale V ou F:
(
(
(
(
) é uma reação endotérmica.
) é uma reação exotérmica.
) A energia absorvida é 491,5 kj
) A energia liberada é de 491,5kj
05. Assinale V ou F:
Fe2O3(s) + 3 C(s)  2 Fe(s) + 3 CO(g) - 491,5 kJ
(
(
(
(
(
(
) é uma reação endotérmica.
) é uma reação exotérmica.
) A energia absorvida é 491,5 kj
) A energia liberada é de 491,5kj
) A Hprod > Hreag
) ΔH > 0
06. Assinale V ou F:
Fe2O3(s) + 3 C(s)  2 Fe(s) + 3 CO(g) ΔH = 491,5 kJ
(
(
(
(
(
(
) é uma reação endotérmica.
) é uma reação exotérmica.
) A energia absorvida é 491,5 kj
) A energia liberada é de 491,5kj
) A Hprod < Hreag
) ΔH > 0
07. Represente a reação acima em um diagrama de entalpia.
Fatores que influenciam no AH
O calor absorvido ou liberado por quaisquer reações químicas
será diferente se modificarmos as condições em que forem realizadas.
Estado físico
A variação de entalpia depende do estado físico dos reagentes
e produtos.
H H2O vapor > H H2O liquido > H H2O sólido
Estado alotrópico
A variação de entalpia assume valores diferentes conforme o estado
alotrópico dos reagentes e produtos.
Ex.:
Cgraf + O2(g)  CO2(g)
AH= -393,5kj
Cdiam + O2(g)  CO2(g)
AH= -395,4kj
Alotropia
A alotropia é um fenômeno associado à ocorrência de
um mesmo elemento em distintas formas denominadas
variedades alotrópicas. Geralmente, a alotropia ocorre devido a
estruturas cristalinas diferentes no sólido ou atomicidade.
Forma alotrópica
Cgrafite
Cdiamante, Cfulereno
O2
O3
Srômbico
Smonociclico
Pbranco
Pvermelho
Cl2 (g)
Cl2 (l)
Alotropos de Carbono:
Diamante, grafite e fulereno, são as formas alotrópicas do
elemento químico carbono.
Estas substâncias diferem entre si pela estrutura cristalina.
Até a metade da década de 1980, só eram conhecidos dois
alótropos do carbono: o duro, incolor e valioso diamante, e a escura,
quebradiça e pouco valiosa grafite.
C fulereno:
Essa nova variedade era bem diferente das outras duas. Em
vez de cristais com uma infinidade de átomos unidos (como o diamante
e a grafite), o novo alótropo é constituído por moléculas com 60 átomos
de carbono (C60). Também foram produzido fulerenos em forma de
tubos cilíndricos, chamados nanotubos.
Alótropos do Oxigênio:
O gás oxigênio e ozônio diferem na atomicidade, isto é, no
número de átomos que forma a molécula.
O oxigênio existe no ar atmosférico, sendo um gás
indispensável à nossa respiração. O ozônio é um gás que envolve a
atmosfera terrestre, protegendo-nos dos raios ultravioleta
Alótropos do Fósforo: as variedades alotrópicas mais comuns
deste elemento são o fósforo vermelho e o fósforo branco, que
diferem entre si pela atomicidade. Fósforo vermelho e fósforo
branco. O fósforo branco é guardado imerso em água, pois, se
exposto ao ar, sofre combustão espontânea.
P4 (n)
Alótropos do Enxofre:
Enxofre rômbico e enxofre monoclínico, que diferem um
do outro pela estrutura cristalina.
Essas duas variações são formadas por moléculas com
oito átomos e são representadas pela fórmula S8, embora os
cristais das duas variedades sejam diferentes.
Estabilidade dos alótropos
A grafite entende-se como sendo mais estável que diamante,
o gás oxigênio é mais estável que ozônio. Isso acontece porque as os
formatos alotrópicos mais estáveis estão presentes na natureza em
maior quantidade.
Forma alotrópica
Mais estável
Menos estável
Cgrafite
O2
Srômbico
Pbranco
Cl2 (g)
Cdiamante, Cfulereno
O3
Smonociclico
Pvermelho
Cl2 (l)
Estado padrão
O estado padrão está associado à forma alotrópica mais
estável a 298K (25oC) de temperatura e pressão de 1 atm.
Nessas condições, convecionou-se que a substância possui
entalpia igual a zero.
Entalpia = 0
Diferente de 0
C (graf), O2(g), S romb, Cl2(g)
C(diam), O3(g), S monoc, Cl2 (l)
Considere a equação a seguir:
2H2 (g) + O2 (g)  2H2O (l)
AH = -572 kj
Assinale V ou F:
(
) É exotermica, liberando 286 kj por mol de oxigenio
consumido.
(
)Exotérmica, liberando 572 kj para dois mols de água
produzida.
(
)Endotérmica, consumindo 572 kj para dois mols de água
produzida.
(
)Endotérmica, liberando 572 kj para dois mols de oxigenio
consumido.
Considere o diagrama de entalpia:
Qual a opção que contém a equação química correta?
a) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g)
b)H2O(l)  H2O(g)
c) H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O (l)
d)H2O(l)  H2(g) + ½ O2(g)
e)H2O (g)  H2(g) + ½ O2(g)
AH = +242 kj/mol
AH = -41kj/mol
AH= +41kj/mol
AH = +283kj/mol
AH= 0kj/mol
Tipos de calor
•Calor sensível:
Provoca apenas a variação da temperatura do
corpo.
A quantidade de calor sensível (Q) que um corpo
de massa m recebe é diretamente proporcional ao seu
aumento de temperatura.
Onde:
Q = calor absorvido pela substância
m = massa da substância
c = calor específico
ΔT = variação de temperatura da substância
Calor específico
Corresponde à quantidade de calor recebida ou
cedida por 1 g da substância para elevar a sua temperatura de
1oC. Expressa-se em cal/g/oC e é representado pela letra c.
É característico de cada substância.
Maior c  menor troca de calor com a vizinhança, ou seja, maior será a
quantidade de calor necessário para aquecê-lo.
•Calor latente:
Provoca algum tipo de alteração na estrutura
física do corpo. É a quantidade de calor que a substância
troca durante a mudança de estado físico.
Para calcular o calor latente de uma substância,
basta dividir a quantidade de calor Q que a substância
precisa ganhar ou perder para mudar de fase pela
massa m da mesma.
L = Q/m
Capacidade calorífica:
Cujo símbolo é C, consiste no quociente entre a quantidade
de calor fornecida a um corpo e a correspondente variação
de temperatura.
C = Q/ΔT ou C = m.c
Medidas de calor:
Cal (Caloria), Kcal , J (Joule) e Kj
Uma das unidades mais comuns é a caloria (cal)
1 caloria (cal): quantidade de calor necessária para elevar em 1oC
a temperatura de 1 grama de água.
As relações abaixo serão muito úteis:
1 quilocaloria (kcal) = 1000 cal ou 103 cal
1 caloria (cal) = 4,18 joules (J)
1 quilojoule (kJ) = 1000 J
1 Kcal = 4,18 kJ
O calor específico de uma substância é 0,5 cal/g.oC. Se a
temperatura de 4 g dessa substância passou de 10oC
para 20 oC, pode-se afirmar que ela absorveu uma
quantidade de calor, em calorias, de:
a) 0,5
b) 2
c) 5
d) 10
e) 20
Um bloco de gelo de massa igual a 300 g encontra-se a
0°C. Para que todo gelo se derreta, obtendo água a 0°C,
são necessárias 24.000 cal. Determine o calor latente de
fusão do gelo em cal/g.
Lei de Hess
A variação de energia de uma reação química é a
mesma, quer o processo se realize em uma ou várias etapas.
Ela depende somente das propriedades das substâncias
inicias e finais.
O valor de AH de um processo será a soma algébrica
dos valores de AH das etapas.
AH = AH1 + AH2
Obs: A lei de Hess demonstra que equação termoquímica podem ser
somadas, multiplicadas, divididas e invertidas.
Calcule o AH da reação abaixo:
Cgraf + ½ O2(g)  CO2 (g) AH = ?
Sabendo que :
Cgraf + O2 (g)  CO2 (g)
AH1 = - 94,1 kcal
CO2 (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g)
AH2 = - 67,7 kcal
Calcular o AH do processo:
2C graf + 3H2 (g) + ½ O2 (g)  C2H5OH (l)
Sabendo que:
Cgraf +O2 (g)  CO2 (g)
AH= -94kcal/mol
H2(g) + ½ O2(g)  H2O (g)
AH= -57,8kcal/mol
C2H5OH (l) + 3O2 (g)  2CO2(g) + 3H2O (g) AH=-327,6kcal/mol
ENTROPIA (S)
É uma forma de energia associada á organização
de um sistema. Quanto mais desorganizado for um
sistema, maior será sua entropia.
Quanto mais a T  0 absoluto (0 Kelvin), menor é a
movimentação das partículas das substâncias e mais
organizado está o sistema . Á medida que a T sobe,
aumenta a desordem e a entropia.
Considere o sistema:
S

L

Ganham entropia a cada etapa
G
Veja o primeiro exemplo:
H2O (l)  H2 (g) + ½ O2 (g)
Há um aumento na entropia, pois o reagente está no
estado líquido, enquanto os produtos estão no estado
gasoso. Enquanto a reação se processa, verifica-se um
aumento da desordem e portanto da entropia.
Podemos calcular a variação de entropia (Δ S) por:
Δ S = Sprodutos - S reagentes
Então: S prod > S reag
ou
Δ S >0
Uma reação espontânea é acompanhada por um aumento
da entropia total.
Veja segundo exemplo:
2NO2 (g)  N2O4 (g)
Há uma redução da entropia mas não por causa do estado físico.
Ocorreu uma redução do número de partículas (2 para 1)
mostrando uma organização maior do sistema no produto.
Considerando que a variação de entropia é dada por:
Δ S = Sprodutos - S reagentes
Logo, S prod < S reag
ou
Δ S <0
ENERGIA LIVRE (G)
É um conceito introduzido por Gibbs e pode ser definido
pela equação:
G =ΔH–T.ΔS
Onde: G – é a energia livre de Gibbs, H- entalpia, T temperatura em Kelvin e S – entropia .
ΔG = Δ H – T . Δ S
ΔG = Δ H – T . Δ S
Uma informação útil que se pode extrair desse conceito
diz respeito á espontaneidade das reações. Dependendo do sinal
de ΔG:
Δ G > 0 a reação não é espontânea
Δ G < 0 a reação é espontânea
Considere estes exemplos:
a) 2NO2 (g)  N2 (g) + 2O2 (g) ;
Dado: AH < 0
Resolução:
AS = ?
> ou < que zero
AS > 0
AG = AH – T . AS
AG =(-AH) – T . AS
AG <0 reação espontânea
(na soma: soma os nrs e repete o sinal)
N2 (g) + 2O2(g)  2NO2 (g)
AS =?
AS < 0
Logo,
AG = AH – T . AS
AG = AH – T . (-AS)
AG >0 reação não espontânea
; Dado: AH >0
Exercícios:
Considerando-se a transformação isotérmica:
N2O (g)  N2 (g)
+ ½ O2 (g) a 25oC
E sabendo que a variação de entalpia (AH) é de -19,5 Kcal/mol e
que a variação de entropia (AS) é 18 cal/K.mol; podemos afirmar
que a variação de energia livre (AG) do sistema é :
a) 19,25 Kcal e espontâneo
b) -19,25Kcal e não espontâneo
c) 24,86Kcal e não espontâneo
d) -24,86 Kcal e não espontâneo