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TERMOQUÍMICA
A QUÍMICA
DOS EFEITOS
ENERGÉTICOS.
Profª. Norilda Siqueira de Oliveira
www.norildasiqueira.wikispaces.com
Os princípios fundamentais do calor e do
trabalho se aplicam no estudo de uma reação
química e nas mudanças do estado físico de
uma substância.
OBSERVE OS
FENÔMENOS
Nesses fenômenos ocorrem transformações
físicas e (ou) químicas envolvendo vários
tipos de energia.
As variações de energia, nas reações químicas,
manifestam-se sob a forma de calor
(geralmente) e luz liberada ou absorvida.
A origem da energia de uma reação
decorre basicamente, de um novo arranjo
para as ligações químicas.
A energia é conservativa, não pode ser
criada
ou
destruída.
Apenas
transformada!
Se liga!

Não confunda “temperatura” com “calor”!!!




CALOR é a energia em trânsito de um corpo a uma
temperatura mais alta para um corpo a uma temperatura mais
baixa. Ou seja, há variações de temperatura.
Quando você sente uma sensação quente, é porque recebeu
energia .
Quando a sensação é de frio, significa que você perdeu
energia.
O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES
DE REAÇÃO É DENOMINADO
CALORIMETRIA.
O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA
REAÇÃO É DENOMINADO
CALORÍMETRO.
Como o calor pode ser medido?

Calorímetro: para
reações em meio
aquoso.

Bomba calorimétrica:
para reações de
combustão.
Nos dois casos o calor é transferido para uma massas de água e
obtido a partir da expressão: Q = m. C. ∆T
Medidas de calorias


CALORIA é a quantidade de energia necessária
para aumentar de 1ºC a temperatura de 1 g de água.

JOULE é a quantidade de energia necessária para
deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso,
fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo.

1 cal = 4,18 J

1 kcal = 1000 cal

1 kJ = 1000 J


EXEMPLO









1000cal = 1 Kcal
X
= 13 Kcal
X= 13.000 cal
1000J = 1KJ
X = 55 KJ
X = 55.000 J
1 cal = 4,18 J
X
= 55.000 J
X = 13.157,89 cal
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
(requisitos)

1- O ajustamento da equação química.

2- Os estados físicos e alotrópicos (quando for o caso) de todas
as substâncias.

3-Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produtos
formados ou reagentes consumidos.

4- As condições físicas em que ocorre a reação, ou seja,
temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum)


Alotropia

A forma alotrópica mais estável de uma
substância é aquela que apresenta menor
energia e a esta é atribuído valor de entalpia
igual a zero (H = 0). É costumeiro se indicar
entalpia em condição padrão por ΔH0. Assim,
para as formas alotrópicas do elemento
químico carbono, oxigênio e enxofre,temos...
Estados alotrópicos mais comuns.

Carbono
C(diamante)
C (grafita)

Oxigênio O2(g) e O3(g)
Estados alotrópicos mais comuns.
EFEITOS ENERGETICOS NAS
REAÇÕES QUÍMICAS
Na fotossíntese ocorre absorção de calor.

luz
6 CO 2 + H2 O → C6H12O6 + 6 O2
clorofila

Na combustão do etanol ocorre liberação de calor.


C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
As reações podem ser de dois tipos:




Quando envolve liberação de calor, denomina-se
REAÇÃO EXOTÉRMICA. (aquecem o ambiente).
(ex: processos de combustão, respiração animal..)
Quando envolve absorção de calor, denomina-se
REAÇÃO ENDOTÉRMICA. (esfriam o ambiente).
(ex: fotossíntese, cozimento de alimentos...)
CÁLCULO DA VARIAÇÃO DE
ENTALPIA

∆ H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)

Se
HR > HP

Se
HR < HP

HP = ENTALPIA PRODUTO

HR = ENTALPIA REAGENTE

∆H = VARIAÇÃO DE ENTALPIA
∆H < 0
∆H > 0
EXO
ENDO
REAÇÃO EXOTÉRMICA

A + B
C(grafite ) + O2(g)

C(grafite ) + O2(g)
→
→
→
C
CO2(g)
+ D + CALOR
∆H=
CO2(g) + 94,0 Kcal/mol
– 94,0 kcal/mol
REAÇÃO EXOTÉRMICA
∆H=Hp–Hr
∆ H = 10 - 20 = - 10
HR > HP
∆ H < 0 EXO
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
A + B + CALOR → C +
→ C(grafite)

CH4(g)
+ 2H2(g)

CH4(g) + 17,9kcal/mol
→
∆H=
+ 17,9kcal/mol
C(grafite) + 2H2(g)
D
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
∆H=Hp–Hr
∆ H = 20-10 = + 10
Se HR < HP ∆ H > 0 ENDO
Exemplos de reações

CH4(g)
→
Fe3O4(s)


→
C(grafite)+ 2H2(g)
∆H=
3 Fe(s) + 2 O2(g)
∆ H = + 267,0 kcal
C(grafite ) + O2(g)
2 H2(g) + O2(g)
→
→
CO2(g)
2 H2O(l)
+ 17,9 kcal/mol
∆H=
– 94,0 kcal/mol
∆ H = – 136,8 kcal/mol
Tipos de entalpia ou
calores de reação.
1- Entalpia de formação (ΔH°f)

É o calor liberado ou absorvido na formação
de 1 mol de uma substância no estado-padrão,
a partir de substância simples.

Ex: Formação da Amônia
N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ΔH°f = -286KJ

2 –Entalpia de decomposição (ΔH°d)

Pode ser considerada como a entalpia inversa a
de formação de uma substância.
H2O2(l) → H2O(l) + ½ O2 (g)
∆ H = -90 KJ/mol
3 – Entalpia de combustão (ΔH°C)

É o calor liberado na queima de 1 mol de uma
substância no estado-padrão.

Ex: Queima do enxofre
S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH°C = -78 KJ/mol

Reação de combustão de matéria
orgânica ( C, H, O)

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O (l) ΔH = - 802 kJ/mol
(energia liberada)

Combustão incompleta do metano:
CH4(g) + 3/2 O2(g) → CO(g) + 2H2O(l) ΔH = - 520 kJ/mol

CH4(g) + O2(g) → C(s) + 2H2O(l)

ΔH = - 408,5 kJ/mol
4 – Entalpia de dissolução (ΔH°d)

É a variação de entalpia que acontece
durante a dissolução de um mol de uma
dada substância numa determinada
quantidade de solvente, originando uma
concentração específica, geralmente diluição
infinita.
5 – Entalpia de neutralização (ΔH°n)

É a variação de entalpia que ocorre durante
a neutralização de um mol de íons H+ com
um mol de íons OH -, ambos em soluções
diluídas. (ocorre entre um ácido e uma base).
6 – Entalpia de ligação (ΔH°l)

Energia necessária para o rompimento de
um mol de ligações entre um dado par de
átomos, no estado gasoso.
CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE
ENTALPIA


LEI DE HESS
A entalpia de uma reação depende apenas dos
estados iniciais e finais da reação, não depende
dos estados intermediários, ou seja a reação
é a mesma para uma ou mais etapas.
C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = ?



I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
III. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
Δ H = - 94,05 kcal
Δ H = - 68,32 kcal
Δ H = - 212,87 kcal

C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
CO2(g) + 2 H2O(l) → CH4(g) + 2 O2(g)
ΔH = - 94,05 kcal
Δ H = 2.(- 68,32) kcal
Δ H = + 212,87 kcal

C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g)
Δ H = - 17,82 kcal


BIBLIOGRAFIA



Peruzzo, Francisco Miragaia. Química na
abordagem do cotidiano: volume 2, ensino
médio. São Paulo: Moderna, 2003.
Google. Disponível em
<http://images.google.com.br/images>.
Google. Disponível em
<www.coladaweb.com>