TERMOQUÍMICA

TERMOQUÍMICA
Prof. Neif Nagib
[email protected]
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.
Nesses
fenômenos
transformações
físicas
e
ocorrem
(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
arranjo para as ligações químicas.
novo
CONCEITOS IMPORTANTES
CALOR - energia que flui de um sistema com
temperatura mais alta para o outro com
temperatura mais baixa.
SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo
para estudo.
ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um
sistema através de reações químicas.
ENERGIA - resultado do movimento e da força
gravitacional existentes nas partículas formadoras
da matéria.
TRABALHO - deslocamento de um corpo contra
uma força que se opõe a esse deslocamento.
PROCESSOS FÍSICOS
PROCESSOS QUÍMICOS
REAÇÕES QUÍMICAS
Na fotossíntese ocorre absorção de calor.
6 CO 2 + H2 O
luz
→
clorofila
C6H12O6 + 6 O2
Na combustão do etanol ocorre liberação de
calor.
C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
As reações podem ser de dois tipos:
Quando envolve absorção de calor, denomina-se
REAÇÃO ENDOTÉRMICA. (esfriam o ambiente).
(ex: fotossíntese, cozimento de alimentos...)
Quando envolve liberação de calor, denomina-se
REAÇÃO EXOTÉRMICA. (aquecem o ambiente).
(ex: processos de combustão, respiração animal..)
ENTALPIA ( H )
É o conteúdo energético de um sistema.
Num sistema químico ocorrerá um variação de entalpia
denominada de (ΔH ).
onde teremos que :
Hr = entalpia dos reagentes (inicial)
Hp = entalpia dos produtos (final)
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
∆H=Hp–Hr
Considerando : HR < HP teremos o ∆ H > 0
A
+
CH4(g)
B
+ CALOR →
→ C(gr) + 2H2(g)
C
+
D
∆H = + 17,9kcal/mol
CH4(g) + 17,9kcal/mol → C(gr) + 2H2(g)
REAÇÃO EXOTÉRMICA
∆H=Hp–Hr
Considerando : HR > HP teremos o ∆H < 0
A
+
B
C
→
+
D + CALOR
C(gr) + O2(g)
→ CO2(g)
C(gr) + O2(g)
→
∆ H = – 94,0 kcal/mol
CO2(g) + 94,0 Kcal/mol
EXEMPLOS DE REAÇÕES
CH4(g) → C(grafite) + 2H2(g)
∆ H = + 17,9 kcal/mol
Fe3O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O2(g) ∆ H = + 267,0 kcal
C(grafite ) + O2(g)
→
CO2(g
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
∆ 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
1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ΔH°f = -286KJ
2 – Entalpia de combustão (ΔH°C)
É o calor liberado na queima de 1 mol de uma
substância no estado-padrão.
Queima do enxofre :
S(s) + O2(g) → SO2(g)
ΔH° = -78 KJ/mol
Combustão do metano:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O (g)
ΔH = - 802 kJ/mol
Durante a digestão dos animais ruminantes ocorre a formação do
gás metano (constituído pelos elementos carbono e hidrogênio)
que é eliminado pelo arroto do animal. Por dia, cada cabeça de
gado produz cerca de (50/365) kg de metano. Se fosse possível
recolher essa quantidade de gás, poderia haver valiosa aplicação,
uma vez que, na combustão total do metano é gerada energia
térmica que poderia ser utilizada para aquecer água. Para
calcular a variação de entalpia de combustão do metano, um
estudante dispunha das entalpias-padrão de formação abaixo e
realizou a combustão do Metano conforme a reação:
CH4 (g) +
2 O2 (g) 
CO2 (g)
+
2 H2O (g)
Calcule o valor encontrado, em kJ/mol, para a combustão do CH4 .
Dadas entalpias-padrão de formação
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g)
-75
+ 2.0
-393
+ 2 (-242)
H = HP - HR
ΔH = [ -393 + 2(-242) ] - [ -75 + 2 . 0 ]
ΔH = - 877 + 75
Resposta :
H = - 802 kJ/mol
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 = ?
(+ 1 ) I.
C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
Δ H = - 94,05 kcal
(+ 2 )
II. 1 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
Δ H = - 68,32 kcal
(- 1 )
III. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) Δ H = - 212,87 kcal
C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
ΔH = - 94,05 kcal
Δ H = 2.(- 68,32) kcal
CO2(g) + 2 H2O(l) → CH4(g) + 2 O2(g) Δ H = + 212,87 kcal
-----------------------------------------------------------------------------
C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g)
Δ H4 = Δ H1 + Δ H2 + Δ H3
Resposta : Δ H4 = - 17,82 kcal
Entalpia de Ligação (ΔH°L)
Energia necessária para o rompimento de
um mol de ligações entre um dado par de
átomos, no estado gasoso.
Energia fornecida para romper 1 mol de
ligações entre dois átomos em um sistema
gasoso a 25 ºC e 1 atm.
 Reagentes: processo endotérmico – quebra
de ligações
 Produtos: processo exotérmico – formação
de ligações
∆H da reação =
Calor absorvido na
quebra das
ligações presentes
nos reagentes
(H>0)
+
Calor liberado na
formação das
ligações
presentes nos
produtos (H<0)
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
O gás cloro (Cl2), amarelo-esverdeado, é altamente
tóxico. Ao ser inalado, reage com a água existente nos
pulmões, formando ácido clorídrico (HCl), um ácido
forte capaz de causar graves lesões internas,
conforme a seguinte reação:
Utilizando os dados constantes na tabela a seguir,
Marque a opção que contém o valor correto da
variação de entalpia verificada, em KJ/mol.
a) + 104
Cl2
+
Cl - Cl
+
243
+
b) + 71
c) + 52
H2O
→
H -O-H →
2 . 464
Hr = + 1171
→
d) – 71
HCl
H - Cl
431
+
+
+
e) - 104
HClO
H – O - Cl
464 + 205
Hp = - 1100
H = Hr + Hp = + 1171 – 1100
H = + 71 KJ / mol
A redução das concentrações de gases responsáveis
pelo efeito estufa constitui o desafio central do
trabalho de muitos pesquisadores. Uma das
possibilidades para o sequestro do CO2 atmosférico
é sua transformação em outras moléculas. O
diagrama a seguir mostra a conversão do gás CO2
em metanol.
Hr > Hp
Hr > Hp
Hr
Hr < Hp
Hp
a) Indique as etapas endotérmicas e exotérmicas.
Etapa endotérmica: II  III
Etapas exotérmicas: I  II e III  IV
b) Calcule a variação da entalpia na conversão do CO2 em metanol.
Ainda hoje, é muito comum as pessoas utilizarem vasilhames de barro
(moringas ou potes de cerâmica não esmaltada) para conservar água a
uma temperatura menor do que a do ambiente. Isso ocorre porque:
a) o barro isola a água do ambiente, mantendo-a sempre a uma
temperatura menor que a dele, como se fosse isopor.
b) o barro tem poder de "gelar" a água pela sua composição química. Na
reação, a água perde calor.
c) o barro é poroso, permitindo que a água passe através dele. Parte
dessa água evapora, tomando calor da moringa e do restante da água,
que são assim resfriadas.
d) o barro é poroso, permitindo que a água se deposite na parte de fora
da moringa. A água de fora sempre está a uma temperatura maior que a
de dentro.
e) a moringa é uma espécie de geladeira natural, liberando substâncias
higroscópicas que diminuem naturalmente a temperatura da água.
O pequeno produtor, ao transportar seus produtos para as
feiras, pode utilizar o etanol como combustível no seu veículo.
A cana-de-açúcar é uma fonte de sacarose, matéria-prima para
a obtenção industrial desse combustível. A reação de
fermentação da sacarose para a obtenção do álcool etílico
pode ser representada pela equação:
Partindo-se de uma quantidade de caldo de cana que contenha
684 g de sacarose e admitindo-se um rendimento de 80 %,
calcule, em kJ, a energia liberada na combustão do álcool
etílico formado na reação, sendo o seu calor de combustão
1.230 kJ/mol.
A energia liberada na combustão do álcool etílico formado na reação é :
a) - 9.840
b) + 9.840
Sacarose
c) - 2.460
Álcool
Álcool
342g -------- 4 . 46g
684g --------
d) - 7.872
X
Y ------ 80%
Y = 294,4g do álcool
Energia liberada
46g ------------- 1.230 KJ
294,4g ----------Z = 7.872 KJ ou
Rendimento
368g ------ 100%
X = 368g do álcool
Álcool
e) + 7.872
Z
ΔH = - 7.872 KJ