Curso Técnico em Química – Profª Cristina Lorenski Ferreira Comp. Curricular Físico-Química – 3º módulo TERMOQUÍMICA A Termoquímica é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. A origem da energia envolvida numa reação química decorre, basicamente, de um novo arranjo para as ligações químicas. O conteúdo de energia armazenado, principalmente na forma de ligações é chamado de ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e simbolizado por H (heat). 1. As medidas do Calor: 1 cal = 4,18 J 1 kcal = 1000 cal 1 kJ = 1000 J 2. Classificação das Reações termoquímicas: a) Reação Endotérmica: Quando a energia interna total dos reagentes for menor do que a dos produtos formados, a reação somente poderá ser processada se puder absorver, no mínimo, a energia que falta. Logo: H Produtos > H Reagentes: H > 0 LUZ C6H12O6 + 6O2 Fotossíntese: 6CO2 + 6H2O Fe3O4(S) 3Fe(s) + 2O2(g) H= + 267,0 kcal ou Fe3O4(S) 3Fe(s) + 2O2(g) - 267,0 kcal b) Reação Exotérmica:: Quando a energia interna total dos reagentes for maior do que a dos produtos formados, haverá uma sobra de energia; consequentemente, a reação irá liberar energia. Logo: H Produtos < H Reagentes: H < 0 Combustão de etanol: C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O 2C(S) + 3H2(g) C2H6(g) H= – 20,2 kcal ou 2C(S) + 3H2(g) C2H6(g) + 20,2 kcal 3. Calores de Reação: HP: entalpia do produto HR: entalpia do reagente H: variação de entalpia H = ΣH Produtos – ΣH Reagentes 4. Equação Termoquímica:É a representação de uma reação química em que está especificado: Equação química ajustada O estado físico de todas as substâncias. Variedade alotrópica (quando existir). Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produto formado ou reagente consumido. Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o ∆H. 5. Alotropia: Formas alotrópicas Estáveis Instáveis O2 O3 C grafite C diamante Estáveis P4 fósforo vermelho S8 rômbico Instáveis P4 fósforo branco S8 monoclínico 6. Estado padrão de uma substância: ∆H° - Entalpia padrão: medida à 25°C e 1 atm. 7. Tipos de Entalpia ou Calores de Reação a) Entalpia de Mudança de Fase: b) Entalpia de Formação: Energia envolvida na formação de 1 mol de substância simples no estado alotrópico mais comum. H2O(s) → H2O(l) ∆H = + 1,7 kcal/mol H2(g) + 1/2O2(g) → 1 H2O(l) ∆H°f = - 68,3 kcal /mol H2O(l) → H2O(s) ∆H = - 1,7 kcal/mol C (grafite) + O2(g) → 1 CO2(g) H2O(l) → H2O(g) ∆H = + 10,5 kcal/mol C (diamante) + O2(g) → 1 CO2(g) H2O(g) → H2O(l) ∆H = - 10,5 kcal/mol ∆H°f = - 94,1 kcal /mol ∆H°f = - 94,5 kcal /mol Obs: ↓ ∆H ↑Estabilidade ∆HC grafite ˂ ∆H C diamante Logo: C grafite é mais estável! Obs: Variedade alotrópica mais estável é mais abundante na natureza e apresenta menor conteúdo energético. A entalpia molar (H) da substância no estado alotrópico mais estável e na condição padrão = 0 Exercício 1: Calcular a variação de entalpia da reação NH3(g) + HBr(g) → NH4Br(s) , conhecendo as seguintes entalpias padrão de formação, em kJ/mol: NH3(g) = -45,9 ; HBr(g)= -36,3; NH4Br(s)= -270,8. RESPOSTA: -188,6 kJ/mol. c) Entalpia de Combustão: Corresponde à energia liberada na combustão total de 1 mol de uma determinada substância, supondo-se no estado padrão todas as substâncias envolvidas nessa combustão. Combustão do metano: 1 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H= -212,8 kcal/mol Combustão do etanol: 1 C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H= -327,6 kcal/mol Exercício 2: Sabendo–se os valores das entalpias de formação a 25°C: *94,1 kcal/mol para CO2 (g) *68,3 kcal/mol para H2O (l); *66,4 kcal/mol para C2H5OH (l| a) Escreva a reação que corresponde a essa combustão. b) Calcule o calor envolvido na queima de 92g de etanol. Resposta: 653,4 kcal 8. Energia de Ligação: É a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na quebra de 1 mol de ligações químicas entre 2 átomos, considerando todas as substâncias no estado gasoso, a 25°C e 1 atm. H H ou H2(g) → 2H(g) ∆H= + 435,5 kJ/mol (São necessários 435,5 kJ para quebrar 1 mol de ligações simples.) O O ou O2(g) → 2O(g) ∆H= + 497,8 kJ/mol (São necessários 497,8 kJ para quebrar 1 mol de ligações duplas.) N N ou N2(g) → 2N(g) ∆H= + 943,8 kJ/mol (São necessários 943,8 kJ para quebrar 1 mol de ligações triplas.) Ex.: CH4(g) → C(g) + 4 H(g) ∆H= +1 651,6 kJ → Portanto: São necessários 1651,6kJ para quebrar 4 ligações C logo, para quebrar cada ligação C H , teremos gasto 1651,6 / 4 = 412,9 kJ por mol de ligações C H. H Atenção: - Quanto maior é a energia de ligação, mais forte é a ligação, ou seja, é mais difícil quebrá-la. - Assim como as entalpias padrão de formação das substâncias podem ser usadas para o cálculo das variações de entalpia das reações das quais essas substâncias participam, as ENERGIAS DE LIGAÇÃO também permitem calcular as variações de entalpia das reações químicas. Exemplo: A seguir uma tabela com os valores das energias de ligação (kJ /mol): H I 298,4 Cl Cl 242,0 H Cl 430,9 I I 150,9 Exercício 3: A partir dos dados acima, calcular a variação de entalpia da reação: 2 HI(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + I2(g) LEI DE HESS A lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que: A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. A partir da aplicação da lei de Hess podemos calcular o ∆H de uma reação x pela soma de reações de ∆H conhecidos, cujo resultado seja a reação x. - As equações químicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas; - Invertendo uma equação termoquímica, devemos inverter o sinal do ∆H; - Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valo de ∆H será também multiplicado (ou dividido) por esse número. É importante lembrar que as entalpias das reações podem ser calculadas por três caminhos: 1. A partir das entalpias de formação das substâncias que participam da reação; 2. A partir das energias de ligação existentes nas moléculas das substâncias que participam da reação; 3. Pela lei de Hess, somando algebricamente várias equações com variações de entalpia já conhecidas, de modo a obter a equação (e a variação de entalpia desejada).