Termoquimica Com Imagens

OLÁ! Nesse momento você está sentindo frio ou calor?

Termoquí mica

Introdução Um dos grandes problemas mundiais é a constante necessidade de geração de energia.

A Termoquímica aplicada de forma consciente possibilita uma solução viável (econômica e ecológica) para essa crescente demanda aliada à conservação da natureza.

O ciclo da água envolve troca de calores

Definição A Termoquímica estuda a quantidade de energia, na forma de calor, envolvida numa transformação química, sendo que uma reação química pode liberar ou absorver calor. A Termoquímica é um ramo da termodinâmica que se ocupa com a liberação e a absorção de calor durante uma transformação (Russel, 1981)

Tipos de Transformações

• Exotérmicas:

– São aquelas que liberam calor. • Exemplo: queima de carvão

C(s) + O2(g) ⃗ CO2(g) + calor

• Endotérmicas: – São aquelas que absorvem calor. • Exemplo: decomposição do calcário.

CaCO3 + calor ⃗ CaO + CO2(g)

Entalpia de uma substância Lei da conservação da Energia: – A energia não pode ser criada e nem destruída, apenas transformada.

• Entalpia (H): – É o conteúdo calorífico de uma substância. – A diferença entre a entalpia final(Hf) e a entalpia inicial(Hi) chama-se: diferença ou variação de Entalpia (∆H).

Variação de Entalpia (∆ H) É o calor liberado ou absorvido quando uma reação química é realizada à pressão constante.

∆H = Hprodutos – Hreagentes Ex: H2 (l) + 1/2 O2(g)

H2O(l)

∆H = - 68,5 kcal/mol

Reações Exotérmicas São reações que liberam energia (calor). ∆H = Hp – Hr ∆H<0

calor

Formas de se Apresentar uma Reação Exotérmica Cgraf + O2(g)

CO2(g) + 393 kJ ou

Cgraf + O2(g)

CO2(g) ∆H = -393 kJ

Reações Endotérmicas São reações que absorvem energia (calor). ∆H = Hp – Hr calor

∆H > 0

Formas de se Apresentar uma Reação Endotérmica 2Cgraf + 2H2(g) + 52 kJ 2Cgraf + 2H2(g) 2Cgraf + 2H2(g)

C2H4(g)

C2H4(g) ∆H = +52 kJ

C2H4(g) – 52 kJ

Exercício 1.(UEFS – BA) Considere-se a reação: H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ∆H = - 68,3 kcal Pode-se afirmar, em relação à formação de 1 mol de água, que há: a) absorção de 68,3 kcal e a reação é endotérmica. b) absorção de 68,3 kcal e a reação é exotérmica. c) liberação de 68,3 kcal e a reação é exotérmica. d) liberação de 68,3 kcal e a reação é endotérmica. e) liberação de 68,3 kcal e a reação é atérmica.

Exercício 2.(UERJ) Ao se dissolver uma determinada quantidade de Cloreto de Amônio em água a 25 o C, obteve-se uma solução cuja temperatura foi de 15 oC. A transformação descrita caracteriza um processo do tipo: b) Atérmico. c) Adiabático. d) Isotérmico e) Exotérmico. f) Endotérmico.

Estado padrão • Estado físico mais estável; • Forma alotrópica mais estável; • Forma cristalina mais estável; • Nas condições: • Temperatura = 25 oC • Pressão = 1 atm

Formas alotrópicas Elemento

Forma alotrópica Forma alotrópica mais estável menos estável

Oxigênio

O2

O3

Carbono

Cgrafite

Cdiamante

Enxofre

Srômbico

Smonoclínico

Fósforo

Pvermelho

Pbranco

Fatores que influem nas entalpias Os principais fatores que afetam a ∆H de uma reação são: – Estado físico dos reagentes e dos produtos. Hgasoso > Hlíquido > Hsólido

– Estado alotrópico dos reagentes e produtos: • A forma alotrópica de menor entalpia é a mais estável. 18

Convenção Importante • Substância simples, no estado padrão, tem entalpia iguala zero (H=0). • Exemplos (25oC, 1 atm): – Cgrafite ⇛ H = 0 – Cdiamante ⇛ H ≠ 0

O2(L)

⇛H≠0

O2(G)

⇛H=0

O(atomico) ⇛ H ≠ 0 O3(g)

⇛H≠0

Entalpia Padrão de Formação - ∆Hof É a variação de entalpia associada à formação de um mol de uma substância a partir das substâncias simples correspondentes, no estado padrão. Exemplo: – Formação da H2O(l)

H2(G) + ½ O2(G)  H2O(L) ∆Hof = -285,5 kJ

Entalpia Padrão de Combustão É a variação de entalpia associada à combustão completa de um mol de uma substância, supondo-se no estado padrão todas as substâncias envolvidas na reação. Exemplo: – Combustão padrão do Metano (CH4). CH4(G) + 2 O2(G)  CO2(G) + 2 H2O(L) ∆H = -890,4 kJ

Entalpia Padrão de Neutralização É a variação de entalpia verificada na neutralização de 1 mol de H+ por 1 mol de OH-, supondo-se todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25 oC e 1 atm. Exemplo: HClaq + NaOHaq  NaClaq + H2O(L) ∆H = -57,9 kJ

Entalpia de Ligação É a variação de entalpia verificada na quebra de 1 mol de um determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 oC e 1 atm. Exemplo: CH4(G)  C(G) + 4 H(G) ∆H = +1.651,6 kJ

Lei de Hess A variação de entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. ∆H1 = ∆H2+ ∆H3

Exemplo: Transformação da água líquida em gasosa

Calcule a variação de entalpia da reação abaixo 4 NH3 + 7 O2 → 4 NO2 + 6 H2O ΔH = ? • Para determinar o valor de Δ H desse processo, parte-se das seguintes reações, representadas pelas seguintes equações: • Equação 1: N2 + 3 H2 → 2 NH3 Δ H = - 92 kj • Equação 2: N2 + 2O2 → 2 NO2 Δ H = + 68 kj • Equação 3: H2 + ½ O2 → H2O Δ H = - 286 kj

Resolução: 4 NH3 → 2 N2 + 6 H2 Δ H = + 92 kj (x 2) (x 2 copiar) 2 N2 + 4 O2 → 4 NO2 Δ H = + 68 kj ( x 2) (x 6 copiar) 6 H2 + 3 O2 → 6 H2O Δ H = - 286 kj (x 6) ( x 4 inverter)

4 NH3 + 7 O2 →

4 NO2 + 6 H2O

Δ H = 184 + 136 - 1716 Δ H = - 1396 Kj

FUI!