ENERGIA E AS REAÇÕES QUÍMICAS

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1 ENERGIA E AS REAÇÕES QUÍMICAS Termoquímica é a parte da química que estuda as trocas de energia entre o sistema e o meio durante a ocorrência de uma reação química ou de um processo físico. ENTALPIA É o conteúdo energético global que um sistema acumulou do zero absoluto de temperatura até o estado em que se encontra. A entalpia é a energia interma total de um sistema. Processos endotérmicos e exotémicos O processo endotérmico é aquele que ocorre com absorção de calor. Se um pedaço de gelo for deixado sobre a mesa à temperatura ambiente, ele receberá calor do ambiente e isso provocará a fusão do gelo. Logo,a fusão é um processo que absorve calor é endotérmico. Se um mol de óxido de mercúrio sólido se decompõe, à pressão constante, em um mol de mercúrio líquido e meio mol de oxigênio gasoso, ocorre a absorção de 90,7 kj de energia do ambiente. Ou, em equação: Que também pode ser representada por: Então, trata-se de um processo endotémico. Assim,[Entalpia dos produtos] > [Entalpia dos reagentes] H > 0 22

2 O processo exotérmico é aquele que ocorre com liberação de calor. Quando um sistema formado por água líquida é colocado em um congelador, ele perde calor para esse ambiente e, em decorrência disso, ocorre a solidificação da água. Assim, a solidificação da água é um processo que libera calor é exotérmico. Quando um mol de hidrogênio gasoso reage, à pressão constante, com meio mol de oxigênio gasoso para formar um mol de água líquida, ocorre a liberação de 285,8 kj de energia para o meio ambiente. Ou, em equação: Que também pode ser representada por: Então trata-se de um processo exotémico. Assim, [Entalpia dos produtos] < [Entalpia dos reagentes] H < 0 Diagramas de energia H reagente H produto H < 0 H > 0 produto reagente Caminho do processo Reação Exotérmica Caminho do processo Reação Endotérmica Equação termoquímica É a equação química acompanhada dos estados de agregação dos reagentes e produtos, do estado alotrópico ( se houver) da temperatura e da pressão. 23

3 C (graf) + O2 (g) CO2 (g) H = - 94,1 kcal (25ºC, 1 atm) Variação de entalpia Regulador de pressão termômetro É impossível calcular a entalpia de um sistema, mas é possível calcular a variação da entalpia de um sistema que é o calor liberado ou absorvido quando uma transformação ocorre sob pressão constante. O instrumento usado para calcular a variação de entalpia é o calorímetro. reação CALORÍMETRO isolante H reação = H (produtos) - H (reagentes) Entalpia e o estado de agregação O valor da entalpia depende do estado de agregação (estado físico). H 2(g) + 1/2O 2(g) H 2 O (s) H 2(g) + 1/2O 2(g) H 2 O (l) H 2(g) + 1/2O 2(g) H 2 O (g) H = -291,8 kj H = -285,8 kj H = -241,8 kj sólido Mais calor líquido Mais calor gasoso Hsólido < Hlíquido < Hgasoso Estado Padrão A temperatura,a pressão e a forma alotrópica de uma substância influenciam no valor da sua entalpia. Assim, para universalizar a linguagem química,foi adotado um estado padrão. Consideramos uma substância no estado padrão quando ele se encontrar na sua forma alotrópica mais estável a 25º C e 1 atm. 24

4 A IUPAC (união internacional de química pura e aplicada) recomenda utilizar a pressão padrão de 100kPa que é um pouco menor do que 1 atm (101,3 kpa). A entalpia de uma substância no estado padrão será chamada de entalpia padrão ( Hº ). Por convenção, a entalpia padrão de substâncias simples no estado padrão será igual a zero (H 0 = 0). Principais variedades alotrópicas Oxigênio Ozônio Enxofre rômbico Enxofre monoclínico Fósforo branco Fósforo vermelho 25

5 Entalpia padrão de formação ( Hº f ) É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de substância composta partindo de substâncias simples no estado padrão. O calor de formação de uma substância é a entalpia da substância. Tabela Calores padrão de formação a 25 0 C Substância H 0 f, Substância H 0 f, kj mol -1 kj mol -1 CH 4(g) -74,8 H 2 O 2 (l) -187,6 CH 3 OH (l) -239,0 H 2 S (g) -20,6 C 2 H 2(g) 226,8 H 2 SO 4 (l) 814,0 C 2 H 4(g) 52,3 NH 3 (g) -46,1 C 2 H 6(g) -84,6 NH 4 Cl (s) -314,4 CO (g) -110,5 NaCl (s) -412,1 CO 2(g) -393,5 Na 2 O (s) -415,9 HCl (g) -92,3 O 3 (g) 143 H 2 O (g) -241,8 SO 2 (g) -296,8 H 2 O (l) -285,8 SO 3 (g) -395, Entalpia padrão de combustão ( Hº c ) É o calor liberado na combustão completa de 1 mol de substância formando produtos no estado padrão. C 6 H 6(l) + 15/2 O 2(g) 6CO 2(g) + 3H 2 O (l) H = ,6 kj/mol benzeno C 2 H 2(g) + 5/2 O 2(g) 2CO 2(g) + H 2 O (l) H = ,1 kj/mol Etino(acetileno) CO (g) + 1/2 O 2(g) CO 2(g) H = -283,0 kj/mol Monóxido de carbono 26

6 Toda reação de combustão está baseada na combinação de três fatores : Combustível Comburente Calor A falta de um deles interrompe imediatamente a combustão. Entalpia padrão de Ligação ( Hº lig ) É o calor ou a energia absorvida na quebra completa de 1 mol de ligações simples, duplas ou triplas no estado gasoso. Exemplos: Cl 2 (g) 2 Cl (g) H = 58 Kcal N 2 (g) 2 N (g) H = 226 Kcal HCl (aq) H (g) + Cl (g) H = 103 Kcal LIGAÇÃO ENTALPIA (KJ/MOL) H - H 436 H - O 464 N - N 163 N = N 514 N N 946 C - H 413 N - H 389 O = O 498 O - O 134 C = O

7 Lei de Hess Em termodinâmica, a lei de Hess, proposta pelo químico russo Germain Henri Hess em 1840 estabelece que a energia não pode ser nem criada, nem destruída; somente pode ser trocada de uma forma em outra. A lei de Hess é utilizada para prever a transferência de entalpia de uma reação H, quando a reação é lenta, incompleta, explosiva ou quando ocorrem outras reações simultaneamente. A lei de Hess pode ser escrita como: A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final, não importando o caminho da reação. Germain Henri Hess Na aplicação da lei de Hess : Se a equação química é invertida, o sinal de H se inverte também. Se os coeficientes são multiplicados, multiplicar H pelo mesmo fator, ou em outras palavras, multiplicando-se os coeficientes dos reagentes e produtos da equação termoquímica, o valor da variação da entalpia também será dividido por esse número. A lei de Hess permite determinar o H de reações que não ocorrem ou que dificilmente ocorrem na prática, através dos H de outras reações que ocorrem na prática. A maioria dos H de formação são calculados indiretamente pela aplicação da lei de Hess 28

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