FÍSICO-QUÍMICA TERMOQUÍMICA Aula 1

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1 FÍSICO-QUÍMICA TERMOQUÍMICA Aula 1 A termoquímica é parte da termodinâmica e corresponde ao segmento da química que compreende as trocas de calor e seus efeitos nas substâncias e reações químicas. Os primeiros conceitos fundamentais para que compreendamos esse conteúdo são o PODER CALÓRICO dos alimentos e as CALORIAS. PODER CALÓRICO DOS ALIMENTOS: Quando ingerimos um alimento, esse é utilizado em nosso metabolismo, sendo que a sua digestão gera energia para manter o metabolismo do corpo humano. A energia presente nesse alimento é comumente expressa na forma de calorias. CALORIA: unidade de energia que corresponde a quantidade de energia necessária para aquecer em 1 C 1 grama de água pura. Outra unidade utilizada para expressar a energia é o Joule (J). A relação entre calorias e Joule é dada por: 1 cal 4,18 J ou 1 kcal 4,18 kj Como vimos em nossas aulas de física, para medirmos a quantidade de energia presente em um alimento podemos utilizar um calorímetro, que por meio da combustão do alimento/material podemos relacionar a quantidade de energia no material com a quantidade de C em que a água do calorímetro é aquecida. Não iremos nos preocupar com esses cálculos nas próximas aulas mas o importante desse fenômeno é a afirmação que esse processo nos garante: Existe energia armazenada nas substâncias químicas. PROCESSOS ENDOTÉRMICOS E EXOTÉRMICOS Quando avaliamos os processos em que há troca de calor, podemos diferenciá-los entre endotérmicos e exotérmicos. Processo exotérmico: Ocorre com liberação de calor 1º Exemplo: A reação de Combustão do gás metano: CH 4 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (v) + 889,5 kj Macroscopicamente, notamos que essa reação libera energia visto que podemos sentir o calor gerado por meio do aumento da temperatura. O fato do metano ser

2 utilizado como um combustível evidencia que, de fato, a reação de combustão desse gás é EXOTÉRMICA, ou seja, libera energia. 3º Exemplo: pode ser observado quando 1,0 mol de água líquida se solidifica transformando-se em 1,0 mol de água sólida, liberando 7,3 kj. Esse fenômeno pode ser representado pela equação: H 2 O (l) H 2 O (s) + 7,3 kj Podemos notar que nesse caso não se trata de uma reação química, mas sim de uma mudança de estado físico (um fenômeno físico). Portanto, processos exotérmicos podem corresponder a fenômenos químicos e físicos e um esquema geral pode ser considerado: Substâncias no estado inicial Substâncias no estado final + calor Processo endotérmico: Ocorre com absorção de calor 1º Exemplo: Vejamos a reação entre 1,0 mol de hematita (Fe 2 O 3 ) em ferro metálico (Fe): Fe 2 O 3 (s) + 3 C (s) + 491,5 kj 2 Fe (s) + 3 CO (g) Essa reação é utilizada na obtenção do Ferro metálico nos alto-fornos das empresas e exige que seja disponibilizada uma grande quantidade de calor, visto que para que a reação ocorra para 1 mol de hematita, 491,5 kj (no mínimo) serão consumidos. Portanto, podemos afirmar que essa reação é ENDOTÉRMICA. 2º Exemplo: Veja a reação que ocorre quando aquecemos 1 mol de óxido de mercúrio (HgO): HgO + 90,7 kj Hg (l) + ½ O 2 (g) Podemos interpretar essa equação afirmando que para que 1 mol de HgO se decomponha é necessária a absorção de pelo menos 90,7 kj, transformando-se esse composto em Hg metálico (que é líquido em temperatura ambiente) e gás oxigênio (O 2 ).

3 3º Exemplo: 1 mol de água líquida absorve energia do ambiente e se transforma em água no estado de vapor: H 2 O (l) + 44 kj H 2 O (v) Nesse processo observamos que para a passagem da água do estado líquido para gasoso a molécula de água absorve 44 kj, aumentando sua energia cinética e consequentemente mudando de estado físico. Logo, nesse tipo de processo também observamos que os processos endotérmicos também podem corresponder a fenômenos físicos ou químicos, sendo o esquema geral dado por: Substâncias no estado inicial + calor Substâncias no estado final AS RELAÇÕES ENTRE A QUANTIDADE DE MATÉRIA E DE CALOR A quantidade de calor absorvido ou liberado numa reação é SEMPRE proporicional a quantidade de substâncias envolvidas. Por exemplo, veja a reação de produção de ferro a partir da hematita vista acima: Fe 2 O 3 (s) + 3 C (s) + 491,5 kj 2 Fe (s) + 3 CO (g) Para cada mol de hematita, temos a absorção de 491,5 kj. Logo, cada mol da substância que se acrescente, necessitaremos de mais energia nesse sistema. Por exemplo, se tivermos 5 mols de hematita, teremos: Absorve 1 mol Fe 2 O 3 491,5 kj Absorve 5 mols Fe 2 O 3 x Como sabemos que essas grandezas são proporcionais, podemos fazer uma regra de três: 1 mol Fe 2 O 3 491,5 kj 5 mols Fe 2 O 3 X 1 mol Fe 2 O 3. X = 491,5 kj * 5 mol Fe 2 O 3 X = 2457,5 kj Se tivermos, por exemplo, cerca de 400 kg dessa rocha (considando-a pura e composta apenas por Fe 2 O 3 ) e desejamos produzir apenas Fe, também podemos utilizar essas proporções: 1 mol Fe 2 O g

4 X mols Fe 2 O kg Sabendo que 160 g correspondem a 0,160 kg, temos que a quantidade em mols nessa massa é de 2500 mols. Se cada mol de hematita absorve 491,5 kj, temos: 1 mol Fe 2 O 3 491,5 kj 2500 mols Fe 2 O 3 X 1 mol Fe 2 O 3. X = 491,5 kj * 2500 mol Fe 2 O 3 X = kj Note que essa quantidade de energia é muito elevada, portanto, o calor necessário nos auto-fornos industriais é muito elevado. Para praticar: A a produção Brasileira de minério de ferro em 2013* foi de cerca 370 milhões de toneladas e apenas 10% dessa foi utilizada em território nacional e o restante exportado. Desse total utilizado no Brasil, cerca de 91 % foi encaminhado a siderúrgicas, as quais produziram o ferro metálico de acordo com as equações mostradas nos exemplos. Suponha que o combustível utilizado para fornecer energia na forma de calor para essa reação é o metano (cuja reação é dada nos exemplos de processos exotérmicos). Qual a quantidade de metano queimada para transformarmos todo o Fe 2 O 3 em Fe, considerando uma combustão completa? *Fonte: ENTALPIA Vimos no início dessa aula que as substâncias químicas tem contida em si energia interna sendo denominada essa energia de ENTALPIA, representada pela letra H. A entalpia é uma propriedade extensiva da matéria, isto é, depende da quantidade da substância. Não se sabe atualmente a forma de medirmos a entalpia de uma substância em específico. Na prática, o que conseguimos medir é a variação da entalpia (ΔH) de um processo, utilizando um calorímetro. Essa variação corresponde a quantidade de energia liberada ou absorvida durante o processo, realizado a pressão constante. O cálculo da variação de entalpia é dado pelas equações: ΔH = H final H inicial ou ΔH = H produtos H reagentes Considerando essas afirmações podemos afirmar que em um processo EXOTÉRMICO, onde ocorre liberação de energia, a entalpia final será menor que a inicial, visto que parte da energia presente no composto foi liberada para o meio. Portanto, temos que em um processo exotérmico:

5 Processo EXOtérmico H final > H inicial ΔH = - Já em um processo endotérmico, ocorre a absorção de energia, o que faz com que a energia final seja maior que a inicial e, portanto, seu ΔH = + Processo ENDOtérmico H final < H inicial ΔH = + Quando nos referimos a quantidade de energia absorvida ou liberada em um processo, indicamos na lateral esquerda essa quantidade, como no exemplos abaixo: Reação exotérmica: combustão do gás H 2 : 2H 2 (g) + O 2 (g) 2 H2O (l) ΔH = - 571,6 kj Reação endotérmica: decomposição da amônia (NH 3 ) 2NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) ΔH = + 92,2 kj ΔH NAS MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO Vimos nos exemplos iniciais que existe variação na energia interna de um sistema mesmo em mudanças de estado físico. Logo, há variação na entalpia (ΔH). E essa se expressa da mesma maneira que aquela vista para outros processos, por exemplo, na fusão da água: H 2 O (s) H 2 O (l) ΔH = + 7,3 kj Logo, observamos que o processo é endotérmico, sendo necessária a absorção de uma quantidade de energia para que o gelo se funda. Essa quantidade de calor necessária para provocar a fusão de 1 mol de H 2 O (s) é chamado de calor ou entalpia de fusão e equivale a 7,3 kj mol -1. Na vaporização da água temos: H 2 O (l) H 2 O (v) ΔH = + 44 kj Essa quantidade de calor é chamada de calor ou entalpia de vaporização e corresponde a 44 kj mol -1. Se avaliarmos isso em conjunto, temos: H 2 O (s) H 2 O (l) H 2 O (v) ΔH = ,3 = 51,3 kj

6 Logo, são absorvidos 51,3 kj para a passagem de 1 mol de água do estado sólido para o vapor. O inverso também é verdadeiro, visto que é necessário a liberação de energia, de acordo com a equação: H 2 O (v) H 2 O (l) H 2 O (s) ΔH = ,3 = - 51,3 kj Note que ao invertermos o sentido da reação apenas mudamos o sinal da entalpia, ou seja, para que essa ocorra é necessário que a energia seja liberada e não absorvida, como no caso anterior! Para praticar, resolva os exercícios da lista de termoquímica preparada e disponibilizada! Qualquer coisa, não se esqueça de tirar as suas dúvidas com os professores!