Termoquímica: calor e os processos químicos. Profa. Claudia

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1 Termoquímica: calor e os processos químicos Profa. Claudia

2 Termoquímica: 1)calor e unidades para expressá-lo 2)Entalpia e variação de entalpia 3)A lei de Hess 4)Estado-padrão 5)Entalpia padrão de combustão 6)Entalpia padrão de formação 7)Energia de ligação

3 TERMOQUÍMICA Termoquímica: É a parte da Química que estuda as variações de energia que acompanham as reações químicas.

4 Conceito de calor A energia tranferida entre dois corpos (ou entre diferentes partes de um mesmo corpo) que têm temperaturas diferentes é denominada calor ou energia.

5 A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da energia com a matéria. Assim como nas mudanças de estado físico, as transformações da matéria ocorrem com absorção ou liberação de energia.

6 Absorção de calor:

7 Os Processos que liberam calor são denominados de processos exotérmicos. Os Processos que absorvem calor são denominados de processos endotérmicos. -Sistema aberto - Sistema Fechado - Sistema Fechado e isolado

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9 Nas reações químicas ocorrem tanto a ruptura como a formação de ligações intramoleculares. Para determinar se um processo é exo ou endotérmico, devese considerar: A energia absorvida para a ruptura das ligações reagentes A energia liberada na formação das ligações dos produtos O saldo energético entre elas indica se o processo libera ou absorve energia.

10 Entalpia e variação de entalpia Entalpia de reação é a energia absorvida ou liberada em uma reação. No Sistema Internacional de Unidades a unidade da entalpia é o joule (J), e esta grandeza é geralmente representada pelo símbolo H. A variação de entalpia é representado pelo símbolo Δ H.

11 Só é possível calcular o valor do ΔH se forem conhecidas as entalpias absolutas dos reagentes (H R ) e dos produtos (H P ):.

12 Reação endotérmica

13 Reação exotérmica

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16 Exercícios 01)Analise a figura abaixo, assinale (V) ou (F), nas proposições abaixo, com base na reação química de combustão do gás hidrogênio. ( ) Ocorre liberação de calor, ou seja, o processo é exotérmico. ( ) Ocorre absorção de calor, ou seja, o processo é endotérmico. ( ) Os reagentes ganham calor ao se converter em água. ( ) O calor envolvido na formação de 180 g de água é de kj. ( ) H produtos > H reagentes

17 Exercícios 01)Analise a figura abaixo, assinale (V) ou (F), nas proposições abaixo, com base na reação química de combustão do gás hidrogênio. ( V ) Ocorre liberação de calor, ou seja, o processo é exotérmico. ( F ) Ocorre absorção de calor, ou seja, o processo é endotérmico. ( F ) Os reagentes ganham calor ao se converter em água. ( V ) O calor envolvido na formação de de 180 g de água é de kj. ( F ) H produtos > H reagentes

18 04.(Mackenzie-SP) Fe 2 O 3(s) + 3 C (s) + 491,5 kj 2 Fe (s) + 3 CO (g) Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, segundo a equação acima, assinale V ou F: ( ) é uma reação endotérmica. ( ) é uma reação exotérmica. ( ) A energia absorvida é 491,5 kj ( ) A energia liberada é de 491,5kj

19 04.(Mackenzie-SP) Fe 2 O 3(s) + 3 C (s) + 491,5 kj 2 Fe (s) + 3 CO (g) Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, segundo a equação acima, assinale V ou F: ( V ) é uma reação endotérmica. ( F ) é uma reação exotérmica. ( V ) A energia absorvida é 491,5 kj ( F ) A energia liberada é de 491,5kj

20 05. Assinale V ou F: Fe 2 O 3(s) + 3 C (s) 2 Fe (s) + 3 CO (g) ΔH = 491,5 kj ( ) é uma reação endotérmica. ( ) é uma reação exotérmica. ( ) A energia absorvida é 491,5 kj ( ) A energia liberada é de 491,5kj ( ) A Hprod < Hreag ( ) ΔH > 0

21 05. Assinale V ou F: Fe 2 O 3(s) + 3 C (s) 2 Fe (s) + 3 CO (g) ΔH = 491,5 kj ( V ) é uma reação endotérmica. ( F ) é uma reação exotérmica. ( V ) A energia absorvida é 491,5 kj ( F ) A energia liberada é de 491,5kj ( F ) A Hprod < Hreag ( V ) ΔH > 0

22 Equação termoquímica Nela devem constar o valor da entalpia e todos os fatores que nela influem no seu valor: Ex: Estado físico Pressão Temperatura Variedade alotrópica C grafite + O 2 (g) CO 2 (g) H = - 392,9 kj/mol (a 25 C e 1 atm)

23 Fatores que influenciam no ΔH O calor absorvido ou liberado por quaisquer reações químicas será diferente se modificarmos as condições em que forem realizadas. Quantidades de reagentes e produtos O valor do H é determinado pelas quantidades dos reagentes.

24 Estado físico A variação de entalpia depende do estado físico dos reagentes e produtos. Uma mesma substância apresenta entalpias diferentes em estados físicos diferentes, a uma mesma temperatura. H H2O vapor > H H2O liquido > H H2O sólido

25 Estado alotrópico A variação de entalpia assume valores diferentes conforme o estado alotrópico dos reagentes e produtos. Ex.: C graf + O 2 (g) CO 2 (g) C diam + O 2 (g) CO 2 (g) H= -393,5kj H= -395,4kj

26 Alotropia A alotropia é um fenômeno associado à ocorrência de um mesmo elemento em distintas formas denominadas variedades alotrópicas. Geralmente, a alotropia ocorre devido a estruturas cristalinas diferentes no sólido ou atomicidade. C grafite Forma alotrópica C diamante, C fulereno O 2 O 3 S rômbico S monoclínico P branco P vermelho

27 Alotropos de Carbono: Diamante, grafite e fulereno, são as formas alotrópicas do elemento químico carbono. Estas substâncias diferem entre si pela estrutura cristalina. Até a metade da década de 1980, só eram conhecidos dois alótropos do carbono: o duro, incolor e valioso diamante, e a escura, quebradiça e pouco valiosa grafite.

28 C fulereno: Essa nova variedade era bem diferente das outras duas. Em vez de cristais com uma infinidade de átomos unidos (como o diamante e a grafite), o novo alótropo é constituído por moléculas com 60 átomos de carbono (C 60 ). Também foram produzido fulerenos em forma de tubos cilíndricos, chamados nanotubos.

29 Alótropos do Oxigênio: O gás oxigênio e ozônio diferem na atomicidade, isto é, no número de átomos que forma a molécula. O oxigênio existe no ar atmosférico, sendo um gás indispensável à nossa respiração. O ozônio é um gás que envolve a atmosfera terrestre, protegendo-nos dos raios ultravioleta. Sua ocorrência também se dá na troposfera, em pequenas concentrações. No entanto, em razão da ação humana e dos níveis de poluentes, sua concentração tem aumentado o que interfere diretamente na qualidade do ar e, consequentemente na saúde humana e do meio ambiente.

30 Alótropos do Fósforo: as variedades alotrópicas mais comuns deste elemento são o fósforo vermelho e o fósforo branco, que diferem entre si pela atomicidade. O fósforo branco é guardado imerso em água, pois, se exposto ao ar, sofre combustão espontânea. P4 (n)

31 Alótropos do Enxofre: Enxofre rômbico e enxofre monoclínico, que diferem um do outro pela estrutura cristalina. Essas duas variações são formadas por moléculas com oito átomos e são representadas pela fórmula S 8, embora os cristais das duas variedades sejam diferentes.

32 Estabilidade dos alótropos A grafite entende-se como sendo mais estável que diamante, o gás oxigênio é mais estável que ozônio. Isso acontece porque as formas alotrópicas mais estáveis estão presentes na natureza em maior quantidade. Mais estável Cgrafite O2 Srômbico Pbranco Forma alotrópica Menos estável Cdiamante, Cfulereno O3 Smonoclínico Pvermelho

33 Estado padrão (H ) O estado padrão está associado à forma alotrópica mais estável e seu estado físico mais comum a 298K (25 C) de temperatura e pressão de 1 atm. Nessas condições, convencionou-se que a substância possui entalpia igual a zero. Entalpia = 0 C (graf), O 2 (g), S romb, Cl 2 (g), H 2 (g), Fe(s) Diferente de 0 C(diam), O 3 (g), S monoc, Cl 2 (l)

34 Podemos determinar agora as entalpias para outras substâncias, usando os valores de entalpia escolhidos como referência. Exemplo: C (gr) + O 2(g) CO 2(g) H f = - 393,5 kj/mol Na equação, H f é chamado entalpia padrão de formação. Como H=H produtos H reagentes, temos: H f = H CO 2(g) - ( H C (gr) + H O 2(g) ) = - 393,5 kj/mol Como H C (gr) = H O 2(g) = 0, temos: H CO2 = -393,5 kj/mol

35 Considere a equação a seguir: 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O (l) AH = -572 kj Assinale V ou F: ( ) É exotérmica, liberando 286 kj por mol de oxigênio consumido. ( )Exotérmica, liberando 572 kj para dois mols de água produzida. ( )Endotérmica, consumindo 572 kj para dois mols de água produzida. ( )Endotérmica, liberando 572 kj para dois mols de oxigenio consumido.

36 Considere a equação a seguir: 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O (l) AH = -572 kj Assinale V ou F: ( F ) É exotérmica, liberando 286 kj por mol de oxigênio consumido. ( V )Exotérmica, liberando 572 kj para dois mols de água produzida. ( F )Endotérmica, consumindo 572 kj para dois mols de água produzida. ( F )Endotérmica, liberando 572 kj para dois mols de oxigenio consumido.

37 Considere o diagrama de entalpia: Qual a opção que contém a equação química correta? a) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (g) H = +242 kj/mol b) H 2 O (l) H 2 O (g) H = -41 kj/mol c) H 2(g) + 1/2 O 2(g) H 2 O (l) H = +41 kj/mol d) H 2 O (l) H 2(g) + ½ O 2(g) H = +283 kj/mol e) H 2 O (g) H 2(g) + ½ O 2(g) H = 0 kj/mol

38 Medidas de calor: Cal (Caloria), Kcal, J (Joule) e Kj Uma das unidades mais comuns é a caloria (cal) 1 caloria (cal): quantidade de calor necessária para elevar em 1 o C a temperatura de 1 grama de água. As relações abaixo serão muito úteis: 1 quilocaloria (kcal) = 1000 cal ou 10 3 cal 1 caloria (cal) = 4,18 joules (J) 1 quilojoule (kj) = 1000 J 1 Kcal = 4,18 kj

39 Entalpia de reação De acordo com o tipo de reação envolvida, a entalpia de reação recebe uma denominação específica. Teremos: Entalpia de combustão Entalpia de formação

40 Entalpia de Combustão É a entalpia envolvida nas reações de combustão. Por exemplo: Experimentalmente, determinou-se que a combustão de 1 mol de metano libera 890 kj a 25 C e 1 atm. Assim, sua equação termoquímica será: CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) 2 H 2 O (l) H = kj Entende-se que ocorre liberação de 890 kj por mol de metano consumido, ou seja, a entalpia de combustão do metano é igual a 890 kj/mol ( o valor de H de uma equação termoquímica está relacionado aos corficientes estequiométricos de cada substância participante).

41 Entalpia de formação Ou calor de formação é a variação de entalpia para a produção de uma substância, utilizando como reagentes somente substâncias simples na forma mais estável, ou seja, as que apresentam menor entalpia. H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) H = - 285,8 kj

42 Cálculo da entalpia-padrão de uma reação Podemos calcular a entalpia-padrão de uma reação a partir dos valores de entalpias-padrão de formação. Exemplo: Determine a entalpia-padrão da reação de combustão completa do propano. Dados: H f C 3 H 8(g) = - 103,9 kj/mol; H f CO 2(g) = -393,5 kj/mol; H f H 2 O (l) = -285,8 kj/mol Resolução: H=H produtos H reagentes H = ( 3xH CO2(g) + 4xH H2O(l) ) - (H C3H8(g) + 5xH O2(g) ) = H = ,8 kj/mol

43 Lei de Hess A variação de energia de uma reação química é a mesma, quer o processo se realize em uma ou várias etapas. Ela depende somente das propriedades das substâncias inicias e finais. O valor de H de um processo será a soma algébrica dos valores de H das etapas. H = H 1 + H 2 Obs: A lei de Hess demonstra que as equações termoquímicas podem ser somadas, multiplicadas, divididas e invertidas. Ela possibilita a determinação de um valor desconhecido de entalpia para uma reação a partir de outras reações com H conhecidos.

44 Calcular o AH do processo: 2C graf + 3H 2 (g) + ½ O 2 (g) C 2 H 5 OH (l) Sabendo que: Cgraf +O 2 (g) CO 2 (g) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (g) H= -94kcal/mol H= -57,8kcal/mol C 2 H 5 OH (l) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 3H 2 O (g) H=-327,6kcal/mol

45 Entalpia de ligação É a variação de entalpia envolvida no rompimento de um mol de ligações entre dois átomos, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 C e 1 atm. Sendo que: Ex: Reagentes: processo endotérmico quebra de ligações Produtos: processo exotérmico formação de ligações A variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de ligação, é definida como: H = H lig. rompidas + H lig. formadas É interessante notar que podemos analisar vários tipos de entalpias, de acordo com a transformação estudada: entalpia de dissolução, entalpia de neutralização, entalpia de síntese,...

46 Exemplo H = H lig. rompidas + H lig. Formadas H = (104,2 + 57,9) + (2x-103,1) H = -44,1 kj

47 Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro abaixo. Considerando a reação representada por: o valor aproximado de H, em kj, é de: a) b) c) d) e) +820.

48 Entropia e 2ª Lei da Termodinâmica Uma situação bem conhecida T café > T ar Mas... Calor é transferido do café quente para o ar frio é possível transferir calor de volta do ar frio para o café quente?

49 A Segunda Lei da Termodinâmica diz respeito à direção na qual as mudanças ocorrem espontaneamente. E esta medida de espontaneidade é dada pela Entropia (S), que pode ser definida como a medida de desordem do sistema. Um processo é espontâneo quando ele contribui com o aumento da entropia do universo.

50 Outras situações conhecidas Um balão estoura e o gás Hélio se mistura no ar. Um copo cai e se quebra. A formação da ferrugem.

51 Todo processo espontâneo é exotérmico? Nem sempre. O gelo se converte espontaneamente em água à temperatura ambiente (processo endotérmico). Uma forma mais precisa de enunciar a Entropia é que a natureza, espontaneamente, tende para os estados que têm a maior probabilidade de existirem. Em relação aos estados físicos, podemos supor que S sólido < S líquido < S gás.

52 É claro que ao observarmos a natureza percebemos que várias transformações ocorrem naturalmente (espontaneamente) sob certas condições. Ex.: A água pode ser convertida em vapor ou em gelo dependendo da existência de uma fonte ou corpo quente que cede calor ao corpo frio. Portanto, percebemos que tais transformações espontâneas são possíveis apenas na direção estabelecida pela 2ª Lei da Termodinâmica (o calor flui do sistema com maior temperatura para o sistema com menor temperatura).

53 Energia Livre (G) Usada para prever a espontaneidade de um processo. É dada pela expressão: G = H T. S onde H é a variação de entalpia, T é a temperatura absoluta (constante) e S é a variação de entropia. A análise dos sinais na expressão de variação de energia livre permite prever os casos em que os processos serão espontâneos ou não. Quando a variação da energia livre é negativa, podese afirmar que o processo é espontâneo ( G < 0).

54 Portanto, a G é negativa quando o processo for, ao mesmo tempo exotérmico ( H<0) e corresponder a um aumento da entropia do sistema ( S >0). Caso Resultado Exemplo de processo H negativo, S positivo ( H < 0, S > 0) H negativo, S negativo ( H < 0, S < 0) Proc. espontâneo em qualquer temperatura Proc. espontâneo a baixas temperaturas (Proc. Exotérmico dominante) Dissolução (exotérmica) de uma substância Maioria das mudanças de estado líquido-sólido H positivo, S positivo ( H > 0, S > 0) H positivo, S negativo ( H > 0, S < 0) Proc. espontâneo a altas temperaturas (Proc. Endotérmico dominante) Proc. não espontâneo em qualquer temperatura Maioria das mudanças de estado líquido-gás Precipitação de um soluto em uma solução não saturada

55 A variação de energia livre expressa uma característica dos processos naturais de serem espontâneos quando ocorre diminuição de energia interna e aumento da desordem. Em condições de temperatura muito elevada, há uma predominância do termo -T S e, nessas condições, são espontâneos os processos que acontecem com o aumento da desordem. Em condições de temperaturas muito baixas, o termo -T S tende a valores baixos e prevalece a condição de diminuição da energia interna para que o processo seja espontâneo.

56 Um processo ser espontâneo significa que ele ocorre? Não necessariamente. Um processo pode ser espontâneo e, ainda assim, não ocorrer. A não ser que haja uma energia de ignição inicial. Exemplo: as combustões.