A Termoquímica tem como objetivo o estudo das variações de energia que acompanham as reações químicas. Não há reação química que ocorra sem variação de energia! A energia é conservativa. Não pode ser criada ou destruída. Apenas transformada!
As variações de energia, nas reações químicas, manifestam-se sob a forma de calor (geralmente) e luz liberada ou absorvida. 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).
Classificação das reações termoquímicas Em função da energia envolvida as reações podem ser de dois tipos: I - Exotérmicas: liberam energia. processos de combustão, respiração animal. II - Endotérmicas: absorvem energia. fotossíntese, cozimento dos alimentos.
Representações gráficas (1) Combustão do etanol - exotérmica H 2 < H 1 CALOR LIBERADO H = H 2 - H 1 H < 0
Representações gráficas (2) Fotossíntese - endotérmica H 2 > H 1 CALOR ABSORVIDO H = H 2 - H 1 H > 0
Como pode ser medido o calor de reação? Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro, que nada mais é do que uma garrafa térmica (figura 1). Para reações de combustão utiliza-se uma bomba calorimétrica (figura 2). figura 1 - calorímetro figura 2 - bomba calorimétrica Nos dois casos o calor é transferido para uma massa de água e obtido a partir da expressão Q = m. c. T
Equações termoquímicas (requisitos) 1. Equação química ajustada. 2. Indicação dos estados físicos e alotrópicos (quando for o caso) dos componentes. 3. Indicação da entalpia molar, isto é, por mol de produto formado ou reagente consumido. 4. Indicação das condições de pressão e temperatura em que foi medido o H. H 0 Entalpia padrão: medida à 25 0 C e 1 atm.
Estados alotrópicos mais comuns Carbono Grafite Diamante Enxofre Rômbico Monoclínico Rômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização
Estados alotrópicos mais comuns Fósforo Branco Vermelho Oxigênio O 2 O 3 (ozônio)
Tipos de Entalpias ou Calores de Reação 1. Entalpia ou Calor de Formação. 2. Entalpia ou Calor de Decomposição. 3. Entalpia de Combustão. 4. Entalpia de Dissolução. 5. Entalpia de Neutralização. 6. Entalpia ou Energia de Ligação.
Entalpia de Formação ( H f ) Corresponde à energia envolvida na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples, no estado alotrópico mais comum. Exemplos H 2(g) + 1/2 O 2(g) H 2 O (l) H f = - 285,5 kj/mol C (grafite) + O 2(g) CO 2(g) H f = - 393,3 kj/mol 1/2 N 2(g) + 1/2 O 2(g) NO (g) H f = + 45,9 kj/mol Entalpia de formação de substâncias simples é nula!
Entalpia de Decomposição Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação de uma substância. Exemplos H 2 O (l H 2(g) + 1/2 O 2(g) ) H = + 285,5 kj/mol CO 2(g) C (grafite) + O 2(g) H = + 393,3 kj/mol NO (g) 1/2 N 2(g) + 1/2 O 2(g) H = - 45,9 kj/mol Observe que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico!
Entalpia de Combustão Corresponde à energia liberada na reação de 1 mol de substância (combustível) com O 2 puro (comburente). Se o combustível for material orgânico (C,H e O) a combustão pode ser de dois tipos: I - Completa: os produtos são CO 2 e H 2 O. II - Incompleta: além dos produtos acima forma-se, também, CO e/ou C (fuligem).
Combustão completa CHAMA AZUL CH 4 + 2O 2 CO 2 + H 2 O H = - 889,5 kj/mol C 3 H 8 + 5O 2 3CO 2 + 4H 2 O H = - 1.400 kj/mol Na combustão incompleta a chama é alaranjada. A combustão do C também é a formação do CO 2!
Entalpia de Dissolução Corresponde ao calor liberado ou absorvido na dissolução (às vezes seguida de dissociação) de 1 mol de substância de tal modo que pela adição de quantidades crescentes de água, seja alcançado um limite a partir do qual não há mais liberação ou absorção de calor. Exemplos H 2 SO 4(l) + aq (2 mols) H 2 SO 4(aq) H = - 28,0 kj/mol H 2 SO 4(l) + aq (100 mols) H 2 SO 4(aq) H = - 84,4 kj/mol NH 4 NO 3(s) + aq NH 4+ NO - 3 (aq) H = + 26,3kJ/mol
Entalpia de Neutralização Corresponde ao calor liberado na formação de 1 mol de água, a partir da neutralização de 1 mol de íons H + por 1 mol de íons OH -, em solução aquosa diluída. Exemplos HCl + NaOH NaCl + H 2 O H - 58,0 kj/mol HNO 3 + KOH KNO 3 + H 2 O H - 58,0 kj/mol Na reação de ácidos fortes com bases fortes a variação de entalpia é aproximadamente constante pois a reação é sempre: H + + OH - H 2 O!
Entalpia ou Energia de Ligação É a quantidade de calor absorvida na quebra de 6,02.10 23 ligações de determinada espécie, supondo as substâncias no estado gasoso, à 25 0 C. A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico enquanto a formação de ligações será sempre exotérmico. Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de ligações ( H > 0) e nos produtos ocorrerá formação de ligações ( H < 0).
Exemplos de energias de ligação
Cálculo de entalpia a partir das ligações Calcular a variação de entalpia na reação: 2 H - H (g) + O = O (g) 2 H - O - H (g) H reagentes = 2. 435,5 + 497,8 = + 1.368,8 kj H produtos = - (4. 462,3) = - 1.849,2 kj A variação de entalpia da reação será obtida pela soma algébrica das entalpias acima: H reação = H reagentes + H produtos H reação = + 1.368,8 + (- 1.849,2) H reação = - 480,4 kj ou - 240,2 kj/mol
A Lei de Hess, também conhecida como Lei da Soma dos Calores de Reação, demonstra que a variação de entalpia de uma reação química não depende do modo ou caminho como a mesma é realizada e sim do estado inicial (reagentes) e estado final (produtos).
A Lei de Hess pode ser demonstrada a partir do seguinte exemplo: Caminho 1 C (graf.) + O 2(g) CO 2(g) H 1 =? kj Caminho 2 C (graf.) + ½ O 2(g) CO (g) CO (g) + ½ O 2(g) CO 2(g) H 2 = - 280,6 kj H 3 = - 112,8 kj Somando as duas equações resulta: C (graf.) + O 2(g) CO 2(g) H 1 = - 393,4 kj A entalpia final será H 2 + H 3
Exemplo Calcular a variação de entalpia envolvida na combustão de 1 mol de CH 4 (g), expressa por: CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (l) sabendo que: 1) H formação CH 4(g) = - 74,82 kj/mol 2) H formação CO 2(g) = - 393,4 kj/mol 3) H formação H 2 O (l) = - 285,5 kj/mol
Solução Desenvolvendo as equações relativas à formação dos componentes: 1. formação do CH 4 C + 2 H 2 CH 4 H 1 = - 74,82 kj/mol 2. formação do CO 2 C + O 2 CO 2 H 2 = - 393,4 kj/mol 3. formação da H 2 O H 2 + ½ O 2 H 2 O H 3 = - 285,5 kj/mol
Solução Aplicando a Lei de Hess, para obter a combustão do CH 4 deveremos: a) inverter a equação de formação do CH 4 ; CH 4 C + 2H 2 H = + 74,82 kj b) utilizar da forma apresentada a equação de formação do CO 2 ; C + O 2 CO 2 H = - 393,4 kj c) utilizar a equação de formação da água multiplicada por 2 (inclusive a entalpia) 2H 2 + O 2 2H 2 O H = - 571,0 kj
Solução 1) CH 4 C + 2H 2 H = + 74,82 kj 2) C + O 2 CO 2 H = - 393,4 kj 3) 2H 2 + O 2 2H 2 O H = - 571,0 kj que somadas, resulta CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (l) A variação da entalpia será: H RQ = + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0) H RQ = - 889,58 kj/mol de CH 4
Aplicações da Lei de Hess 1. Previsão de calores de reação, a partir de entalpias conhecidas. 2. Determinação do poder calorífico de combustíveis automotivos e alimentos. Exemplos Octano (gasolina) = 47,8 kjoule/grama Etanol (álcool comum) = 44,7 kjoule/grama Metano (GNV) = 49,0 kjoule/grama Glicose (carbohidrato) = 17,5 kjoule/grama Lipídio (gorduras) = 38,6 kjoule/grama