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Termoquímica- Estácio
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É a ciência que estuda as transferências de calor
associadas a uma reação química ou mudanças de
estado físico de uma substância.
CALOR DE REAÇÃO
É o nome dado à quantidade de calor
liberado ou absorvido numa reação.
TERMOQUÍMICA
EFEITOS ENERGETICOS NAS REACÕES QUÍMICAS
6CO 2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
LUZ
CLOROFILA GLICOSE
Na fotossíntese ocorre absorção de calor
Na combustão do etanol ocorre liberação de calor
ETANOL
C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O
Absorvem calor do meio ambiente
Liberam calor para o meio ambiente
Quando envolve liberação de calor, denomina-se
REAÇÃO EXOTÉRMICA
Quando envolve absorção de calor, denomina-se
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Classificação das reações termoquímicas:
Toda espécie química possui uma energia,
que quando medida à pressão
constante, é chamada de
ENTALPIA (H)
Não é possível calcular a entalpia de um sistema, e sim a
sua variação ( ΔH )
ΔH = H final – H inicial
Indica a quantidade de calor envolvida em uma transformação.
(∆H) = Variação de entalpia
Hreagentes = Entalpia dos reagentes
(∆H) = Hprodutos - Hreagentes
Hprodutos = Entalpia dos produtos
CALOR DE REAÇÃO (∆H)
∆H = H Produtos – H Reagentes
Reação Exotérmica Reação Endotérmica
O calor liberado é igual a: O calor absorvido é igual a:
∆H = H Produtos – H Reagentes
H Produtos < H Reagentes
∆H < 0
∆H = H Produtos – H Reagentes
H Produtos >H Reagentes
∆H > 0
Reação endotérmica
Reação exotérmica
Reação Exotérmica
PR
Energia
H = HP - HR
H < 0
H -
Produtos
H < 0
Caminho da Reação
HReagentes
Reação Endotérmica
Produtos
H > 0
Caminho da Reação
H
Reagentes
R P
Energia
H = HP - HR
H > 0
H +
O calor pode ser representado
como parte integrante da reação
ou
na forma de variação de entalpia
2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) ΔH = + 92,2 KJ
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 92,2 KJ
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a representação de uma reação química em que
está
especificado:
2. O estado físico de todas as substâncias.
3. Variedade alotrópica (quando existir).
1. Equação química ajustada
4. Indicação da entalpia molar , isto é, por mol de produto
formado ou reagente consumido.
5. Indicação das condições de pressão e temperatura em que
foi medido o ∆H.
Exemplo: ∆H° = - 342,8 kJ/mol
Condição padrão: 25°C e 1 atm
∆H° Entalpia padrão: medida à 25°C e 1 atm.
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ2X 2X
Quantidades de reagente
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( s ) ∆ H = – 293 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ∆ H = – 286 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( v ) ∆H = – 243 KJ
Estado físico dos reagentes e produtos
H2O ( s )
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( l )
H2O ( v )
ΔH3 = – 293 KJ
ΔH2 = – 286 KJ
ΔH1 = – 243 KJ
1
2
3
ENTALPIA
caminho da reação
Hsólido < Hlíquido <
Hgasoso
A Termoquímica e os estados de agregação.
Quanto menor o conteúdo energético, maior é a estabilidade do composto.
O carbono grafite é mais estável que o carbono diamante.
O fósforo vermelho é mais estável que o fósforo branco.
O enxofre rômbico é mais estável que o enxofre monoclínico.
Estado alotrópico
Temperatura
Ao variar a temperatura, variam a agitação das moléculas e a entalpia
dos envolvidos na reação.
Formas alotrópicas estáveis Formas alotrópicas menos estáveis
O2 (oxigênio) O3 (ozônio)
C (grafite) C (diamante)
P4 (Fósforo branco) P4 (Fósforo vermelho)
S8 (Rômbico) S8 (Monoclínico)
ALOTROPIA: só ocorre com substâncias simples.
Densidade do C grafite = 2,25 g/cm3.
Densidade do Cdiamente= 3,51 g/cm3
Densidade do fulereno= 1,25 g/cm3
ESTADO ALOTRÓPICO
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ
C(diamante) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 395,0 KJ
ENTALPIA
caminho da reação
C(grafite) + O2(g)
C(diamante) + O2(g)
CO2(g)ΔH = – 393,1 KJ
ΔH = – 395,0 KJ
É a equação química que indica a variação de entalpia da reação,
os estados físicos das substâncias e as condições de
temperatura e pressão em que a mesma se processa.
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ
(25°C , 1 atm)
Observações:
Se a equação termoquímica
em um sentido for endotérmica,
no sentido contrário será exotérmica
Quando não citamos os valores da pressão e da temperatura
é porque correspondem as condições ambientes
Estado padrão dos elementos e dos
compostos químicos
Um elemento químico ou composto se encontra no
ESTADO PADRÃO
quando se apresenta em seu estado físico, alotrópico ou
cristalino mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão.
C(grafite) O2(g) CO2(g) H2O ( l )
Quando a substância é SIMPLES e se encontra no estado padrão
sua entalpia será igual a ZERO
É a variação de entalpia envolvida na FORMAÇÃO DE 1 MOL
da substância, a partir das substâncias simples
correspondentes, com todas as espécies
no estado padrão
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ
1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g) ΔH = – 11 kcal
SubstânciaH°
(kJ/mol)Substância H° (kJ/mol)
C (grafite) 0,0 N2O (g) +81,6
C (diamante) +1,9 N2O3 (g) +86,6
C4H10 (g) (butano) –125,7 S (monoclínico) +0,3
C6H6 (l) (benzeno) +49,1 SO3 (g) –395,7
C2H6O (l) (etanol) –277,6 Fe3O4 (s) –1.118,4
C3H6O (l) (acetona) –248,4
Podemos calcular a variação de entalpia de uma
reação a partir das entalpias de formação das
substâncias que participam da reação
pela fórmula:
ΔH = H final – H inicial
É a energia liberada na combustão completa
de 1 mol de uma determinada substância,
com todas as substâncias envolvidas
na combustão, no estado padrão
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 68 KJ
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ
É a variação de entalpia associada à combustão (queima) de 1mol de substância a 25 oC e 1 atm com excesso de oxigênio.
∆H de combustão: 1 mol da substância que sofrecombustão; negativo, pois as reações de combustão sãoexotérmicas.
Energia fornecida para romper 1 mol de ligações entre doisátomos em um sistema gasoso a 25 ºC e 1 atm.
Reagentes: processo endotérmico – quebra de ligações
Produtos: processo exotérmico – formação de ligações
∆H da reação =+
Calor absorvido na quebra das ligações
presentes nos reagentes (H>0)
Calor liberado na formação das ligações presentes nos produtos
(H<0)
H – H (g) 2 H (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol
Exemplos...
Exemplo 1: São dadas as seguintes energias de ligação:
Ligação Energia (KJ/mol)
H – Cl
H – F
Cl – Cl
F – F
431,8
563,2
242,6
153,1
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de entalpia,
em kj, da ordem de:
2 HCl (g) + F2 (g) 2 HF (g) + Cl2 (g)
Ligação Energia (KJ/mol)
a) – 584,9, sendo endotérmica.
b) – 352,3, sendo exotérmica.
c) – 220,9, sendo endotérmica.
d) + 220,9, sendo exotérmica.
e) + 352,3, sendo endotérmica.
2 H – Cl + F – F 2 H – F + Cl – Cl
2 X 431,8 + 1 X 153,1
863,6 + 153,1
+ 1016,7
2 X 563,2 + 1 X 242,6
1126,4 + 242,6
– 1369
ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj
Exemplo 2: Com base nos valores abaixo, determine a variação de entalpia da
reação:
3 Cl2 + 2 NH3 6 HCl + N2
N – H 93 kcal/mol
H – Cl 103 kcal/mol
N N 225 kcal/mol
Cl – Cl 58 kcal/mol
Cl – Cl 3 + 2 N – H
H
H
H – Cl 6
3 x
174 + 558
+ N N
58 + 936 x
+ 732 kcal
103 6 x + 225
618 + 225
– 843 kcal
ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal
C(grafite) + O2 (g) CO2 (g) ΔH = – 393,5 KJ
C(grafite) + O2 (g)
ΔH2 = – 283,5 KJ
caminho diretoCO2(g)
ΔH1 = – 110 KJ
estado inicial estado final
CO(g) + 1/2 O2 (g)
estado intermediário
Observe que: ΔH1 + ΔH2 = ΔH
(– 110) + (– 283,5) = – 393,5 KJ
Estas observações foram feitas por
Germain Henry Hess e ficou conhecida como
LEI DE HESS
As reações químicas podem ocorrer em várias etapas,
porém, verifica-se que sua variação de entalpia
depende apenas dos estados inicial
e final da mesma
Exemplo 3: A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro
dadas abaixo:
Fe(s) + 1/2 O2(g) FeO(s)
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) Fe2O3(s)
ΔH = – 64 kcal
ΔH = – 196 kcal
Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação:
2 FeO(s) + 1/2 O2(g) Fe2O3(s)
Devemos inverter e multiplicar por “ 2 ” a primeira equação
2 FeO(s) 2 Fe(s) + O2(g) ΔH = + 128 kcal
Devemos repetir a segunda equaçãoSomando as duas equações, teremos:
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 196 kcal
2 FeO(s) + 1/2 O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 68 kcal
