QUÍMICA GERAL

Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica Universidade Federal Fluminense

Volta Redonda - RJ

Prof. Dr. Ednilsom Orestes 25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 14

“Entalpia padrão da reação por mol de fórmula unitária da

formação de uma substância a partir de seus elementos na sua

forma mais estável."

2C(gr) + 3H2(g) + 1 2 O2(g) ⟶ 𝟏C2H5OH l Δ𝐻𝑓° = −277,69 kJ

C(gr) ⟶ C2 diamante Δ𝐻𝑓° = +1,9 kJ

ENTALPIA PADRÃO DE

FORMAÇÃO

Padrão: forma pura a 1 bar.

𝚫𝑯𝒇𝒐 de um elemento na sua forma mais estável é zero!

𝚫𝑯𝒇𝒐 𝑪,𝒈𝒓 = 𝚫𝑯𝒇

𝒐 𝑲, 𝒔 = 𝚫𝑯𝒇𝒐 𝑯𝒈, 𝒍 = 𝚫𝑯𝒇

𝒐 𝑯𝟐, 𝒈 = 𝚫𝑯𝒇𝒐 𝑶𝟐, 𝒈 = 𝟎 ‼!

R

©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones

R

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Use as informações da Tabela 7.5 e a entalpia de combustão do gás propano, um gás que e muito usado em fogões de

acampamento e em churrascos ao ar livre, para calcular sua entalpia de formação.

C3H8(g) + 5O2(g) ⟶ 3CO2 g + 4H2O l Δ𝐻° = −2220,00 kJ

Δ𝐻𝑓

𝑜 CO2, g = −393,51 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1 e Δ𝐻𝑓𝑜 H2O, 𝑙 = −285,83 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1

∑𝑛Δ𝐻𝑓𝑜 prod = 3 × Δ𝐻𝑓

𝑜 CO2, g + 4 × Δ𝐻𝑓𝑜 H2O, l

∑𝑛Δ𝐻𝑓𝑜 prod = −2323,85 kJ

Δ𝐻𝑓

𝑜 C3H8, g = ? e Δ𝐻𝑓𝑜 O2, g = 0 (por definição!)

∑𝑛Δ𝐻𝑓𝑜 reag = 1 × Δ𝐻𝑓

𝑜 C3H8, g + 5 × Δ𝐻𝑓𝑜 O2, g

Δ𝐻𝑟

𝑜 = ∑𝑛Δ𝐻𝑓𝑜 prod − ∑𝑛Δ𝐻𝑓

𝑜 reag

−2220,00 kJ = −2323,85 kJ − Δ𝐻𝑓𝑜 C3H8, g

Δ𝐻𝑓

𝑜 C3H8, g = −103,85 kJ

R

CICLO DE BORN-HABER CAMINHO (FECHADO) DE ETAPAS, UMA

DAS QUAIS É A FORMAÇÃO DA REDE DE

UM SÓLIDO A PARTIR DOS SEUS ÍONS NA FASE GÁS.

Max Born

Fritz Haber

𝐸 =𝑧1𝑧2𝑒

2

4𝜋𝜀0𝑟12

Formação de sólido: Modelo Iônico. Energia de Coulomb: Principal

contribuição.

R

ENTALPIA DE REDE

Δ𝐻𝐿 = 𝐻𝑚(íons, g) − 𝐻𝑚(sólido)

CALOR NECESSÁRIO PARA VAPORIZAR O

SÓLIDO (𝑃 = 𝑐𝑡𝑒).

OBTIDA DE MANEIRA INDIRETA

APLICANDO A LEI DE HESS.

LIGAÇÃO IÔNICA TEM CARÁTER GLOBAL

ENERGIA DE REDE

R

CICLO DE BORN-HABER CAMINHO (FECHADO) DE ETAPAS, UMA

DAS QUAIS É A FORMAÇÃO DA REDE DE

UM SÓLIDO A PARTIR DOS SEUS ÍONS NA FASE GÁS.

Max Born

Fritz Haber

𝐸 =𝑧1𝑧2𝑒

2

4𝜋𝜀0𝑟12

Formação de sólido: Modelo Iônico. Energia de Coulomb: Principal

contribuição.

Δ𝐻𝐿 difere da energia de rede por alguns quilojoules.

Objetivo Ciclo Born-Haber: Medir essa

energia ⟶ calcular Δ𝐻𝐿.

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ETAPAS

I) SÓLIDO EM ÁTOMOS.

II) ÁTOMOS EM ÍONS.

III) ÍONS EM GÁS.

IV) GÁS EM SÓLIDO*.

* Desconhecida!

SOMA DAS VARIAÇÕES DE

ENTALPIA DEVE SER IGUAL

A ZERO.

CICLO DE BORN-HABER

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Imagine um ciclo de Born-Haber e use-o para calcular a entalpia

de rede do cloreto de potássio.

K(s) ⟶ K g Δ𝐻𝑓 = +89 kJ ∙ mol−1. 1

2 Cl2(g) ⟶ Cl g Δ𝐻𝑓 = +122 kJ ∙ mol−1.

K(g) ⟶ K g+ + e− Δ𝐻𝑓 = +418 kJ ∙ mol−1.

Cl(g) + 𝑒− ⟶ Cl g− Δ𝐻𝑓 = −349 kJ ∙ mol−1.

K(s) +1

2 Cl2(g) ⟶ KCl s Δ𝐻𝑓 = +437 kJ ∙ mol−1.

Δ𝐻𝐿 = 89 + 122 + 418 − 349 + 437 .

Δ𝐻𝐿 = +717 kJ ∙ mol−1.

ENTALPIAS DE LIGAÇÃO, 𝚫𝑯𝐁

Altera ΔHB de um composto para outro.

Reação: ligações quebradas (endo) e formadas (exo).

Diferença entre as entalpias padrão molares da

molécula X—Y e de seus fragmentos X e Y.

Δ𝐻B X − Y = 𝐻mo X, g + 𝐻m

o Y, g − 𝐻mo XY, g

Exemplos:

H2(g) ⟶ 2H g Δ𝐻o = +436 kJ

Δ𝐻B H − H = +436 kJ ∙ mol−1

X2(l) ⟶ 2X(g)

Δ𝐻o = Δ𝐻vapo X2, l + Δ𝐻B

o(X − X)

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Valores positivos!

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Valores positivos!

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Estime a variação de entalpia da reação entre o

iodo-etano, na fase gás, e o vapor de água:

𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝐼(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔) ⟶ 𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 𝑔 + 𝐻𝐼(𝑔)

Reagentes:

1 mol de ligações C-I = 238 kJ·mol-1

1 mol de ligações O-H = 463 kJ·mol-1

Δ𝐻o = 238 + 463 = 701 kJ

Produtos:

1 mol de ligações C-O = 360 kJ·mol-1

1 mol de ligações H-I = 299 kJ·mol-1

Δ𝐻o = − 360 + 299 = −659 kJ

Δ𝐻o = 701 + −659 = +42 kJ

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Use as entalpias de ligação para estimar a entalpia

padrão da reação:

CCl3CHCl2(g) + 2HF(g) ⟶ CCl3CHF2(g) + 2HCl(g)

[Resp.: -24 kJ·mol-1]

Use as entalpias de ligação para estimar a entalpia

padrão da reação de 1,0 𝑚𝑜𝑙 de 𝐶𝐻4(𝑔) com 𝐹2(𝑔) para

formar 𝐶𝐻2𝐹2(𝑔) e 𝐻𝐹(𝑔).

2ª e 3ª LEIS DA TERMODINÂMICA

Qual o sentido natural das coisas?

Não espontâneo Espontâneo

Ex.: Cascatas, combustão, resfriamento

bloco quente, expansão de um gás.

O INVERSO NÃO É OBSERVADO!

A menos que seja realizado trabalho!

O que leva os acontecimentos num

determinado sentido?

1ª. LEI da TERMODINÂMICA:

SE REAÇÃO OCORRE ⟶ ENERGIA SE CONSERVA.

O que determina o “se”?

MUDANÇA ESPONTÂNEA

Não espontâneo Espontâneo

Processos espontâneos tem tendência

natural de ocorrer.

Processos não espontâneos só ocorrem

mediante realização de trabalho sobre o

sistema.

QUAL A TENDÊNCIA COMUM A TODAS AS MUDANÇAS ESPONTÂNEAS?

MATÉRIA & ENERGIA

TENDEM A FICAR CADA VEZ

MAIS DESORDENADAS!

ESPONTANEIDADE vs VELOCIDADE

2ª. LEI DA TERMODINÂMICA:

A DESORDEM DE MATÉRIA E ENERGIA DE UM

SISTEMA ISOLADO AUMENTA NO DECORRER DE QUALQUER MUDANÇA ESPONTÂNEA.

ENTROPIA (S)

Medida termodinâmica de desordem aumento da desordem

de energia e de matéria.

Função de estado com interpretação molecular.

Previsão do efeito da temperatura e da pressão sobre processos

físicos e químicos.

Base para a discussão de Equilíbrio Químico.