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Termoquímica

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Introdução

• Um dos grandes problemas mundiais é constante necessidade de geração de energia.

• A Termoquímica possibilita uma solução viável (econômica e ecológica) para esta crescente demanda.– Combustão de biomassa;

– Célula de hidrogênio.

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Definição

• A Termoquímica estuda a quantidade de energia, na forma de calor, que uma reação química pode gerar ou absorver, em suas transformações.

• A Termoquímica é um ramo da termodinâmica que se ocupa com a liberação e a absorção de calor durante uma transformação (Russel, 1981)

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Tipos de Transformações

• Exotérmicas:– São as que liberam calor.

• Exemplos:

Queima de carvão

C(s) + O2(g) CO⃗ 2(g) + ENERGIA

Combustao do alcool

C2H5OH + 3O 2CO2 + 3H20 + ENERGIA

Combustao da Gasolina

C8H18 + 25/2O2 8CO2 + 9H20 + ENERGIA

Gas Butano (fogao)

C4H10 + 13/2O2 4CO2 + 5H20 + ENERGIA

• O CONCEITO DE REACAO EXOTERMICA PODE SER ESTENDIDO A QUALQUER FENOMINO FISICO QUE OCORRAM COM LIBERACAO DE ENERGIA. UM CASO MUITO CONHECIDO E DA MUDANCA DE ESTADO FISICO. A CONDENSACAO DA AGUA POR EXEMPLO, OBEDECE A SEGUINTE REACAO.

• H2O(g) H2O(l) + ENERGIA

O prefixo –exo – significa – para fora

• Endotérmicas:– São as que absorvem calor.

• Exemplo:

Decomposição da agua.

H2O(l) + ENERGIA H2(g) + 1/2O2(g)

Vaporizacao da agua

H2O(l) + ENERGIA H2O(g)

Fotossintese das plantas

6CO2 + 6H2O + ENERGIA C6H12O6 + 6O2

O prefixo –endo- significa – para dentro

• No sistema exotermico o sistema perde calor e o ambiente e aquecido.

CalorCalor

Calor

Sistema

CalorCalor

Calor

Sistema

No sistema endotermico o sistema ganha calor e o ambiente se resfria.

MEDIDAS DE ENERGIA• A quantidade de energia transmitida para o meio e

definida pela expressao

Q = m.c.▲t

Onde

Q = e o carlor cedido ou absorvido pelo meio

m = e a massa do meio contido em um dado recipiente

c= e o carlor especifico do meio

▲t = e a variacao da temperatura sofrida pelo meio

A energia pode ser medida em calorias ou joules

• Onde

• Uma caloria (1cal) e a quantidade de energia necessaria para aumentar de 1ºC a temperatura de 1g de agua.

c = 1,0 cal

g.ºC

• Entao

• 1cal = 4,18j 1kj = 1000j = 103j

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Entalpia de uma substância

• Lei da conservação da Energia:– A energia não pode ser criada e nem destruída,

apenas transformada.

• Entalpia (H):– É o conteúdo energético de uma substância.– O mais importante não é a Entalpia (H) e sim a

diferença de Entalpia (H)

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Variação de Entalpia (H)

• É o calor liberado ou absorvido, quando uma reação química é realizada a pressão constante.

H = Hprodutos – Hreagentes

• A Entalpia não pode ser medida diretamente, mas a variação sim.

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Reações Exotérmicas

• São reações que liberam energia, na forma de calor.

H = Hp – Hr

H<0

calor

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Formas de se Apresentar uma Reação Exotérmica

Cgraf + O2(g) CO2(g) + 393 kJ

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Reações Endotérmicas

• São reações que absorvem energia, na forma de calor.

H = Hp – Hr

H>0

calor

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Formas de se Apresentar uma Reação Endotérmica

2Cgraf + 2H2(g) + 52 kJ C2H4(g)

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Exercício

1.(UEFS – BA) Considere-se a reação:

H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H = - 68,3 kcal

Pode-se afirmar, em relação à formação de 1 mol de água, que há:

a) absorção de 68,3 kcal e a reação é endotérmica.b) absorção de 68,3 kcal e a reação é exotérmica.c) liberação de 68,3 kcal e a reação é exotérmica.d) liberação de 68,3 kcal e a reação é endotérmica.e) liberação de 68,3 kcal e a reação é atérmica.

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Exercício

2.(UERJ) Ao se dissolver uma determinada quantidade de Cloreto de Amônio em água a 25 oC, obteve-se uma solução cuja temperatura foi de 15 oC. A transformação descrita caracteriza um processo do tipo:

a) Atérmico.b) Adiabático.c) Isotérmicod) Exotérmico.e) Endotérmico.

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Estado padrão• Estado físico mais estável

• Forma alotrópica mais estável

• Forma cristalina mais estável

• Nas condições:• Temperatura = 25 oC• Pressão = 1 atm

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Formas alotrópicas

ElementoForma alotrópica

mais estávelForma alotrópica

menos estável

Oxigênio O2 O3

Carbono Cgrafite Cdiamante

Enxofre Srômbico Smonoclínico

Fósforo Pvermelho Pbranco

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Fatores que influem nas entalpias

• Os principais fatores que afetam a H de uma reação são:– Estado físico dos reagentes e dos produtos.

• Hgasoso > Hlíquido > Hsólido

– Estado alotrópico dos reagentes e produtos:• A forma alotrópica de menor entalpia é a mais

estável.

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Convenção Importante• Substância simples, no estado padrão, tem

entalpia iguala zero (H=0).• Exemplos (25oC, 1 atm):

– Cgrafite ⇛ H = 0

– Cdiamante ⇛ H ≠ 0

– O2(L) ⇛ H ≠ 0

– O2(G) ⇛ H = 0

– H2O(L) ⇛ H ≠ 0

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Entalpia Padrão de Formação - Ho

f • É a variação de entalpia associada à

formação de um mol de uma substância a partir das substâncias simples correspondentes, no estado padrão.

• Exemplo:– Formação da H2O(L)

H2(G) + ½ O2(G) H2O(L) Hof = -285,5 kJ

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Entalpia Padrão de Combustão

• É a variação de entalpia associada à combustão completa de um mol de uma substância, supondo-se no estado padrão todas as substâncias envolvidas na reação.

• Exemplo:– Combustão padrão do Metano (CH4).

CH4(G) + 2 O2(G) CO2(G) + 2 H2O(L) H = -890,4 kJ

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Entalpia Padrão de Neutralização

• É a variação de entalpia verificada na neutralização de 1 mol de H+ por 1 mol de OH-, supondo-se todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25 oC e 1 atm.

• Exemplo:

HClaq + NaOHaq NaClaq + H2O(L) H = -57,9 kJ

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Entalpia de Ligação

• É a variação de entalpia verificada na quebra de 1 mol de um determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 oC e 1 atm.

• Exemplo:

CH4(G) C(G) + 4 H(G) H = +1.651,6 kJ

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Lei de Hess

• A variação de entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.

1. LEI DE HESS: A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação. Resumindo: A soma dos ∆Hs de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .

∆H1 ∆H2

∆H3

∆H3 = ∆H1 + ∆H2

LEI DE HESS

EXEMPLOS DE CÁLCULOS ENVOLVENDO A LEI DE HESS.

Observe o gráfico:

O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO2(g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:

Resolução:

1. A combustão de 1 mol de SO2(g) é: SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) 2. Considerar os valores do gráfico como sendo

positivos e determinar o valor do espaço (x) que tem SO2(g)+ ½ O2(g) como reagente e

SO3(g) como produto: x = 94 – 71 = 23.3. Como a entalpia dos reagentes é maior que a

dos produtos ( estamos “descendo” no gráfico) o valor do ∆H é negativo, pois a reação é exotérmica. Então: ∆H = -23 kcal.

A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera, estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir:

(I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g)

(II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394 kJ.mol-1

(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1

Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.

(I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X

(II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1

(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1

RESOLUÇÃO:

2C(s) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -788kJ.

2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g) ∆H= +283 kJ

2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= -505 kJ