Termoquímica

Prof. Edson Nossol

Uberlândia, 20/10/2017

Iniciação à Química II

Energia de ligação (dissociação): energia necessária para romper a ligação

∆H (entalpia de ligação): variação de calor que acompanha a quebra da ligação

∆H = ∆E + ∆(PV)

Para gases, ∆H ≠ ∆E ~ 1 a 2% Para líquidos e sólidos: negligível

Energia de ligação (dissociação): energia necessária para romper a ligação

∆H (entalpia de ligação): variação de calor que acompanha a quebra da ligação

∆H = ∆E + ∆(PV)

∆H° (entalpia padrão de ligação) 1 atm (25 °C)

Entalpia de ligação para C-H (gases)

∆H° positivo endotérmico

Entalpia de ligação para C-H (gases)

∆H° é 8% do valor médio (412 kJ mol-1)

Entalpia de ligação para C-H (gases)

∆H° é 8% do valor médio (412 kJ mol-1)

A diferença entre as entalpias dos produtos e reagentes nos fornece uma estimativa da entalpia da reação

Por que estudar entalpia de ligação?

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O ∆Hr° = -2816 kJ mol-1

∆H° negativo exotérmico

Oxidação da glicose

Plantas convertem dióxido de carbono e água em açúcar (glicose) e oxigênio

6CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6O2

Nós realizamos a reação inversa → oxidação da glicose

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O + energia Armazenada na forma de ATP

Cálculo do ∆Hr° de oxidação da glicose

∆Hr° = Ʃ∆Hi - Ʃ∆Hj

reagentes produtos

Se as ligações nos produtos são mais fortes que nos reagentes ∆H é negativo (exotérmico)

Se as ligações nos reagentes são mais fortes que nos produtos ∆H é positivo (endotérmico)

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O ∆Hr° = -2816 kJ mol-1

Cálculo do ∆Hr° de oxidação da glicose

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O

7 5 5 5 1 6 12 12

Ligações dissociadas

Ʃ∆Hi = 12452 kJ mol-1

Ligações formadas

Ʃ∆Hj = 15192 kJ mol-1

∆Hr°calculado = 12452 kJ mol-1 – 15192 kJ mol-1 = -2740 kJ mol-1

∆Hr°experimental = -2816 kJ mol-1

∆Hr° = Ʃ∆Hi - Ʃ∆Hj

Entalpia de formação ∆Hf° = ∆Hr°

Calor envolvido na formação de 1 mol do composto a partir dos seus elementos em seus estados padrão

Forma estável do hidrogênio

Forma estável do hidrogênio

Forma estável do hidrogênio

Forma estável do oxigênio

0

-1260

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O

Produtos Reagentes

Cálculo do ∆Hr° de oxidação da glicose

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O

7 5 5 5 1 6 12 12

Ligações dissociadas

Ʃ∆Hi = 12452 kJ mol-1

Ligações formadas

Ʃ∆Hj = 15192 kJ mol-1

∆Hr°calculado = 12452 kJ mol-1 – 15192 kJ mol-1 = -2740 kJ mol-1

∆Hr°experimental = -2816 kJ mol-1

∆Hr° = Ʃ∆Hi - Ʃ∆Hj

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O

Produtos Reagentes

∆Hr°calculado = -2816 kJ mol-1

∆Hr°experimental = -2816 kJ mol-1

Entalpia é uma função de estado independe do caminho

Entalpia é uma função de estado independe do caminho

A

B

ΔH

En

talp

ia

Lei de Hess: quando os reagentes são convertidos em produtos, a variação de entalpia é a mesma, quer a reação se dê em uma só etapa ou em uma série de etapas

Exemplo

Exercício

A síntese do propano, C3H8, um gás usado como combustível em fogões tem como equação abaixo, calcule a entalpia padrão de formação: 3 C(gr) + 4H2(g) → C3H8(g)

As entalpias de reações são as seguintes: (a) C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ∆Hr°: -2220 kJ mol-1

(b) C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆Hr°: -394 kJ mol-1

(c) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hr°: -286 kJ mol-1

Reações espontâneas e energia livre

Reação espontânea: processo que ocorre, dado certo tempo, sem a necessidade de intervenção externa

-824

-55,9

∆H negativo reação espontânea!

Reações espontâneas e energia livre

Reação espontânea: processo que ocorre, dado certo tempo, sem a necessidade de intervenção externa

-824

-55,9

∆H negativo reação espontânea!

Bom indicativo, mas não em todos os casos...

Reações espontâneas e energia livre

Espontaneidade depende da energia livre (∆G)

Reações espontâneas e energia livre

Exemplo:

∆G = -4,5 kJ mol-1

∆G é negativo mesmo o valor de ∆H sendo positivo!

Reação espontânea

Entropia => (∆S): variação de desordem do sistema

Um sistema com menos microestados pelos quais pode dispersar sua energia tem uma entropia mais baixa

Um sistema com mais microestados pelos quais pode dispersar sua energia tem uma entropia mais alta

Entropia => (∆S): variação de desordem do sistema

∆S > 0: aumento na desordem ∆S < 0: diminuição na desordem

∆S é positivo 2 → 3 moléculas

Cálculo da variação da entropia (∆S)

Produtos Reagentes

S° é a entropia absoluta padrão

S = 0 para um cristal perfeito em T= 0K

2 H2O(l) O2(g) H2O2(l) 2

125

Cálculo da variação de energia livre (∆G)

0,125

Reação espontânea

H2O(l) H2O(s)

sólido → líquido

Cálculo da variação de energia livre (∆G)

0,125

Reação espontânea

Aplicações da equação