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Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química Ensino Médio, 2ª Série Equações termoquímicas

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Page 1: Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química Ensino Médio, 2ª Série Equações termoquímicas

Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química

Ensino Médio, 2ª Série

Equações termoquímicas

Page 2: Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química Ensino Médio, 2ª Série Equações termoquímicas

Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Equações termoquímicas:Forma de se representar uma reação química,

semelhante a uma equação química comum, que informa a variação de entalpia resultante do processo, a pressão e a temperatura ambiente, podendo informar também os estados físicos dos reagentes e produtos (1).

H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(s) ΔH1= - 292,6 kJ

H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(l) ΔH2= - 286,6 kJ

H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(v) ΔH3= - 292,9 kJ

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Quantidade de reagentes e produtosO ΔH depende das quantidades de reagentes

e produtos, assim ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma equação devemos fazer o mesmo com o ΔH da reação. (2)

H2(g) + Cl2(g) => 2HCl(g) ΔH= + 184,9 kJ

2H2(g) + 2Cl2(g) => 4HCl(g) ΔH= + 369,8 kJ

1/2H2(g) + 1/2Cl2(g) => HCl(g) ΔH= + 92,45 kJ

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Equações Exotérmicas: • Libera calor;• Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes;• ∆H<O.

C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) +3 H2O(ℓ) ∆H=-1368kJ

SO2 (g) + 1/2 O2 (g) → SO3 (g) ΔH= - 23,4 Kcal

Exemplos:

Imagem: JulioNather / Reação exotérmica, em 30 de junho de

2006 / Public Domain

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Equações Endotérmicas • Absorve calor;• Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes;• ∆H>O.

C(grafite) + 2S(rômbico) → CS2(l) ΔH = +21 kcal

Fe2O3(s)+3 C(s) → 2 Fe(s)+3CO(g) ΔH=+490KJ

Exemplos:Imagem:JulioNather / Reação

endotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Estado Alotrópico

• C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393,1 kJ

• C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -395,0 kJ

• C(diamante) → C(grafite) ΔH = -1,9 kJ Exotérmica

• C(grafite) → C(diamante) ΔH = +1,9 kJ Endotérmica

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Estado Alotrópico

Imagem: Exemplos de diamante e grafite com suas respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU Free Documentation License, a partir das imagens (a) Itub / GNU Free Documentation License e (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Sentido da Equação:• Se em um sentido a equação é exotérmica, no

sentido inverso a equação é exotérmica e vice-versa.

• C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g) ΔH = -310,6 kcal Exotérmica

• 2 CO2(g) + H2O(g) → C2H2(g) + 5/2 O2(g) ΔH = +310,6 kcal Endotérmica

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Equação da Entalpia de Formação:• Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis em condição

ambiente (25°C, 1atm);• Substâncias simples no estado padrão formam 1mol da substância

composta;• As substâncias simples no estado padrão possuem entalpia igual a

zero;• A entalpia de 1mol de substância composta é numericamente igual a

seu calor de formação. (3)Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão

Hidrogênio H2(g)

Oxigênio O2(g)

Carbono C(grafite)

Enxofre S(rômbico)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Montando a Equação de Formação• C3H8 (g)

• 3C(grafite) + 4H2 (g) →C3H8 (g)

• C6H6 (l)

• 6C(grafite) + 3H2 (g) →C6H6 (g)

• C2H6O(l)

• 2C(grafite) + 3H2 (g) + 1/2O2(g) → C2H6O(l)

Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão

Hidrogênio H2(g)

Oxigênio O2(g)

Carbono C(grafite)

Enxofre S(rômbico)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Equação da Entalpia de Combustão:• Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a

variação de entalpia (∆H) da combustão completa de 1mol de combustível, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão; (3)

• Combustão é a reação do combustível com o O2(g);

• Toda combustão libera energia, ou seja, é exotérmica.

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Montando a Equação Combustão• H2(g)

• H2(g) + O2(g) → H2O (l)

• C4H8O2(l)

• C4H8O2(l) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O (l)

• S(rômbico)

• S(rômbico) + O2(g) → SO2(g)

Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão

Hidrogênio H2(g)

Oxigênio O2(g)

Carbono C(grafite)

Enxofre S(rômbico)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Lei de Hess

• “A variação de entalpia, ou seja, a quantidade de calor liberada ou absorvida por um processo só depende do estado inicial e final do processo, não dependendo das etapas intermediárias.” (4)

Imagem: Foto do químico suíço Germain Henri Hess / Source: Edgar Fahs Smith Collection / Public Domain

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Lei de Hess Observe:

A variação de Entalpia em uma transformação é a mesma. Passando por etapas intermediárias ou não.

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Consequências da Lei de Hess• Permitiu que as equações termoquímicas fossem

realizadas a céu aberto;• Permitiu calcular a entalpia de várias substâncias

até então desconhecidas, a partir da entalpia da própria reação;

• Permitiu calcular a entalpia de várias reações difíceis de ocorrer pelo método direto, ou seja, reações que ocorrem pelo método indireto (5).

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Lei de Hess e Equações Termoquímicas:• As equações termoquímicas podem ser somadas

como se fossem equações matemáticas ou algébricas;

• Invertendo-se uma equação termoquímica, o sinal do ∆H também será invertido;

• Multiplicando-se ou dividindo-se uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valor do ∆H também será multiplicado ou dividido por esse número (5).

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Usando a Lei de Hess – Ex.: 1• A partir das equações calcule o ∆H da transformação de

Cgraf em Cdiam:

• Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94 kcal/mol

• Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = – 94,5 kcal/mol• Resolução:• Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = –94 kcal/mol

• CO2(g) → Cdiam + O2(g) ∆H2 = +94,5 kcal/mol

Mantida

Invertida

∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = -94 + 94,5 = 0,5 Kcal/mol

Cgraf → Cdiam

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Considerações do exemplo 1Conhecendo as regras de como mexer nas equações: • Você deve deixar nos reagentes quem é o reagente na

equação desejada, o mesmo vale para os produtos;• Para fazer a soma algébrica das substâncias é

necessário que as substâncias sejam as mesmas, estejam no mesmo estado de agregação e/ou no mesmo estado alotrópico;

• Trata-se de uma reação endotérmica, pois a variação de entalpia é positiva.

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Usando a Lei de Hess – Ex.: 2Durante a produção industrial do ácido sulfúrico são necessárias as seguintes etapas intermediárias: combustão do enxofre e oxidação do dióxido de enxofre.

2 S(s) + 3 O2(g) → 2 SO3(g) ∆H = -791,44 kJ

S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H = -296,83 kJ

Determine a entalpia padrão de formação do trióxido de enxofre de acordo com a reação abaixo:

2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) (6)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Resolução do exemplo 22 S(s) + 3 O2(g) → 2 SO3(g) ∆H1 = -791,44 kJ

2SO2(g) → 2S(s) + 2O2(g) ∆H2 = +593,66 kJInvertida e multiplicada por 2

Mantida

2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)

∆H = ∆H1 + ∆H2

∆H = -791,44 + 593,66∆H = -197,78 KJ Exotérmica

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Usando a Lei de Hess – Ex.: 3 • Considere as seguintes equações termoquímicas:• N2(g) + 3 O2(g) + H2(g) → 2HNO3(aq) ∆H1 = -415 kJ

• 2 H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H2 = -572 kJ

• N2O5(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) ∆H3 = -140 kJ

• Qual é a entalpia de formação do pentóxido de nitrogênio?

(6)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Resolução do Exemplo 3• A equação desejada é:• N2 + 5/2O2 → N2O5 para isso fazemos:

• N2(g) + 3 O2(g) + H2(g) →2HNO3(aq) ∆H1 = -415 kJ

• H2O(l) → H2(g) + 1/2O2(g) ∆H2 = +286 kJ

• 2 HNO3(aq) → N2O5(g) + H2O(l) ∆H3 = +140 kJ

Mantida

Invertida e dividida por 2

InvertidaN2 + 5/2O2 → N2O5

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Conclusão do Exemplo 3

• ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

• ∆H = -415 + 286 + 140

• ∆H = 11 KJ/mol• Reação Endotérmica

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Usando a Lei de Hess – Ex.: 4 • Dadas as equações termoquímicas:• C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393 kJ/mol

• H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆H = -286,0 kJ/mol

• 2C(graf) + 2H2(g) + O2(g) → CH3COOH(l) ∆H = -484,0 kJ• Qual a entalpia-padrão de combustão de um mol de

ácido acético?• A Equação desejada é:• CH3COOH(l) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l)

(6)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Resolução do Exemplo 4• 2C(graf) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H1 = -786 kJ/mol

• 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H2 = -572,0 kJ/mol

• CH3COOH(l)→ 2C(graf)+2H2(g)+ O2(g) ∆H3=+484,0kJ/mol

Mantida e multiplicada por 2

Invertida

CH3COOH(l) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l)

Mantida e multiplicada por 2

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Conclusão do Exemplo 3

• ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

• ∆H = -786 +(-572) + 484

• ∆H = -874 KJ/mol• Reação Exotérmica

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Atividade Extra - 1• Observe as equações termoquímicas: I) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ∆H = + 31,4 kcal

II) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = - 67,6 kcal

III) H2(g) + ½O2(g) → H2O(g) ∆H = - 57,8 kcal• De acordo com o ∆H ( variação de entalpia), podemos afirmar que: a) II é endotérmica, I e III exotérmica.

b) I e III são endotérmicas, II exotérmica.c) II e III são endotérmicas, I exotérmica.d) I e II são endotérmicas, III exotérmica.e) I é endotérmica, II e III exotérmicas.

(7)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Atividade Extra - 2• A respiração celular é um processo vital e ocorre por meio

de reações químicas. Um exemplo pode ser a conversão da glicose em ácido pirúvico por meio da reação:

• C6H12O6(S) + O2(g) → 2 C3H4O3(s) + 2 H2O(l)

• glicose ácido pirúvico• Considere as reações a 25 ºC e 1 atm:• C6H12O6(s)+6O2(g)→6CO2(g) + 6H2O(l) ∆H=-2808kJ/mol

• C3H4O3(s) + 5/2 O2(g) → 3 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = -1158 kJ/mol(6)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Continuação da Atividade Extra - 2• Pode-se então afirmar que, na formação do ácido pirúvico a

partir de 1 mol de glicose, há:(A) liberação de 492 kJ de energia.

• (B) absorção de 492 kJ de energia.

• (C) liberação de 1650 kJ de energia.

• (D) absorção de 1650 kJ de energia.

• (E) liberação de 5124 kJ de energia.(6)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Atividade Extra – 3

• Quando o óxido de magnésio está na presença de uma atmosfera de gás carbônico, este é convertido a carbonato de magnésio.

• São dadas as entalpias-padrão de formação:• Mg(s) + ½O2(g) → MgO(s) ∆H = -602 kJ/mol

• C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -394 kJ/mol

• Mg(s) + C(graf) + 3/2O2(g) → MgCO3(s) ∆H =-1096kJ/mol

(6)

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Química, 2ª SérieEquações termoquímicas

Continuação da Atividade Extra -3 • A formação de um mol de carbonato de magnésio, a partir

do óxido de magnésio e gás carbônico, é uma reação:• (A)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.

• (B)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.

• (C)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.

• (D)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.

• (E)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 1 304 kJ. (6)

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Slide Autoria / Licença Link da Fonte Data do Acesso

4 JulioNather / Reação exotérmica, em 30 de junho

de 2006 / Public Domainhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Entalpia_r_exotermica.PNG

12/04/2012

5 JulioNather / Reação endotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain

http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Entalpia_r_endotermica1.PNG

12/04/2012

6 Exemplos de diamante e grafite com suas respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU Free Documentation License

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diamond_and_graphite2.jpg

12/04/2012

6 (a) Itub / GNU Free Documentation License http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diamond_and_graphite.jpg

12/04/2012

6 (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Graphite-tn19a.jpg

12/04/2012

12 Foto do químico suíço Germain Henri Hess / Source: Edgar Fahs Smith Collection / Public Domain

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hess_Germain_Henri.jpg

12/04/2012

14 Representação gráfica da Lei de Hess / Dr. T / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hess_Law.png

17/04/2012

Tabela de Imagens