quimica - termoquimica

8/6/2019 QUIMICA - Termoquimica

1/14

Trabalho sobre TERMOQU MICA

1. Conceito de Entalpia2. Calores e rea es3. Lei de Hess

Conceitos de Entalpia

O ESTUDO DO CALOR TROCADO NAS REA ES QU MICAS

Antes de iniciar o assunto Termoqu mica importante definir alguns termos que ser o usados com freq ncia:

1. Sistema: Denomina-se sistema uma parte do universo f sico cujas propriedades est o sob investiga o.2. Fronteira: Limites que definem o espa o do sistema, separando-o do resto do universo.3. Vizinhan a ou meio ambiente : a poro do universo pr xima s fronteiras do sistema, que pode, na

maioria dos casos, interagir com o sistema.4. Quando uma rea o qu mica ocorre em um determinado sistema, isso acarreta uma troca de calor entre

o sistema em rea o e o meio ambiente.

A termoqu mica estuda justamente essas trocas de calor, assim como o seu aproveitamento narealiza o de trabalho.

Se o calor trocado entre o sistema e o meio ambiente medido a press o constante, ele denominado Entalpia ouconte do calor fico e simbolizado por H. Sendo que Entalpia (H) o calor trocado a press o constante.

Em rela o s trocas de calor, as rea es qu micas se classificam em dois tipos: rea es exot rmicas e rea esendot rmicas, conforme liberem ou absorvam o calor respectivamente.

REA ES EXOT RMICAS

O prefixo exo significa "para fora". Rea es exot rmicas s o aquelas que liberam energia na forma de calor. Oesquema geral de uma rea o exot rmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representamsubst ncias gen ricas:

A + B C + D + calor

Hr Hpentalpia de reagentes entalpia de produtos

A partir da Lei da Conserva o da Energia, podemos afirmar que: " A energia total dos reagentes igual energiatotal dos produtos".

Em outras palavras, toda a energia que entrou no primeiro membro da equa o qu mica deve sair integralmente no

segundo membro da equa o. De onde tiramos a seguinte concluso: se uma rea o

exot

rmica, ent

o a entalpiados reagentes (Hr ) maior que a entalpia dos produtos (Hp ), pois uma parte da energia que estava contida nos

reagentes foi liberada para o meio ambiente na forma de calor e apenas uma outra parte dessa energia ficoucontida nos produtos. Ento reao exot rmica: Hr > Hp

No poss vel determinar diretamente a entalpia de cada subst ncia participante de uma rea o, mas podemosdeterminar experimentalmente a varia o da entalpia DH , que ocorre quando uma rea o qu mica realizada.

Varia o da Entalpia: DH = H final (produtos) H inicial (reagentes)
http://www.supertrafego.com/clique.asp?clique=50http://www.supertrafego.com/clique.asp?clique=48http://www.supertrafego.com/clique.asp?clique=47http://www.supertrafego.com/clique.asp?clique=49http://www.supertrafego.com/apostilas_tutoriais.asp


2/14

ou DH = Hr HpComo na rea o exot rmica Hr > Hp , ento neste tipo de rea o o valor de DH ser sempre negativo. Sendo que areao exot rmica: DH > 0.

Observe que n o existe energia negativa; ou um sistema cont m energia. O sinal negativo de DH quer dizer apenasque a energia foi liberada.

REA ES ENDOT RMICAS

O prefixo endo significa "para dentro". Rea es endot rmicas s o aquelas que absorvem energia na forma de calor.O esquema geral de uma rea o endot rmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representamsubst ncias gen ricas.

A + B + calor C + D

Hr Hp

entalpia dos reagentes entalpia dos produtos

Uma vez que a energia total se conserva do primeiro para o segundo membro de qualquer rea o qu mica, podemosafirmar que: se uma rea o endot rmica, a entalpia dos produtos Hp maior que a entalpia dos reagentes Hr , pois uma determinada quantidade de energia foi absorvida pelos reagentes na forma de calor, durante a rea o, ficando contida nos produtos. Sendo que rea o endot rmica: Hp > Hr .

E sendo DH = Hp Hr , ento na rea o endot rmica o valor de DH ser sempre positivo. Sendo que rea oendot rmica: DH > 0.

PRINC PIO DE THOMPSEN E BERTHELOT

H um princ pio fundamental da Termoqu mica, determinado em 1867 pelos cientistas que lhe deram seus nomes,que afirma: " Dentre um conjunto de rea es qu micas poss veis, ocorrer primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exot rmica. " A rea o exot rmica aquela que libera maior quantidade de energia na forma de calor. Istosignifica que os produtos formados nesse tipo de rea o so menos energ ticos, portanto, mais est veis.Espontaneamente, as subst ncias s iro reagir em busca de maior estabilidade e, desse modo, em busca de liberar amaior quantidade poss vel de energia. Sendo que podemos dizer:

mais estabilidade = menos energia = menor DH = rea o mais espont nea

Tal que podemos utilizar o exemplo: Adicionando-se os gases F2, C l 2 e Br2 a um recipiente contendo g shidrog nio, pode-se prever qual a rea o que ocorrer primeiro, atrav s do valor de DH de cada uma.

a) 1 2 H2(g) + 1 2 F2(g) 1 HF(g) DH = - 64,2 Kcal

b) 12 H2(g) + 1 2 C l 2(g) 1 HC l (g) DH = - 22,1 Kcal

c) 1 2 H2(g) + 1 2 Br2(g) 1 Hbr(g) DH = - 8,7 Kcal

Como a rea o a a que libera maior quantidade de energia, espontaneamente a reao que ocorre em primeirolugar.


3/14

FATORES QUE INFLUENCIAM O VALOR DA VARIA O DE ENTALPIA

O valor da varia o de entalpia, DH , de uma rea o qu mica est sujeito a varia es conforme mudem as condi esem que a rea o foi realizada. Sendo que os fatores que influenciam DH so:

1. TEMPERATURA

O valor de DH varia sensivelmente com a temperatura em que se deu a rea o.

Se uma rea o ocorre a uma temperatura X, obt m-se DH x.

Se essa mesma rea o ocorrer a uma temperatura Y > X, por exemplo, obt m-se um DH Y diferente de DH x.

Isso ocorre porque a quantidade de calor necess ria para elevar a temperatura dos reagentes de X at Y diferenteda quantidade de calor necess ria para elevar a temperatura dos produtos de X at Y.

2. PRESS O

O valor de DH em uma rea o envolvendo subst ncias s lidas e l quidas praticamente n o varia com a mudan a depress o. No caso de rea es que envolvem subst ncias gasosas, o valor de DH come a a variar de modosignificativo para press es de ordem de 1000 atm. Com as rea es normalmente s o feitas sob press o atmosf ricanormal (1 atm.), n o necess rio levar em conta a varia o no valor de DH com a press o.

3. QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS

A quantidade de calor envolvida em uma rea o qu mica proporcional quantidade de reagentes e produtos queparticipam da rea o. Se por exemplo, a quantidade de reagentes e produtos for dobrada, a quantidade de calor ir dobrar igualmente como no exemplo:

1 H2(g) + 1 C l 2(g) 2 HC l (g) DH = - 44,2 Kcal

2 H2(g) + 2 C l 2(g) 4 HC l (g) DH = - 88,4 Kcal

4. FASE DE AGREGA O

A energia das subst ncias aumenta progressivamente medida que elas passam da fase s lida para a l quida e agasosa.

energia da fase s lida < energia da fase l quida < energia da fase gasosa


4/14

Seja por exemplo, uma rea o qu mica exot rmica:

Quanto menos energ tica for a fase de agrega o dos produtos formados, maior ser a energialiberada na rea o.

Quanto mais energ tica for a fase de agrega o dos produtos formados, menor ser a energia

liberada na rea o, pois a energia ficar

contida no produto. Exemplo:

2 H2(g) + O2(g) 2 H2 O ( l ) DH = - 68,3 Kcal

2 H2(g) + O2(g) 2 H2 O ( g ) DH = - 57,8 Kcal

5. VARIEDADE ALOTR PICA

Entre a s formas alotr picas de um mesmo elemento h aquela mais est vel e, portanto, menos energ tica, e tamb ma menos est vel, portanto, mais energ tica. Seja, por exemplo, uma rea o qu mica exot rmica:

Partindo-se do reagente na forma alotr pica mais est vel (menos energ tica) obt m-se menorquantidade de energia liberada na rea o.

Partindo-se do mesmo reagente na forma alotr pica menos est vel (mais energ tica) obt m-semaior quantidade de energia liberada na rea o.

Exemplo:

C( grafita ) + O2(g) CO2(g) DH = - 94,00 Kcal

C(diamante ) + O2(g) CO2(g) DH = - 94,45 Kcal

6. PRESEN A DE SOLVENTE Quando dissolvemos uma determinada subst ncia em um solvente qualquer, ocorre libera o ou absor o deenergia na forma de calor. Assim, se fizermos uma rea o na aus ncia de um solvente, o valor de DH ser diferentedaquele obtido quando fazemos a mesma rea o na presen a de um solvente.

Exemplo:

1H2 (g) + 1 C l 2(g) 2 HC l (g) DH = - 44,2 Kcal

H2O

1 H2(g) + 1 C l 2(g) 2 HC l (aq ) DH = - 80,2 Kcal

Sendo que a diferen a: 80,2 - 44,2 = 36,0 Kcal igual energia liberada na dissolu o de 2 mol culas de HCl emgua ( cada 1 mol de HCl dissolvido em gua libera 18,0 Kcal).

OBSERVA ES GERAIS.: Como o valor do DH de uma rea o varia em fun o dos fatores vistos no item anterior, preciso que na equa otermoqu mica constem as informa es a seguir:


5/14

A temperatura e a press o nas quais se deu a rea o.

As subst ncias que reagem e que s o produzidas, com os respectivos coeficientes.

A fase de agrega o (slida, l quida ou gasosa) em que se encontra cada subst ncia participante da rea o.

A variedade alotr pica de cada subst ncia que participa da rea o ( no caso das subst ncias apresentarem formasalotr picas).

A quantidade de calor que foi liberada ou absorvida durante a rea o.

Tal que saiba-se que em termoqu mica normalmente se trabalha em condi es-padr o:Temperatura de 25 C ou 298 K.

Press o de 1 atm.

Subst ncia na fase de agrega o (s lida, l quida ou gasosa) comum nessas condi es de press o e temperatura.

Exemplo: A gua lquida a 25 C e 1 atm; portanto, em condi es-padr o, trabalha-se com a gua na fase l quida. Subst ncia na forma alotr pica mais est vel.

Nessas condi es o valor de DH tabelado para muitas rea es. Como a seguir:

Tabela 1

Entalpia de forma o estado padr o em Kcal/mol

H2O(g) - 57, 8NO (g) 21,6C6H6(l) 19, 8

H2O(l) - 58, 3

NO 2(g) 8,1


6/14

CH 4(g) - 17, 9

SO3(g) - 94, 5

N2O(g) 19, 5

C2H6(g) - 20, 2SO2(g) - 71, 0

HCl (g) - 22,1

CaO(s) - 151,8

Observa o: muitas dessas entalpias de forma o so calculadas de forma indireta, pois nem sempre atransforma o direta de forma o, ou s ntese, entre os elementos formados poss vel na pr tica. A grande utilidadedas entalpias de forma o est, como dissemos ha pouco, no calculo da varia o de entalpia, DH , de transforma esqu micas. Usaremos as entalpias de forma o como conte do de calor de cada subst ncia. Somando essesconte dos, teremos as entalpias dos reagentes e as entalpias dos produtos. Fazendo o c lculo, entalpias finais menos

entalpias iniciais, chegaremos varia o de entalpia de transforma o.

Tabela 2

Entalpias de combust o de alguns combust veis importantes no estado padr o.

kcal /mol

cal /g

Hidrog nioH2(g)- 68,3- 33.887

MetanoCH4(g)- 212,8- 13.265

PropanoC3H8(g)- 530,6- 12.034

AcetilenoC2H2(g)- 310,6- 11.930

ButanoC4H10(g)- 688,0- 11.837


7/14

GasolinaC6 a C10( l)

- 1.320,0- 11.579

QueroseneC11 a C12( l)

- 1.731,6- 11.100

leo DieselC13 a C17( l)

- 2.306,6- 10.880

Carv oC(s)- 96,7- 8.083

lcool et licoC2H5OH( l)

- 326,7- 7.102

lcool met licoCH3OH( l)

- 173,6- 5.425

Mon xido de carbonoCO(g)- 67,6- 2.414

Observa es:

1. Todos os DH de combust o so negativos, pois s o transforma es exot rmicas.

2. Os combust veis acima citados est o na ordem decrescente de cal/g, porque nessa unidade que se comparam ospoderes calor ficos na ind stria .

3. Para a gasolina, querosene e leo diesel, n o existem f rmulas, pois esses mat rias n o so substancias e simmisturas de subst ncias. S o misturas de hidrocarbonetos, compostos moleculares formados unicamente por carbonoe hidrog nio. Quando citamos, na gasolina, C6 a C10 , significa que os hidrocarbonetos que a formam possuem de6 a 10 tomos de carbono por mol cula.

Alguns combust veis, tais como g s de rua (formado por CH 4 e H2) e g s de botij o (C3H8 e C4H10),

tamb m s o misturas.

Tabela 3

Energias de liga o em Kcal/mol no estado padr o.

F - F 37,5C - F 128,0

CL - CL 58,0C - CL 93,0


8/14

Br - Br 46,3C - Br 67,0I - I 36,4C - I 50,0H - F 135,9H - H 104,2H - CL 103,1O = O 118,0H - Br 87,4N N 225,8H - I 71,4H - O 102,3

TIPOS DE VARIA O DE ENTALPIA

Os diferentes calores de rea o

Para simplificar o estudo, dividimos os calores envolvidos nas rea es qu micas ( DH ) em grupos, a saber: DH decombust o, de neutraliza o, de dissolu o e de forma o.

Em todos esses casos, convenciona-se que o valor de DH deve ser tomado em condi es padr o, que s o asseguintes:

press o de 1 atmosfera;

temperatura de 25 C ou 298 K; subst ncias na fase de agrega o (slida, l quida ou gasosa) comum nessas condi es de press o etemperatura;

subst ncias na forma alotr pica mais est vel. Indicamos que o DH est em condi es-padr o pela nota o: DH0 .

Entalpia-padr o de combust o

Denomina-se entalpia-padr o de combust o a varia o de entalpia ( DH0 ) envolvida na combust o completa de 1mol de mol culas de determinada subst ncia, em que todos os participantes da rea o se encontram em condi es-padr o.

Exemplo:

1 CH4(g) + 2 O2(g) 1 CO2(g) + 2H2O DH0 combust o = - 212,8 Kcal


9/14

ENTALPIA-PADR O DE NEUTRALIZA O

Denomina-se entalpia-padr o de neutraliza o a varia o de entalpia ( DH0 ) envolvida na neutraliza o de 1equivalente-grama de um cido por 1 equivalente-grama de uma base, ambos em solu es aquosas dilu das.

1 Eg cido(aq) + 1 Eg base(aq) 1 Eg sal (aq) + H2O D H0 neutralizao

Observe que o DH0 de neutraliza o entre cidos e bases fortes constantes. Isso ocorre porque todos os cidosfortes, bases fortes e os sais obtidos pela rea o desses compostos se encontram praticamente 100% ionizados oudissociados em solu es aquosas dilu das.

ENTALPIA PADR O DE DISSOLU O

Denomina-se entalpia-padr o de dissolu o a varia o de entalpia ( DH0 ) envolvida na dissolu o de 1 mol dedeterminada subst ncia numa quantidade de gua suficiente para que a solu o obtida seja dilu da.

O processo de dissolu o de uma subst ncia em gua se d em duas fases, cada uma envolvendo respectivamenteum DH1 e um DH2 , sendo que: DH0 dissolu o = DH1 + DH2.

1 .) Quebra das liga es interat micas em compostos i nicos ou capazes de formar ons e intermoleculares emcompostos covalentes. Esta fase sempre endot rmica.

H2O

CxHy > Cy+(aq) + Ax-(aq) DH2 > 02 .) Hidrata o das part culas ( ons) do soluto. O envolvimento ordenado das mol culas de gua ao redor daspart culas ( ons) do soluto sempre um processo exot rmico.

C y+ + Ax- + H2O Cy+(aq) + A x-(aq) DH2 < 0

Assim, podemos concluir:

DH0 dissolu o > 0 se: DH1 > DH2


10/14

DH0 dissolu o < 0 se: DH1 < DH2

ENTALPIA-PADR

O DE FORMA O

Denomina-se entalpia-padr o de forma o a varia o de entalpia ( DH0 f ) envolvida na rea o de forma o de 1 molde mol culas de determinada subst ncia, a partir de subst ncias simples em condi es-padr o.

Pela pr pria defini o de entalpia-padr o de forma o conclu mos que a entalpia-padr o de qualquer subst nciassimples em condi es-padr o igual a zero.

1 H2g 1 H2(g) DH0 f = 0,0 Kcal

1 O2(g) 1 O2(g) DH0 f = 0,0 Kcal

1 C(grafita) 1 C(grafita) DH0 f = 0,0 Kcal

A DIFICULDADE DE DETERMINAR NA PR TICA O VALOR DE DH

H uma s rie de fatores que muitas vezes tornam invari vel a determina o prtica de varia o de entalpia de umareao. Normalmente o valor de DH medido em aparelhos denominados calor metros, mas esses aparelhos s funcionam com precis o para determinados tipos de rea es.

Uma outra dificuldade que surge em rela o determina o experimental de DH o pr prio n mero de rea esqu micas, que ultrapassam a casa dos milh es.

Por esses motivos, bastante til aprender a calcular teoricamente o valor de DH o pr prio n mero de rea oqu mica a partir de um conjunto pequeno de informa es experimentais.

Lei de Hess

Germain Henri Hess (1802 - 1850), m dico e qu mico que, apesar de nascido na Su a, passou toda a sua vida na

Rssia, considerado um precursor da Termoqu mica. Entre in meros trabalhos nestarea, Hess determinou em1840 a seguinte lei:

A varia o de entalpia envolvida numa rea o qu mica, sob determinadas condi esexperimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos, seja a rea o executada em uma nica etapa ou em v rias etapas sucessivas.


11/14

Em outras palavras, o valor de DH de um processo n o depende do n mero de etapas nem do tipo de cada etapa doprocesso. Isso reafirma a express o :

DH rea o = H p Hr

Essa constata o importante porque permite trabalhar com equa es qu micas como se fossem equa es

matemticas, isto , permite calcular o DH de uma determinada rea o x (inc

gnita) pela soma de rea es de DHconhecidos, cujo resultado seja a rea o de x .

Exemplo: Considerando que a rea o de combust o de carbono grafita produzindo mon xido de carbono.

equa o x: 2 C (grafita) + 1 O2 (g) 2 CO(g) DH = ?

imposs vel medir com precis o o DH desta rea o, pois, na pr tica, n o se consegue parar a oxida o do carbonoexatamente no est gio CO (g). Sempre acaba se formando um pouco de CO2 (g).

Podemos medir no calor metro, por m, o DH das seguintes rea es:

I.) 1 C (grafita) + 1 O2(g) 1 CO2(g) DH = - 94,1 Kcal

II.) 2 CO(g) + 1 O2(g) 2 CO2(g) DH = - 135,4 Kcal

Usando alguns artif cios matem ticos, podemos "manipular" as equa es I e II. , de modo que ao som -las oresultado seja a equa o x .

Na equa o x temos como primeiro reagente 2 mols de C (grafita).

O C(grafita) aparece na equa o I, por m na quantidade de 1 mol. Devemos ent o multiplicar toda equa o I por 2para igual -la equa o x neste aspecto.

Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma rea o termoqu mica por um n meroqualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de D H desta rea o pelo mesmo n mero.

I. 2) 2 C (grafita) + 2 O2(g) 2 CO2(g) DH = - 188,2 Kcal

Na equa o x temos como produto 2 mols de CO2(g). Na equa o II. aparecem 2 mols de CO2(g) no reagente.Devemos ent o inverter a equa o II. para torn -la igual equa o x neste aspecto.

Devemos lembrar que, ao inverter uma rea o termoqu mica, deve-se inverter o sinal do D H, pois, se numdeterminado sentido a rea o libera calor, para voltar, em sentido contr rio, a rea o ter que absorver a mesma


12/14

quantidade de calor que havia liberado, e vice-versa.

invertendo II.) 2 CO2(g) 2 CO(g) + 1 O2(g) DH = +135,4 Kcal

No consideramos o reagente O 2(g) da equa o x porque ele aparece tanto na equa o I como na equa o II.Freq entemente, quando isso ocorre, o reagente (ou produto) acaba se ajustando sozinho durante a soma alg bricadas equa es.

O processo para somar as equa es qu micas o seguinte:

1. Se uma subst ncia aparece na mesma quantidade no reagente de uma equa o e no produto de outraequa o a soma ser igual a zero.

2. Se uma subst ncia aparece em maior quantidade no reagente de uma equa o e em menor quantidade noproduto de outra equa o, devemos subtrair essas quantidades em m dulo e colocar o resultado no reagenteda equa o final.

3. Se uma subst ncia aparece em maior quantidade no produto de uma equa o e em menor quantidade noreagente de outra equa o, devemos subtrair essas quantidades em m dulos e colocar o resultado noproduto da equa o final.

4. Se uma subst ncia aparece no reagente de duas ou mais equa es diferentes, devemos somar todas asquantidades e colocar o total no reagente da equa o final. O mesmo racioc nio deve ser seguido no caso deuma subst ncia que aparece no produto de duas ou mais equa es diferentes.

5. Se uma subst ncia aparece no reagente ou no produto de apenas uma equa o entre as v rias que est osendo somadas, devemos colocar essa subst ncia respectivamente no reagente ou no produto da equa ofinal na quantidade em que ela se apresenta.

Somando-se as equa es I e II, devidamente "arrumadas", seguindo as regras anteriores, iremos obter a equa o x.

I.) 2 C (grafita) + 2 O2(g) 2 CO2(g) DH = - 188,2 Kcal

II.) 2 CO (g) 2 CO(g) + 1 O2(g) DH = +135,4 Kcal

2 C (grafita) + 1 O2(g) 2 CO(g) DH = - 52,8 Kcal

Como de fato o resultado da soma das equa es I e II "arrumadas" foi a equa o x , ento o DH da rea o x igual soma do DHI e do DHII dessas rea es.

CONCLUS O


13/14

Como a varia o de energia num processo global n o depende das etapas e nen do n mero delas, podemos somar asequa es termoqu micas que representam as etapas sempre que os estados iniciais e finais forem os mesmos, pois avaria o total de energia da transforma o global ser a mesma.

Assim, a lei de Hess nos garante que podemos somar as equa es termoqu micas de todas as etapas e seusrespectivos DH com a finalidade de determinar varia es de entalpia dif cies de serem medidas em laborat rio.

Por isso, a lei de Hess tamb m conhecida como Lei da Soma dos Calores de Rea es .

Bibliografia.:Qu mica Integral ( Reis, Martha ) ; editora FTD - Vol. nico - 2 Grau.

O Novo Telecurso 2 Grau - Funda o Roberto Marinho - Qu mica.


14/14

Aluno:

Michel Anderson Galv o de Oliveira. - 2 Grau

quimica - termoquimica

Documents