TERMOQUÍMICA

Termoquímica

É o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas ou mudanças de estado físico de uma substâncias.

Para a Termoquímica, as reações químicas se classificam em:

Reações exotérmicas – são aquelas que produzem ou liberam calor, como por exemplo:

- a queima do carvão: C + O2 CO2 + calor

- a combustão da gasolina: C8H18 + 25/2 O2 8 CO2 + 9 H2O + calor

Reações endotérmicas – são as que absorvem calor, como por exemplo:

- a decomposição do carbonato de cálcio:CaCO3 + calor CaO + CO2

Variação da Entalpia (H)

É a medida da quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação, a pressão constante.

O cálculo da variação da entalpia é dado pela expressão genérica:

H = Hfinal – Hinicial ou H = Hproduto - Hreagente

H em reações exotérmicas

Nas reações exotérmicas, a entalpia dos produtos (Hp) é

menor do que a entalpia dos reagentes (Hr).

Assim: H = Hp - Hr < 0; o valor

negativo indica que as substâncias perdem energia (entalpia) durante a reação.

Entalpia (H)

Hr

Hp

H < 0

caminho da reação

H em reações endotérmicas

Nas reações endotérmicas, a entalpia dos produtos (Hp) é

maior do que a entalpia dos reagentes (Hr).

Assim: H = Hp - Hr > 0; o

valor positivo indica que as substâncias ganharam energia (entalpia) durante a reação.

caminho da reação

H > 0

Hp

Hr

Entalpia (H)

Representação:

Reação endotérmica:

CaCO2 (s) CaO (s) + CO2 (g) H = + 1207 kJ

CaCO2 (s) + 1207 kJ CaO (s) + CO2 (g)

Reação exotérmica:

S (g) + 3/2 O2 SO3 (s) H = - 94,4 kcal/mol

S (g) + 3/2 O2 SO3 (s) + 94,4 kcal/mol

Exemplos

01) Classifique as reações a seguir em endotérmicas ou exotérmicas:

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

b) C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H = + 31,4 kcal

c) H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g) ∆H = - 57,8 kcal

d) 940,0 kJ + N2 2 N

e) 506,6 kJ + O2 2 O

exotérmica

endotérmica

exotérmica

endotérmica

endotérmica

f) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) + 285,8 kJ/mol

g) C(s) + 715,5 kJ/mol C(g)

h) 6 C(graf) + 3 H2(g) C6H6(l) H = + 48,9 kJ/mol

i) C(graf) + 2 H2(g) CH4(g) H = - 74,5 kJ/mol

j) C(graf) + O2(g) CO2(g) H = - 393,3 kJ/mol

exotérmica

endotérmica

endotérmica

exotérmica

exotérmica

Exemplos(Unama-PA) Durante o jogo de tênis, o da sugeriu a aplicação de compressa quente sobre o local da lesão. No armário de medicamentos havia dois tipos de compressas na forma de pacotes plásticos, sendo um deles amarelo e o outro azul.

  No pacote amarelo estava a informação: ao pressionar ocorre a reação CaCl2(s) Ca2+

(aq) + 2 Cl-(aq) H = - 82,8 kJ

 No pacote azul estava a informação: ao pressionar ocorre a reação

 NH4NO3(s) NH4+

(aq) + NO3-(aq) H = 26,2 kJ

  Qual dos dois pacotes deverá ser utilizado como compressa quente sobre a lesão? Justifique sua resposta.

Pacote amarelo, pois haverá liberação de calor (reação exotérmica)

H nas mudanças de estado físico

Processos endotérmicos: fusão, vaporização e sublimação (sólido para o gasoso).

Processos exotérmicos: solidificação, liquefação e sublimação (gasoso para o sólido).

Exemplos

1) Ao sair de uma piscina em um dia de vento, sentimos frio. Proponha uma explicação para isso, baseada nos conceitos de mudança de fase e de troca de calor.

2) Dos processos I a VI esquematizados abaixo, todos a pressão constante, quais são endotérmicos? E exotérmicos?

SÓLIDO LÍQUIDO GASOSOI II

III IVV

VI

Quando a água que está sobre a pele passa da fase líquida para a fase vapor, absorve calor das vizinhanças, o que inclui a superfície do corpo. Essa perda de calor pelo corpo produz a sensação de frio.

Endotérmicos: I, II e V

Exotérmicos: II, IV e VI

Exemplos:

3) (UEMG) Das equações químicas apresentadas a seguir, todas são transformações endotérmicas, EXCETO:a) H2 (l) H2 (g)

b) O2 (g) O2 (l)

c) CO2 (s) CO2 (g)

d) Pb (s) Pb (l)

Equação Termoquímica

É a equação à qual acrescentamos a entalpia da reação e na qual mencionamos todos os fatores que possam influir no valor dessa entalpia.

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) H = - 286,6 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)

C(diamante) + O2 (g) CO2 (g) H = - 395,0 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) H = - 184,1 kJ/mol (75 ºC; 1 atm)

Casos particulares das entalpias das reações

Estado padrão: um elemento químico está no estado padrão quando se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25 ºC e 1 atm de pressão.Toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero.

Exemplo: forma mais comum do carbono: grafite; forma mais comum e estável do oxigênio: O2.

Entalpia padrão de formação

É a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes, estando todas no estado padrão.

H2 (g) + S (rômbico) + 2 O2 (g) 1 H2SO4 (l)

Hfº = - 813,0 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)

2 C(grafite) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) 1 C2H5OH (l)

Hfº = - 277,5 kJ/mol (25 ºC; 1 atm)

Alguns valores das entalpias padrão de formação

Substância Entalpia de formação (kcal/mol)

CO (g) - 26,4

NaCl (s) - 98,6

HI (g) + 6,2

N2 (g) zero

Observação:

O cálculo das variações de entalpia de todas as reações químicas pode ser efetuado a partir das entalpias padrão de formação das substâncias que participam da reação dada.

Exemplo: (UFSC-SP) Um dos sistemas propelentes usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N2H4) como combustível e peróxido de hidrogênio (H2O2) como oxidante. Esses reagentes são chamados hipergólicos, isto é, eles iniciam a reação pelo simples contato. A reação que ocorre é:

N2H4(l) + 2 H2O2(l) N2(g) + 4 H2O(g)

Os reagentes são misturados a 25 ºC na relação molar indicada na equação. Qual é o calor da reação?

São dadas as entalpias de formação:N2H4(l) = + 12 kcal/molH2O2(l) = - 46 kcal/molH2O(g) = - 57,8 kcal/mol

Resolução:

N2H4(l) + 2 H2O2 N2 (g) + 4 H2O (g) + 12 2.(-46) 4.(-57,8) - 92 - 231,2

Hreagentes = - 80 kcal/mol Hprodutos = - 231,2 kcal/mol

H = Hprodutos - Hreagentes

H = - 231,2 – (- 80)

H = - 231,2 + 80

H = - 151,2 kcal/mol

Energia de Ligação

É a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm.

Exemplos:H2 (g) 2 H (g) H = + 435,5 kJ/mol

Cl2 (g) 2 Cl (g) H = + 242,0 kJ/mol

O2 (g) 2 O (g) H = + 497,8 kJ/mol

(1 mol de ligações duplas)N2 (g) 2 N (g) H = + 943,8 kJ/mol

(1 mol de ligações triplas)

Observações:

* Quanto maior a energia de ligação, mais forte é a ligação, ou seja, é mais difícil quebrá-la. Pelo contrário, ligações fracas (de energia de ligação pequena) se quebram facilmente.

* Para quebrar uma ligação gastamos energia, no sentido inverso, isto é, quando ligamos dois átomos – a mesma energia será devolvida.

Alguns valores de energia de ligação (kcal/mol)

Ligação Energia de ligação

Ligação Energia de ligação

C - C 83,2 C - H 98,8

C = C 146,8 C = O 178,0

C C 200,6 H - Br 87,4

H - H 104,2 C - O 85,5

O cálculo das variações de entalpia de qualquer reação química pode ser efetuado a partir das energias de todas as ligações que existem nos reagentes e produtos da reação considerada.

Exemplo: Dados os valores de energia de ligação:

H – H = 436 kJ/mol C – H = 414 kJ/mol

C – C = 347 kJ/mol Cl – Cl = 243 kJ/mol

C – Cl = 331 kJ/mol H – Cl = 431 kJ/mol

Determine o H para a reação dada:

CH4(g) + Cl2(g) CH3Cl + HCl

Observação:

Resolução:

Energia absorvida Energia liberadaC – H = 4.(414) = 1656 C – H = 3.(414) = 1242Cl – Cl = 243 C – Cl = 331H = + 1899 H – Cl = 431

H = - 2004H = + 1899 - 2004H = - 105 kJ

C

H

H

H

H + Cl Cl C

H

H

H

Cl + H Cl

LEI DE HESS

“A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação”.

Conseqüências:

As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas.

Multiplicando ou dividindo uma equação termoquímica por um valor diferente de zero, o valor do H será também multiplicado ou dividido pelo mesmo valor.

Invertendo uma equação termoquímica, inverte-se o sinal do H.

Exemplo:

Dadas as equações termoquímicas:

I. C(grafite) + 2 H2(g) CH4(g) H = - 18 kcal/mol

II. C(g) + 2 H2(g) CH4(g) H = - 190 kcal/mol

Calcule o calor envolvido na reação:.

C(grafite) C(g)

a) Manter a equação IC(grafite) + 2 H2(g) CH4(g) H = - 18 kcal/mol

b) Inverter a equação IICH4(g) C(g) + 2 H2(g) H = + 190 kcal/mol

c) Soma das equações I e II

C(grafite) + 2 H2(g) CH4(g) H = - 18 kcal/molCH4(g) C(g) + 2 H2(g) H = + 190 kcal/mol

C(grafite) C(g) H = + 172 kcal/mol

Exemplo

(UFPR) Os propelentes de aerossol são normalmente clorofluocarbonatos (CFCs), como freon-11 (CFCl3) e freon-12 (CF2Cl2). Tem sido sugerido que o uso continuado destes pode reduzir a blindagem de ozônio da estratosfera, com resultados catastróficos para os habitantes de nosso planeta. Na estratosfera, os CFCs e o O2 absorvem radiação de alta energia e produzem, respectivamente, átomos de Cl e átomo de O. Dadas as equações termoquímicas:

O2 + Cl ClO + O H = + 64 kcalO3 + Cl ClO + O2 H = - 30 kcal

Calcular o valor do H em módulo e em kcal, para a reação de O3 + O 2 O2

Inverter a primeira equação: ClO + O O2 + Cl H = - 64 kcal

Manter a segunda equação:O3 + Cl ClO + O2 H = - 30 kcal

Somar as equações:

ClO + O O2 + Cl H = - 64 kcal

O3 + Cl ClO + O2 H = - 30 kcal

O3 + O 2 O2 H = - 94 kcal