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TermoquímicaProf. MarceloProf. Marcelo
Termoquímica 2
Definição
A Termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a quantidade de energia, na forma de calor, que uma reação química pode gerar ou absorver, em suas transformações.
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Tipos de Transformações Exotérmicas:
São as que liberam calor. Exemplo: queima de carvão
C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor
Endotérmicas: São as que absorvem calor.
Exemplo: decomposição do calcário.CaCO3 + calor → CaO + CO2(g)
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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
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Reações Exotérmicas
São reações que liberam energia, na forma de calor.
H = Hp – Hr
H<0
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Formas de se Apresentar uma Reação Exotérmica
Cgraf + O2(g) CO2(g) + 393 kJ
ou
Cgraf + O2(g) CO2(g) H = - 393 kJ
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Reações Endotérmicas
São reações que absorvem energia, na forma de calor.
H = Hp – Hr
H>0
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Formas de se Apresentar uma Reação Endotérmica
2Cgraf + 2H2(g) + 52 kJ C2H4(g)
ou
2Cgraf + 2H2(g) C2H4(g) H = +52 kJ
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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
Alótropos: são diferentes substâncias simples formadas por um mesmo elemento químico.
Alotropia: quando um elemento apresenta alótropos.
Os casos mais comuns de alotropia são:- oxigênio enxofre- fósforo carbono
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Formas alotrópicas Carbono
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Formas alotrópicas Carbono
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Formas alotrópicas Oxigênio
Termoquímica
Formas alotrópicas Fósforo
Termoquímica
Formas alotrópicas Enxofre
Enxofre rômbico recém-tirado da jazida
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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 igual a 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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Lei de Hess
A variação de entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
Resumindo: A soma dos ∆H de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .
∆H1 ∆H2
∆H3
∆H3 = ∆H1 + ∆H2
Lei de Hess
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1ª O valor numérico do ∆H de uma reação é
diretamente proporcional à quantidade de
reagentes e produtos.
2ª A reação direta e a reação inversa
apresentam o mesmo valor de ∆H em módulo.
Porém com sinal contrário.
3ª Aditividade das equações termoquímicas.
Lei de Hess
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Exemplo de cálculos envolvendo a lei de Hess.
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.
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(I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X
(II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1 (manter)
(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1 (inverter)
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
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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 = + 1651,6 kJ
É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO.
H – H (gasoso)
H (gasoso) + H (gasoso)
∆H = + 436 kJ
Energia de Ligação
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Exemplo de cálculos envolvendo energia de ligação
EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS REAGENTES SÃO ROMPIDAS (∆H>0) E AS LIGAÇÕES DOS PRODUTOS SÃO FORMADAS (∆H<0); O SALDO É O ∆H DA REAÇÃO.
Dadas as energias de ligação em kcal/mol :
C = C 147 Cℓ - Cℓ 58
C - Cℓ 79 C - H 99
C - C 83
Calcular a energia envolvida na reação:
H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
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H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
- REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆H > 0.H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g)
4 C –H = 4. 99 = +396
1 C = C = 1. 147 = +147 H reagentes= 396+147+58 =
1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58 +601 kcal.
- PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H < 0.
H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
4 C-H = 4.-99 = -396
2 C-Cℓ = 2. -79 = -158 H produtos = -396 + -158 + -83
1 C-C = 1.-83 = -83 -637 kcal
∆H = + 601 – 637 = -36 kcalTermoquímica 31