Termoquímica
Profa. Marcia Margarete Meier
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História
• A sociedade é movida a energia e a invenção da máquina a vapor
contribuiu decisivamente na Revolução Industrial, que levou ao aumento
da produtividade e diminuição da influência sazonal sobre a
produtividade (épocas de seca e chuvas).
•
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2
História
Trabalho:
movimento das pás.
H2O(g)
calor
Expansão da água
Líquido -> gás
Uma máquina à vapor não cria energia, utiliza o vapor para transformar a
energia calorífica liberada pela queima de combustível em movimento de
rotação e movimento alternado de vaivém, afim de realizar trabalho.
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3
História
A termodinâmica surgiu
pela necessidade de
aumentar o rendimento
das máquinas a vapor.
Perda de calor !
Fig. 1 - Esquema de uma máquina térmica.
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4
História
•Termodinânica: Estudo da energia e suas transformações.
• Termoquímica: Estudo das reações químicas e suas variações e
transformações de energia.
Ex: energia a partir de combustíveis fósseis
Ex: energia a partir de biomassa
Ex: energia advinda de reações químicas como nas bateriais
Ex: Degradação do alimento por nosso corpo para geração de energia.
•
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5
A energia se desloca e pode transformar-se:
• Energia vinda da radiação solar (óptica) em aquecimento da água;
• Energia vinda da radiação solar em energia elétrica;
• Energia potencial em energia cinética;
• Energia cinética em energia elétrica
Disciplina de Química Geral
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Para compreender o deslocamento da energia precisamos
restringir nossa região de estudo:
Disciplina de Química Geral
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Sistema:
7
A natureza da energia
Sistema e
vizinhanças
•
Sistema: é a parte do universo
na qual estamos interessados
em acompanhar a conversão
da energia.
•
Vizinhança: é o resto do
universo.
sistema
vizinhança
universo
Sistema
aberto
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Sistema
fechado
Sistema
isolado
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A natureza da energia
Sistema
aberto
Sistema
fechado
Motores de automóveis
Sistema
isolado
Bolsas de térmicas
Corpo humano
Garrafa térmica (aproximadamente)
Em termodinâmica, o universo é formado por um sistema e sua
vizinhança.
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9
Transferência da Energia
sistema
sistema
vizinhança
vizinhança
universo
universo
Ao realizarmos trabalho,
nossa energia é transmitida
para a vizinhança.
Ao nos alimentarmos,
recebemos energia da
vizinhança.
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Transferência da Energia
Quais as maneiras da energia se transformar?
Calor e trabalho
Disciplina de Química Geral
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Transferência da Energia
A transferência de energia: trabalho e calor
• Força é uma tração ou uma compressão exercida em um objeto.
• A energia utilizada para mover um objeto numa distância (d)
contra uma força (F) é chamada de trabalho.
W=F.d
sistema
sistema
vizinhança
vizinhança
universo
universo
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Transferência da Energia
• Exemplos de trabalho:
1) bateria (reação química)realiza trabalho quando empurra uma
corrente elétrica em um circuito.
2) mistura de gases quentes de um motor de automóvel empurram
um pistão, realizando trabalho.
http://www.youtube.com/watch?v=Hhc6xM0wjKQ
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Transferência da Energia
• Outra maneira de transferir energia entre sistema e
vizinhança é através do Calor (q) é a transferência de energia
entre dois objetos que estão a temperaturas diferentes.
• Calor é uma energia em trânsito que causa alteração da
energia interna dos corpos. Não se diz que um corpo tem
calor, ele tem energia.
• Não se pode dizer que
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Transferência da Energia
Disciplina de Química Geral
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1a Lei da Termodinâmica
sistema
W, q
vizinhança
universo
• O sistema e a vizinhança podem trocar calor e
trabalho alterando a energia interna do sistema e
da vizinhança.
• No entanto, a energia total do universo
permanece inalterada.
1a Lei da Termodinânica:
A energia não pode ser criada ou destruída. A energia é conservada.
E = q + w
Não existem máquinas de movimento perpétuo!
Ou seja, não é possível gerar trabalho sem usar combustível.
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1a Lei da Termodinâmica
A 1ª Lei da termodinâmica nos diz que a energia não é criada nem destruída, portanto, a
energia do universo é constante.
Entretanto, a energia pode ser transferida de uma parte para outra do universo. Para
estudar termodinâmica é necessário isolar partes do universo (sistema) do restante do
universo (vizinhança).
Classificação
Conversão da energia
Máquinas automotivas
Química/Cinética (deslocamento)
Fornos
Química/Calor
Hidroelétricas
Potencial Gravitacional/Elétrica
Solar
Óptica/Elétrica
Nuclear
Potencial atômica/calor, cinética, ótica
Baterias
Química/Elétrica
Alimentos
Química/calor, cinética
Fotossíntese
Óptica/ Química
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A natureza da energia
Unidades de energia
•
A unidade SI para energia é o joule, J.
•
Algumas vezes utilizamos a caloria em vez do joule:
1 cal = 4,184 J (exatos)
1 cal é a quantidade de calor necessária para elevar a
temperatura de 1g de água em 1oC.
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A primeira lei da
termodinâmica
Energia interna
•
•
Energia interna: é a soma de toda a energia cinética e potencial de todos os
componentes de um sistema.
Em uma reação química por exemplo, a energia interna inclui os deslocamentos das
moléculas pelo espaço, suas rotações e vibrações internas, energia do núcleo de cada
átomo e dos elétrons, etc.
•
Não se pode medir a energia interna absoluta.
•
Em função disso, busca-se determinar a variação da energia interna
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E = Ef - Ei
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A primeira lei da
termodinâmica
Quando um sistema sofre qualquer
mudança física ou química, a
variação obtida em sua energia
interna, E, é dada pelo calor
adicionado ou liberado pelo sistema,
q, mais o trabalho , w, realizado pelo
ou no sistema
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Convenção de sinais
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A primeira lei da
termodinâmica
Exercício:
Os gases hidrogênio e oxigênio, confinados em um cilindro fechado com um êmbolo móvel,
são queimados.
Enquanto a reação ocorre, o sistema perde 1.150 J de calor para a vizinhança.
A reação faz também com que o êmbolo suba à medida que os gases quentes se expandem.
O gás em expansão realiza 480 J de trabalho na vizinhança à medida que pressiona a
atmosfera. Qual é a mudança na energia interna do sistema?
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A primeira lei da
termodinâmica
Funções de estado
•
Função de estado: depende somente dos estados inicial e final do sistema, e não de
como o atual sistema foi atingido.
E = Ef- Ei
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Funções de estado
Disciplina de Química Geral
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Entalpia
•
•
•
•
As reações químicas podem absorver ou liberar calor.
No entanto, elas também podem provocar a realização de trabalho.
Por exemplo, quando um gás é produzido, ele pode ser utilizado para empurrar um
pistão, realizando, assim, trabalho.
Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g)
O trabalho realizado pela reação acima é denominado trabalho de pressão-volume.
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Entalpia
Disciplina de Química Geral
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Entalpia
Processos endotérmicos e exotérmicos
•
Endotérmico: absorve calor da vizinhança.
•
Exotérmico: transfere calor para a vizinhança. (∆H <0, NEGATIVO)
•
Uma reação endotérmica mostra-se fria.
•
Uma reação exotérmica mostra-se quente.
http://pontociencia.org.br/experimentos-interna.php?experimento=681&TERMITA#top
2 Al (s) + Fe2O3 (s) → Al2O3 (s) + 2 Fe (s)
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Entalpia
•
Entalpia, H: é o calor transferido entre o sistema e a vizinhança realizado sob pressão
constante.
•
Entalpia é uma função de estado.
•
Quando H é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança - ENDOTÉRMICO
•
Quando H é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança - EXOTÉRMICO
H = E + PV
E = qv
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H = qp
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Entalpia
Exercício: Calcule o trabalho realizado por 50g de ferro que reage com ácido clorídrico em:
(a) Um recipiente fechado de volume fixo;
(b) Em um becker a 25oC.
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Entalpia
Disciplina de Química Geral
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Entalpias de reação
A variação da entalpia de uma reação química é dada por:
Hr = Hf(produtos) - Hf (reagentes)
A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do H é diretamente
proporcional à quantidade):
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)
Hr = -890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(l) Hr = 1780 kJ
•
Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do H:
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) H r= +890 kJ
•
A variação na entalpia depende do estado:
H2O(g)  H2O(l) H = -44 kJ
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Lei de Hess
•
A lei de Hess: se uma reação é executada em uma série de etapas, o H para a reação
será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais.
•
Por exemplo:
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ
2H2O(g)  2H2O(l)
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)
Disciplina de Química Geral
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H = -88 kJ
H = -890 kJ
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Lei de Hess
3) Determine o calor de formação do NaCl(s) a partir das reações abaixo:
A)
Na(s) + H2O(l) → NaOH(s) + ½ H2 (g)
½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) → HCl(g)
HCl(g) + NaOH(s) → NaCl(s) + H2O(l)
∆H = -139,78 kJ/mol
∆H = - 92,31 kJ/mol
∆H = - 179,06kJ/mol
B)
½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) → HCl(g)
Na(s) + HCl(g) → NaCl(s) + ½ H2 (g)
∆H = - 92,31 kJ/mol
∆H = - 318,84kJ/mol
Observe que a entalpia da reação independe do caminho, portanto
entalpia é função de Estado!
Disciplina de Química Geral
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Lei de Hess
4) Quais são os possíveis caminhos químicos para gerar CO2 e água a partir de
metano? Qual o valor de H final?
Disciplina de Química Geral
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Lei de Hess
Observe que:
H1 = H2 + H3
Disciplina de Química Geral
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Lei de Hess
Exercício: A entalpia de combustão de C em CO2 é -393,5 kJ/mol de C, e a entalpia de
combustão de CO em CO2 é -283 kJ/mol de CO. Utilizando estes dados, calcule a
entalpia de combustão de C para CO:
(1) C(s) + O2(g)
(2) CO(g) + 1/2O2(g)
CO2(g)
CO2(g)
H= -393,5 kJ
H = -283,0 kJ
Quando a queima do carbono não é total, gera-se intermediários como o CO(g):
C(s) + ½O2(g)
CO(g)
H =
?????
H2O(g)
carvão
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Lei de Hess
Composição geral de diferentes tipos de carvão
Disciplina de Química Geral
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Lei de Hess
Exercício:
Os hidrocarbonetos gasosos eteno (C2H4) e etano (C2H6) são
produtos do craqueamento do petróleo. As variações de entalpiapadrão a 298 K para as reações da grafita e hidrogênio gasoso
formando 1 mol de cada um desses compostos são =52,5 kJ/mol e 83,8 kJ/mol, respectivamente.
Calcule a variação de entalpia-padrão para a hidrogenação do eteno
em etano, a 298 K.
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Entalpias de formação
A equação que representa a formação de uma substância na condição padrão é
obtida por meio de seus elementos constituintes (substâncias simples) na forma
mais estável a 298,15 K e 1 atm.
6C(gr) + 6H2(g) + 3O2(g)
H reagentes
C6H12O6(s)
H produtos
Hfo = -1.273 kJ/mol
Hfo = Hofprodutos-Hofreagentes
Hro = Hofprodutos-Hofreagentes
•
Se existe mais de um estado para uma substância sob condições padrão, o estado mais
estável é utilizado.
•
A entalpia padrão de formação da forma mais estável de um elemento
é zero.
Exemplo de estados mais estáveis:
Cl2 (g); Br2(l); O2 (g); N2 (g); H2(g); Fe(s)
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Entalpias de formação
•
Se 1 mol de composto é formado a partir de seus elementos constituintes, a variação
de entalpia para a reação é denominada entalpia de formação, Hof .
•
Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 oC (298 K).
•
A entalpia padrão, Ho, é a entalpia medida quando tudo está em seu estado padrão.
•
Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é formado a partir de substâncias em
seus estados padrão.
•
Pode-se determinar Ho fusão, Ho diss, Ho reação, Ho f,
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Entalpias de formação
Disciplina de Química Geral
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Entalpias de formação
Disciplina de Química Geral
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Entalpias de formação
1) Escreva as equações de formação dos compostos abaixo partindo dos
respectivos elementos no seu estado mais estável:
a)
b)
c)
d)
H2O(l)
Fe2O3(s)
HBr(g)
NH4Cl(s)
2) Calcule a entalpia da reação química abaixo:
Fe2O3 + 3H2(g) → 2Fe(s) + 3H2O(l)
Dado ∆Hof Fe2O3 = -824,2 kJ/mol
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