Química Geral - 2011/2012
Professor Valentim Nunes, Departamento de Engenharia
Química e do Ambiente
email: [email protected]
Gabinete: J207
Pág. Web:
http://www.docentes.ipt.pt/valentim/ensino/quimica1.htm
Ferramentas básicas da Química
(Termoquímica)
Todas as reacções químicas obedecem a duas leis
fundamentais: lei da conservação da massa (já estudada!) e
lei da conservação da energia.
Energia: conceito abstracto, definido normalmente como a
capacidade para realizar trabalho.
Ao contrário da massa, apercebemos-nos da energia através dos seus
efeitos!
Formas de Energia
Energia cinética: energia do movimento - Ec  1 mv 2
2
Energia potencial: energia armazenada ou disponível como consequência
da posição de um objecto. A energia química é uma forma de energia
potencial armazenada nas substâncias químicas devido ás posições
relativas e arranjo dos átomos nessas substâncias
Energia radiante ou solar: provém do Sol e é a fonte de energia primária da
Terra.
Energia térmica: é a energia cinética associada ao movimento aleatório dos
átomos e das moléculas (translaccionais, rotacionais e vibracionais)
Etérmica T ( K )
Energia
Lei da Conservação da Energia
Embora a energia possa assumir formas diferentes e
interconvertíveis, não pode ser criada ou destruída!
A quantidade total de Energia do Universo
permanece constante.
Variação de Energia em Reacções Químicas
A variação de energia em reacções química é tão importante como as
relações mássicas anteriormente derivadas. Por exemplo, quando
queimamos propano num fogão doméstico é mais importante a energia
térmica libertada do que os produtos da combustão!
Quase todas as reacções químicas absorvem ou libertam energia,
geralmente na forma de calor.
Calor: é a transferência de energia térmica entre dois
corpos que estão a temperaturas diferentes.
O estudo do calor posto em jogo em reacções químicas
chama-se Termoquímica.
Sistema & vizinhanças
Numa reacção química os reagentes e produtos são o sistema. Um
sistema é uma parte específica do Universo que nos interessa.
O resto do Universo, fora do sistema designa-se por vizinhança.
Tipos de sistemas:
(a) aberto ; (b) fechado; (c) isolado
Entalpia
Uma grande parte das transformações ocorre a pressão constante. Para
quantificar o fluxo de calor para dentro ou para fora de um sistema a
química utiliza o conceito de entalpia, H.
A variação de entalpia, H, é a diferença entre a entalpia dos produtos e
a entalpia dos reagentes:
H  H  produtos  H reagentes
A variação de entalpia numa transformação é igual ao calor libertado
ou absorvido quando esta ocorre a pressão constante!
Entalpia de reacções
A entalpia da reacção pode ser positiva ou negativa. Para um processo
endotérmico (é absorvido calor pelo sistema a partir da vizinhança), H é
positivo, H > 0. Para um processo exotérmico (é libertado calor para a
vizinhança) o H é negativo, H < 0.
CH4(g) + 2 O2(g)
H = - 890.4 kJ
CO2(g) + H2O(l)
H2O(s)
H2O(l)
H = 6.01 kJ
Equações termoquímicas
As equações termoquímicas mostram as variações de entalpia assim
como as relações de massa.
1. Ao escrever equações termoquímicas devemos indicar os estados de
agregação: CH4(g) + 2 O2(g)
CO2(g) + H2O(g) H = - 802.4 kJ
2. Quando se inverte uma equação o valor de H permanece o mesmo,
mas o sinal muda: H2O(l)
H2O(s) H = - 6.01 kJ
3. Se multiplicarmos ambos os lados de uma equação por um factor n
então H deve vir multiplicado pelo mesmo factor:
2 H2O(s)
2 H2O(l)
H = 2  6.01 = 12.02 kJ
Calorimetria
O calor posto em jogo em processos físicos e químicos mede-se com um
calorímetro.
Calor específico, c: é a quantidade de calor necessária para elevar em 1
°C a temperatura de 1 g de substância; unidades: J.g-1.K-1
Capacidade calorífica, C: é a quantidade de calor necessária para elevar
em 1 °C a temperatura de uma dada quantidade da substância. Se for
um mole é a capacidade calorífica molar; unidades: J.mol-1.K-1
Q  mct
ou
Q  nCt
Q é a quantidade de calor, m é a massa, n é o número de moles e t
é a variação de temperatura.
Calores específicos
Subst. c / J.g-1.K-1
Al
0.900
Au
0.129
Uma amostra de 466 g de água é aquecida de 8.50
°C até 74.60 °C. Qual a quantidade de calor
absorvida pela água?
Q = mc t
C(graf.) 0.720
Q = 466 g  4.184 J.g-1.K-1  (74.60 - 8.50) K
C(diam) 0.502
Q = 1.29  105 J
Cu
0.385
Fe
0.444
Hg
0.139
H2O
4.184
etanol
2.460
ou
Q  130 kJ
O sinal positivo indica que o calor é absorvido pela
água.
Calorimetria a V constante e a p constante
Volume constante: Q = E
Pressão constante Q = H
Alguns cálculos
Não havendo perda de massa e calor para o exterior temos:
Qsist = Qágua + Qbomba + Qreacção = 0
Qreacção = - (Qbomba + Qágua)
Qágua = mágua  4.184 J.g-1.K-1  t
Qbomba = Cbomba  t
Fez-se a combustão de 1.922 g de metanol num calorímetro de
bomba a volume constante. A temperatura da água subiu 4.20 °C.
Calcular o calor molar de combustão do metanol sabendo que a
capacidade calorífica da bomba mais a água é 10.4 kJ/°C.
Qreacção = - (10.4 kJ. °C-1  4.20 °C) = - 43.68 kJ
Qreacção = -43.68 kJ  32 g.mol-1  (1/1.922 g) - 727 kJ.mol-1
Outro exemplo
Misturou-se 100 mL de HCl 0.5 M, com 100 mL de NaOH 0.5 M, num
calorímetro a pressão constante com capacidade calorífica, Cbomba = 335
J.K-1. A temperatura inicial das soluções era 22.5 °C e a temperatura
final da mistura foi 24.9 °C. Calcular o calor da reacção de
neutralização, por mole. Admitir que as soluções têm a densidade e calor
específico da água.
Qreacção = - (Qsol + Qbomba)
Qsol = (100 g + 100 g)  4.184 J.K-1.g-1  (24.9 - 22.5 ) K = 2.01 103 J
Qbomba = 335 J.K-1  (24.9 - 22.5 ) K = 804 J
Qreacção = - (2.01 103 + 804) J  - 2.81 kJ
Qreacção = - 2.81 kJ / 0.05 mol  -56.2 kJ.mol-1
Entalpias de formação padrão
A entalpia de formação padrão, H°f , é a variação de entalpia quando
se forma um mole de composto a partir dos seus elementos à pressão
de 1 bar (1 atm).
Por convenção, a entalpia de formação padrão de qualquer elemento na
sua forma mais estável é zero a qualquer temperatura.
H°f(O2) = 0; H°f (O3)  0; H°f (C,grafite) = 0; H°f (C,diamante)  0
H2(g) + 1/2 O2(g)
H2O(l)
H°f = -286 kJ/mol
3/2 H2(g) + 1/2 N2(g)
NH3(g)
H°f = - 46 kJ/mol
2 C(s) + H2(g)
C2H2(g)
H°f = + 227 kJ/mol
Entalpias de reacção padrão
Uma vez conhecidos os valores das entalpias de formação padrão
podemos calcular a entalpia de reacção padrão, H°r
Hr0  H 0f ( produtos)  H 0f (reagentes)
Para uma reacção acertada, a A + b B
cC+dD
H°r = cH°f (C) + dH°f (D) - aH°f (A) + bH°f (B)
4 NH3(g) + 5 O2(g)
4 NO (g) + 6 H2O(g)
H°r = 4H°f (NO) +6H°f (H2O) - 4H°f (NH3) + 5H°f (O2)
H°r = 490 +6(- 286) - 4 (- 46) + 5 0
H°r  - 1172 kJ
Lei de Hess
Muitos compostos não podem ser preparados directamente a partir
dos seus elementos. Como obter o H°f ? Método indirecto!
Lei de Hess: Quando reagentes são convertidos em
produtos, a variação de entalpia é a mesma quer a
reacção se dê num passo ou numa série de passos.
Lei de Hess - outro exemplo
Calcular a entalpia de formação padrão do metano, a partir das
seguintes entalpias de reacção:
C(grafite) + O2(g)
CO2(g)
H°r = -393.5 kJ
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
H°r = -571.6 kJ
CH4(g) + 2 O2(g)
CO2(g) + 2 H2O(g) H°r = - 890.4 kJ
A reacção pretendida é: C(grafite) + 2 H2(g)
CO2(g) + 2 H2O(g)
C(grafite) + O2(g)
CH4(g) + 2 O2(g)
CO2(g)
CH4(g)
H°r = + 890.4 kJ
H°r = -393.5 kJ
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
H°r = -571.6 kJ
_________________________________________________________
C(grafite) + 2 H2(g)
CH4(g)
H°r = - 74.7 kJ
Calores de solução
O calor ou entalpia de solução, H°sol, é o calor libertado ou absorvido
quando uma certa quantidade de soluto se dissolve numa dada
quantidade de solvente.
H2O
NaCl(s)
Na+(aq) + Cl-(aq)
H°sol = ?
H°sol = Urede + H°hidrat
H°sol = 788 + ( - 784 ) kJ
H°sol = 4 kJ.mol-1
Neste caso o processo é
endotérmico!
Recomendações Finais
A Termoquímica faz parte de um tema mais lato chamado
Termodinâmica (irão estudar o assunto no 2º ano do Curso e,
provavelmente, apanham o mesmo Prof!)
Utilizem estes “slides” em conjuntos com as vossa notas da
lição!
Complementem o vosso estudo com a leitura do Capítulo 6
do Chang (R.Chang, Química, 8ª ed., McGraw-Hill, Lisboa,
2005)
Resolvam os exercícios da 1ª série!
Boa semana!