BC0307 – Transformações Químicas
AULA 2
- Petróleo, obtenção de combustíveis, destilação;
- Funções orgânicas;
- Reações de combustão;
- Termoquímica;
- Lei de Hess.
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GLP
Gasolina
Parafina
Asfalto
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Destilação fracionada do petróleo: baseia-se nos
diferentes pontos de ebulição dos hidrocarbonetos
constituintes.
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http://www.youtube.com
/watch?v=jAZOKMmh_I&feature=player_em
bedded
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Hidrocarboneto
P.E. (°C)
Fração
C1 – C4
160 – 0
Gás natural e propano
C5 – C11
30 – 200
Gasolina
C10 – C16
180 – 400
Querosene e óleo
combustível
C17 – C22
> 350
Lubrificante
C23 – C34
Sólido
Parafina
C35
Sólido
Asfalto
Por que o P. E. aumenta com o aumento do
número de carbonos???
Forças de London!!!!
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 Compostos formados por átomos de carbono e de
hidrogênio.
metano
eteno
(acetileno)
propano
eteno
(etileno)
iso-octano
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Fórmulas estruturais:
Fórmulas estruturais condensadas:
Fórmulas moleculares:
C3H8
C4H6
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Classificação das cadeias carbônicas:
- Saturada ou insaturada;
- Homogênea ou heterogênea;
- Aberta ou fechada;
- Normal ou ramificada;
- Alifática ou Aromática.
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Possuem somente ligações simples entre carbonos.
metano (CH4)
hexano (C6H14)
butano (C4H10)
ciclo-hexano (C6H12)
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Possuem ligações duplas ou triplas entre carbonos.
eteno (C2H4)
2,3-dimetil-butan1,3-dieno(C6H10)
etino (C2H2)
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Eteno, C2H4
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Etino, C2H2
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=
=
Nuvem
deslocalizada
de elétrons π
=
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etanol
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etano-1,2-diol
(etilenoglicol)
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propano-1,2,3-triol
(glicerina)
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colesterol
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Nomenclatura usual: éter dietílico
Nomenclatura IUPAC: etóxi-etano
Pintura da primeira demonstração pública,
em 1846, de cirurgia com anestesia com
éter, no Hospital Geral de Massachusetts.
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Nomenclatura usual:
ácido fórmico
Nomenclatura IUPAC:
ácido metanoico
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Nomenclatura usual:
ácido acético
Nomenclatura IUPAC:
ácido etanoico
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Reação de Transesterificação
Geriz R et al, Quimica Nova, 30 (2007) 1369
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Produção de Biodiesel
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Reação química com o
oxigênio, acompanhada
de
transferência
de
energia, na forma de
calor.
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CH4(g) + 2O2 (g) → CO2(g) + 2H2O(l) H = - 890 kJ
1 mol de CH4 produz 890 kJ de calor em
298K e 1 bar
Mas... o que é mol???
Massas atômicas
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Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u.
Usando unidades de massa atômica:

1 u = 1,66054 x 10-24 g

12 g = 6,02214 x 1023 u
QUANTIDADE DE MATÉRIA  uma das 7 grandezas
de base do sistema SI  unidade: MOL
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MOL  a quantidade de matéria de uma sistema que possui tantas
entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 kg
de carbono 12.
Devem ser especificadas: átomos, moléculas,
elétrons, outras partículas ou agrupamentos
especiais de tais partículas.
QUAL É O NÚMERO DESTAS PARTÍCULAS?
Constante de Avogadro: 6,02214x1023 mol-1
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Massa Atômica (ou Molecular)
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X
Massa Molar (M):
São numericamente iguais, mas a unidade da massa
molar é g/mol.
MA do 12C = 12 u
1 mol de 12C = 12g
M do C = 12 g/mol
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um mol de um gás (CO2)
44 gramas
um mol de um líquido (H2O)
18 gramas
um mol de um sólido (NaCl)
58,5 gramas
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Qual é a MASSA MOLAR dos seguintes
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átomos / moléculas?
C 3H 8
44 g.mol-1
O2
32 g.mol-1
CO2
NaOH
40 g.mol-1
H2
2 g.mol-1
44 g.mol-1
Ar
40 g.mol-1
H 2O
18 g.mol-1
HCl
36,5 g.mol-1
Au
197 g.mol-1
CuSO4.2H2O
195,5 g.mol-1
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A matéria não se perde em
nenhuma reação química.
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2H2(g)+ O2 (g)  2H2O(l)
A equação química é uma representação de uma reação
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química. Ela apresenta:
- os átomos que compõe os reagentes e produtos (e o
estado físico em que se encontram);
- a proporção estequiométrica em que se combinam e,
consequentemente, a relação entre as massas molares
envolvidas.
ZnS (s) + 2 HCl(aq) ZnCl2 (s) + H2S (g)
Coeficientes estequiométricos
Balanço de massa
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ZnS (s) + 2 HCl(aq) ZnCl2 (s) + H2S (g)
Massas Molares
ZnS = 97,5 g mol-1
97,5 g
73 g
136,5 g
34 g
HCl = 36,5 g mol-1
ZnCl2 = 136,5 g mol-1
(2 x 36,5)
170,5 g
H2S = 34 g mol-1
170,5 g
Esta é a PROPORÇÃO em MASSA desta reação. Assim, o dobro
da massa de ZnS (195,0 g) reagiria com o dobro da massa de HCl
(146,0 g), formando o dobro de massa de cada produto.
O mesmo raciocínio vale para a proporção em quantidade de
matéria dos reagentes desta reação.
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Passo 1: Escrever as fórmulas corretas para reagentes e produtos
Passo 2: Balancear os átomos de C:
Passo 3: Balancear os átomos de H
Passo 4: Balancear os átomos de O
13
Passo 5: verificar o resultado
Massas Molares
C4H10 = 116 g mol-1
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O2 = 32 g mol-1
CO2 = 44 g mol-1
H2O = 18 g mol-1
2 C4H10(g) + 13 O2(g)  8 CO2 (g) + 10 H2O (l)
116 g
416 g
352 g
180 g
(2 x 58)
(13 x 32)
(8 x 44)
(10 x 18)
532 g
532 g
Lei da Conservação de Energia
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






EP + EK = Energia Interna (E ou U)
E Int. de um sistema químico depende do:
Número de partículas
Tipo de particula
Temperatura
Quanto maior T, maior será a Energia Interna
Portanto, usa-se alterações em T (∆T) p/
monitorar mudanças em E (∆E).
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Calor transferido
∆E = q + w
Trabalho
realizado
pelo sistema
Variação de energia
A energia é conservada!
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Energia elétrica = energia
luminosa + energia térmica
O calor é transferido da VIZINHANÇA para o
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SISTEMA.
Tsistema aumenta; Tvizinhança diminui
O calor é transferido do SISTEMA para a
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VIZINHANÇA.
Tsistema diminui; Tvizinhança aumenta
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CH4(g) + 2O2 (g) → CO2(g) + 2H2O(l) H = - 890 kJ
1 mol de CH4 produz 890 kJ de calor em 298K e 1 bar
Variação da Entalpia
(H): diferença entre as
quantidades finais e
iniciais de H à pressão
constante
Entalpia
(H):
quantidade de calor
de uma substância
a pressão constante
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CH4(g) + 2 O2 (g)
CO2(g) + 2H2O(l) H = - 890 kJ
2CH4(g) + 4O2 (g)
2CO2(g) + 4H2O(l) H = - 1780 kJ
2CO2(g) +4H2O(l)
2CH4(g)+4O2 (g) H = + 1780 kJ
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Substância
Benzeno
Carbono
Etanol
Etino (acetileno)
Glicose
Hidrogênio
Metano
Octano
Propano
Uréia
Fórmula
C6H6(l)
C(s, grafita)
C2H5OH(l)
C2H2(g)
C6H12O6(s)
H2(g)
CH4(g)
C8H18(l)
C3H8(g)
CO(NH2)2(s)
Hco
- 3.268
- 3.94
- 1.368
1.300
- 2.808
- 286
- 890
- 5.471
2.220
- 632
Bomba calorimétrica
(calorimetria de volume constante)
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Calorimetria a
pressão constante
usada p/ combustão
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∆H = Hfinal - Hinicial
Hfinal > Hinicial
Hfinal < Hinicial
∆H é positivo
∆H é negativo
ENDOTÉRMICO
EXOTÉRMICO
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O calor liberado ou absorvido em uma reação
depende dos estados físicos dos reagentes e
produtos.
CH4(g) + 2O2 (g)
CO2(g) + H2O(g) H = - 802 kJ
CH4(g) + 2O2 (g)
CO2(g) + H2O(l) H = - 890 kJ
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Depende de como se escreve a reação e dos
estados físicos dos reagentes e dos produtos.
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(g)
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g)
H2O(g)  H2(g) + 1/2 O2(g)
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l)
∆H˚ = -242 kJ
∆H˚ = -484 kJ
∆H˚ = +242 kJ
∆H˚ = -286 kJ
A entalpia padrão de formação molar (∆Hfo) é a
variação de H para a formação de 1 mol de um
composto diretamente a partir de substâncias
simples no estado padrão.
 ∆Hfo = 0 para elementos ou moléculas (substâncias
simples) no estado padrão.

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Dadas as medidas de entalpia padrão de formação,
calcule a entalpia de combustão do metanol, ∆Hocomb.
∆Hfo (CH3OH): -201.5 kJ/mol; ∆Hfo (O2): 0 kJ/mol
∆Hfo (CO2): -393.5 kJ/mol; ∆Hfo (H2O): -241.8 kJ/mol
CH3OH(g) + 3/2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g)
∆Hocomb= Σ ∆Hfo (produto) - Σ ∆Hfo (reagente)
∆Hocomb = ∆Hfo (CO2) + 2 ∆Hfo (H2O)
- {3/2 ∆Hfo (O2) + ∆Hfo (CH3OH)}
= (-393.5 kJ) + 2 (-241.8 kJ)
- {0 + (-201.5 kJ)}
∆Hocomb = -675.6 kJ por mol de metanol
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Como é possível calcular o ∆H de
uma sequência de reacões?
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Massa
Molar
de A
Massa
de A
Mols
de A
Entalpia
da Reação
Calor
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Se uma reação for
executada em uma série
de etapas, o H para a
reação será igual à
soma das variações de
entalpia para as etapas
individuais
Função de Estado
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CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) Ho = ?
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)
Ho = -802 kJ
2H2O(g)  2H2O(l)
Ho = -88 kJ
CH4(g) + 2O2(g) + 2H2O(g)  CO2(g) + 2H2O(l) + 2H2O(g)
Ho = - 890 kJ
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Utilidade: Fornece um meio de se calcular as
variações de energia que são difíceis de medir
diretamente.
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Ciclo de Born-Haber
Serve para calcular a entalpia
reticular
envolvida
na
formação de um composto
iônico, a partir da reação de
um metal com um ametal.
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- Como medir diretamente a entalpia de combustão
do C para formar CO?
(1) C(s) + O2(g)  CO2(g)
H = -393,5 kJ
(2) CO(g) + ½ O2(g)  CO2 (g)
H = -283,0kJ
Utilizando-se esses dados, calcule a entalpia de
combustão de C para CO:
(3) C(s) + ½ O2(g)  CO(g)
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 Valor de combustão = a energia liberada quando 1 g
de substância é queimada.
 1 caloria nutricional, 1 Cal = 1000 cal = 1 kcal =
4,184 joules.
 A energia em nossos corpos vem de carboidratos e
gorduras (principalmente).
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 Carboidratos são convertidos em glicose:
C6H12O6(s) + 6O2(g)  6CO2(g)+ 6H2O(l)
H = -2803 kJ
 E as gorduras:
2C57H110O6(s) + 163O2(g)  114CO2(g) + 110H2O(l)
H = -75520 kJ
 Gorduras: contêm mais energia; não são solúveis em
água; portanto são boas para armazenagem de
energia
BC0307 – Transformações Químicas
1) ATKINS, P., JONES, L., Princípios de Química - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente,
3 ed., Porto Alegre: Bookman, 2006.
2) KOTZ, J. C., TREICHEL Jr., P., Química Geral e Reações Químicas, Vol. 1 e 2, 1 ed., São Paulo:
Thomson Pioneira, 2005.
3) BRADY, J., HOLUM, J.R., RUSSELL, J. W., Química - a Matéria e Suas Transformações, V. 2, 3
ed., Rio de Janeiro: LTC, 2003.
4) BROWN, T.L., Le MAY Jr., H.E.; BURSTEN, B.E., Química - a Ciência Central, 9 ed., São Paulo:
Pearson, 2005.
5) BROWN, L. S., HOLME T.A., Química Geral Aplicada à Engenharia, São Paulo: Cengage, 2009.
6) HOLUM, J.R., RUSSELL, J. W., BRADY, J., Química - a Matéria e Suas Transformações, V. 1, 3
ed., Rio de Janeiro: LTC, 2002.
7) MAHAN, B.M., MYERS, R.J., Química – um Curso Universitário, 4 ed., São Paulo: Ed. Blücher,
1996.
8) MASTERTON, W.L., Princípios de Química, 6 ed., Rio de Janeiro: LTC, 1990.
Conceitos que devem ser estudados: Petróleo; Obtenção
de combustíveis (destilação); Hidrocarbonetos: alcanos,
alcenos, alcinos, aromáticos; Funções orgânicas
oxigenadas: álcool, éter, ácido carboxílico e éster;
Reações de combustão; Termoquímica, Lei de Hess,
cálculo de entalpia.