TERMOQUÍMICA
Profa. Kátia Aquino
Termoquímica e os
princípios da termodinâmica
A termoquímica é uma parte da termodinâmica
que estuda as trocas de calor desenvolvidas
durante uma reação química entre o sistema e o
meio
ambiente,
além
do
possível
aproveitamento desse calor na realização de
trabalho
Não esqueça!
Calor
É a troca de energia sob influência de diferenças de temperatura
Trabalho
É a troca de energia sem influência de diferenças de temperatura
Princípios da Termodinâmica
http://www.scielo.br/scielo.php?pid=S0100-40422008000700048&script=sci_arttext
Q = m.c.ΔT
Princípio Zero da Termodinâmica
quente
calor
mais frio
A energia na forma de calor só flui de um corpo
de maior temperatura (mais quente) para outro
corpo de menor temperatura (mais frio)
Energia externa e energia interna


Energia externa está relacionada com o
movimento do sistema através do espaço e sua
posição no campo gravitacional
Energia interna está relacionada com as
atrações intermoleculares, movimentos de
rotação, translação e vibração de moléculas, íons
e de núcleons que compôem os átomos.
A energia interna e uma técnica
experimental
rotação
translação
Para obtenção de espectros
na região do infravermelho são
utilizadas as vibraçẽos das
Moléculas como princípio básico
Vibração axilal
Primeiro princípio da
Termodinâmica
A variação de energia interna (ΔU) de um
sistema é igual à diferença entre o calor (Q)
trocado com o meio ambiente e o trabalho (W)
realizado pelo (ou sobre) o sistema.
ΔU = Q - W
Segundo Princípio da
Termodinâmica
O consumo de determinada quantidade de trabalho
(W) , de qualquer origem, produz sempre a mesma
quantidade de calor (Q) e vice-versa. Contudo é
impossível extrair calor de um reservatório quente
e convertê-lo em trabalho sem que, durante a
operação, uma parte desse calor seja transferida a
outro reservatório frio.
Importante!
Para uma partícula ou um conjunto pequeno de
partículas, os conceitos de calor e trabalho não se
aplicam. A diferença entre calor e trabalho só é
estabelecida para sistemas macroscópicos. Por
tanto, a termodinâmica só estuda esse tipo de
sistema.
Energia interna e entalpia de uma
reação
Entalpia de uma reação (H): Calor trocado entre o
sistema que ocorre a reação e o meio que o rodeia
e à pressão constante.
Em reações químicas é importante saber a variação
de entalpia (∆H).
Toda reação química é acompanhada de uma
variação de energia interna (∆U) e de uma variação
de entalpia (∆H) na transformação de reagentes em
produtos.
Não esqueça!
Para reações com substâncias apenas nas fases
sólida e/ou líquidas:
∆U=∆H (P=cte)
Para reações que envolvem substâncias na fase
gasosa, onde a variação de volume é considerada
com a variação de temperatura:
∆U=∆H-∆n. R. T (P=cte)
Reações exotérmicas e
endotérmicas
Reações exotérmicas
A entalpia dos reagentes é maior do que a entalpia
dos produtos, logo ∆H<0
Reações endotérmicas
A entalpia dos reagentes é menor do que a entalpia
dos produtos, logo ∆H>0
graficamente...
http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/condicoes.html
Ea=Energia de ativação
Fatores que influenciam o ΔH de
uma reação
1-Fase de agregação
Formação de água:
H2 (g) + ½ O2 (g) →H2O(g) ΔH= -57,8 kcal/mol
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O(l) ΔH= -68,3 kcal/mol
Fatores que influenciam o ΔH de
uma reação
2-Forma alotrópica de reagentes e e produtos (se
houver)
Formação de gás carbônico:
C (grafite) + O2 (g) →CO2(g) ΔH= - 94,0 kcal/mol
C (diamante) + O2 (g) → CO2(g) ΔH= - 94,45 kcal/mol
Fatores que influenciam o ΔH de
uma reação
3- Temperatura em que ocorre a reação
Obtenção de Ferro pela redução do óxido de ferro
III:
Fe2O3 (s) + 3H2 (g) → 2Fe (s) + 3H2O(g) ΔH= - 35,1 kJ (250C)
Fe2O3 (s) + 3H2 (g) → 2Fe (s) + 3H2O(g) ΔH= - 29,7 kJ (850C)
Fatores que influenciam o ΔH de
uma reação
4-Pressão
A variação de pressão não influencia o valor de ΔH
de uma reação a menos que a reação possua algum
componente no estado gasoso e sob pressão na
ordem de 1000 atm.
Fatores que influenciam o ΔH de
uma reação
5-Quantidade de matéria
Formação de hidreto de cloro
H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl(g) ΔH = - 44,2 kcal
2H2 (g) + 2Cl2 (g) → 4HCl(g) ΔH = - 88,4 kcal
Fatores que influenciam o ΔH de
uma reação
6-Meio reacional
H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl(g) ΔH = - 44,2 kcal
H2O
H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl(g) ΔH = - 80,2 kcal
Equações termoquímicas
Devem conter:
a)Reação balanceada
b)Temperatura e pressão de ocorrência
c)Fase de agregação
d)Variedade alotrópica (se houver)
e)Indicação de uma grandeza termoquímica, como o
ΔH por exemplo (mais adiante iremos trabalhar
outras grandezas como ΔS e o ΔG)
Tipos de variação de entalpia (ΔH)
1-Entalpia padrão de combustão
CH4(s) + 2O2 (g) → CO2(s) + H2O(g) ΔH0= - 212,8 kcal/mol
2-Entalpia padrão de formação
1/2H2 (g) + 1/2Cl2 (g) → HCl(g) ΔH0 = - 22,1 kcal/mol
Como consequência a formação de qualquer substância simples
(na forma alotrópica mais estável) em condição padrão é zero:
Ex: H2 (g) → H2(g) ΔH0 = 0,0 kcal/mol
Tipos de variação de entalpia (ΔH)
3-Entalpia padrão de dissolução
0
KNO3(s) → KNO3(aq.) ΔH = +8,5 kcal/mol
dissolução endotérmica
HCl(g) → HCl(aq.) ΔH0 = -18,0 kcal/mol
dissolução exotérmica
Tipos de variação de entalpia (ΔH)
4- Entalpia de neutralização
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O(l) ΔH0= - 13,8 kcal/mol
HNO3(aq) + KOH (aq) → KNO3(aq) + H2O(l) ΔH0= - 13,8 kcal/mol
Como calcular o ΔH?
1-Usando entalpias de formação
ΔH=∑ΔH0f (produtos)- ∑ΔH0f (reagentes)
Exemplo
Calcular o ΔH da Reação de redução da hematita (óxido férrico) com monóxido
de carbono para obtenção de ferro metálico.
Dadas entapias padrão de formação:
Hematita=-196,5 kcal/mol
Monóxido de carbono=-26,4 kcal/mol
Dióxido de carbono= -94,1 kcal/mol
Como calcular o ΔH?
2-Energia de ligação
É a medida de energia média necessária para romper 1 mol
de ligações covalentes entre 2 átomos, para obter esses
átomos isolados e na fase gasosa.
Formação de ligação química = processo exotérmico
Rompimento de ligação química = processo
endotérmico
Logo....
ΔH= ∑ΔH energia ligação reagente+∑ΔH energia ligação produto
Exemplo: calcular o ΔH da reação de obtenção do
1,2 dicloro etano a partir do eteno. Dadas as
energias de ligação:
H-C
C=C
Cl-Cl
C-C
C-Cl
98,8 kcal/mol
146,8 kcal/mol
58,0 kcal/mol
82,9 kcal/mol
78,2 kcal/mol
Como calcular o ΔH?
3-Lei de Hess
Obtém-se o ΔH desconhecido de uma reação pelo
somatório das entalpias conhecidas de outras
reações.
Quem foi Germain Henri Hess?
Germain Henri Hess (1802-1850), um químico suíço e pioneiro no
campo da termoquímica. Sua lei afirma que, se uma reação
química é levada a cabo numa série de etapas, a mudança na
entalpia para a reação será igual à soma das mudanças de entalpia
para as etapas individuais. Os experimentos que levaram à Lei de
Hess foram importantes porque eles se casaram termodinâmica e
química, mostrando a lei da conservação de energia aplicada às
mudanças químicas, bem como a mudanças físicas. Além disso, as
experiências de Hess sugeriram que as reações químicas, como
processos físicos, tinha uma direção inerente espontânea quando a
entropia foi aumentada.
Fonte: www.eoearth.org
Exemplo de cálculo pela lei de
Hess
Obter o ΔH da reação de formação do carbeto de
tungstênio (WC), que é utilizado em ponteiras de
ferramentas. Dadas as informações:
Oxidação do tungstênio para formar o trióxido de
tungstênio que libera 840 kJ/mol
Oxidação do carbono grafite que libera 394 kJ/mol
Oxidação do carbeto de tungstênio para formar o
trióxido de tungstênio e gás carbônico que libera
1196 kJ/mol
Variação de Entropia (ΔS)
Medida de desordem de um sistema, ou seja, uma
distribuição mais homogênea da matéria e/ou
energia pelo sistema.
http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/dilatacao/entropia.php
Estado de maior entropia
S gás>S líquido> S sólido
Terceiro princípio da
termodinâmica
A entropia de uma substância na forma de um
cristal perfeito, que as partículas que o constituem
estão as mais organizadas possível, na temperatura
de zero kelvin (zero absoluto) é igual a zero.
Assim mede-se a quantidade de calor necessária
para aquecer as substâncias desde as temperaturas
mais próximas do zero absoluto até 298 K. O valor
encontrado corresponde à entropia padrão
Analisando...
Na formação de 1 mol de água líquida ou gasosa
há uma diminuição da entropia. (verdadeiro)
Na decomposição de 1 mol do gás carbônico há o
aumento de entropia. (falso, pois forma-se o
carbono grafite que é sólido)
Na formação de 1 mol de cloreto de hidrogênio
gasoso não há alteração na entropia. (verdadeiro,
pois os volumes dos reagentes e dos produtos são
iguais pela lei de Dalton)
Energia Livre de Gibbs (ΔG)
Energia útil para produzir trabalho durante uma
reação química a temperatura e pressão
constantes.
Matematicamente:
ΔG = ΔH -TΔS
Se ΔG < 0 reação espontânea
Se ΔG > 0 reação não espontânea
Se ΔG = 0 sistema em equilíbrio
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/energia-livre-gibbs.htm
Quem foi J. Willard Gibbs?
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/energia-livre-gibbs.htm
O cientista americano J. Willard Gibbs nasceu em 1839, quando adulto assumiu a cadeira
de física matemática em Yale e começou a fazer uma descoberta atrás da outra. Entre
1876 e 1878, escreveu uma série de trabalhos geniais sobre termodinâmica, reunidos
num volume de nome Sobre o Equilíbrio de Substâncias Heterogêneas. Mostrou que a
entropia (a tendência de todas as coisas ao caos) podia ser descrita estatisticamente e
aplicada a todas as coisas, de átomos a galáxias. E que, quando levada a um valor
máximo, fazia o sistema voltar ao equilíbrio (como se um quarto, de tão bagunçado,
voltasse a ficar em ordem). A descoberta era genial, mas o tímido Gibbs decidiu publicála numa revista editada pelo seu cunhado, um bibliotecário de Yale, desconhecida até
mesmo em Connecticut. Ninguém leu, ninguém ficou sabendo. Quinze anos depois,
essas mesmas descobertas seriam feitas por Max Planck, que mais tarde viria a se tornar
o fundador da física quântica. Planck ficou estarrecido ao saber que algumas de suas
primeiras descobertas haviam sido feitas originalmente pelo americano. Gibbs poderia ter
ganho o Nobel, mas morreu em 1903 quase desconhecido.
http://super.abril.com.br/ciencia/josiah-willard-gibbs-mais-brilhante-joao-ninguem-446472.shtml
Curiosidade
Efeito Mpemba
O efeito Mpemba ou paradoxo de Mpemba é um
fenômeno especial que consiste no fato de a água
morna congelar mais rapidamente do que a água
fria. A descoberta deste efeito foi feita por um
estudante do ensino secundário chamado Erasto
Barthlomeo Mpemba na Tanzânia, África em
1969.
Bons estudos!