TERMOQUÍMICA
RITA SIMÕES
CONCEITOS IMPORTANTES
SISTEMA -É qualquer porção do universo escolhida
para observação para , estudo ou análise.
ENERGIA - resultado do movimento e da força
gravitacional existentes nas partículas
formadoras da matéria.
CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura
mais alta para o outro com temperatura mais
baixa.
TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força
que se opõe a esse deslocamento.
Transformações sofridas pela matéria
O alimento para cozinhar
ABSORVE
energia na forma de
CALOR
A madeira ao queimar
LIBERA
energia na forma de
CALOR
Esta energia é estudada por
um seguimento
da quí
química denominado de
Absorvem calor do
Liberam calor para o
meio ambiente
meio ambiente
REAÇÃO EXOTÉRMICA
A +
B
→
C +
D + CALOR
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
A +
B + CALOR →
C
+
D
ENERGIA INTERNA
ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA
SOB VOLUME CONSTANTE.
ENTALPIA
ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIA
SOB PRESSÃO CONSTANTE, RESUMIDAMENTE, PODEMOS
DIZER QUE É O CONTÉUDO DE CALOR DA SUBSTÂNCIA.
O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃO
É DENOMINADO CALORIMETRIA.
O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É
DENOMINADO CALORÍMETRO.
CALORIA é a quantidade de energia necessária
para aumentar de 1ºC a temperatura de 1 g de água.
JOULE é a quantidade de energia necessária para
deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso,
fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo.
1 cal = 4,18 J
1 kcal = 1000 cal
1 kJ = 1000 J
MEDIDA DO CALOR DE REAÇÃO
• O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma
reação
química
calorímetros.
é
determinado
em
aparelhos
chamados
CALOR
q = C.m. ∆T
q é a quantidade de calor transferida a ou a partir de
uma determinada massa (m) da substância
C é a capacidade calorífica específica
∆T é a variação de temperatura
A letra grega delta maiúsculo (∆) significa “variação de”
A variação de temperatura, ∆T, é calculada como a
temperatura final menos a temperatura inicial.
Substância
Nome
Capacidade
Calorífica (J/g.K)
Al
alumínio
0,897
C
Grafite
0,685
Fe
Ferro
0,449
Cu
Cobre
0,385
Au
Ouro
0,129
NH3
Amônia
4,70
H2O (l)
Água líquida
4,184
C2H5OH(l)
Etanol
2,44
H2O (s)
Água sólida (gelo)
2,06
Observações:
• Água
tem um dos valores mais altos (4,184 J/g. K);
• As capacidade calorífica específica dos metais
corresponde a um quinto deste valor ou menos;
Exemplo:
Como a capacidade calorífica do ferro é de 0,45 J/g. K,
para elevar a temperatura de um grama de água em 1K
necessita-se de aproximadamente nove vezes mais
calor do que é necessário para causar uma variação de
1K na temperatura de um grama de ferro.
O PODER CALÓRICO DE ALGUMAS
SUBSTÂNCIAS
ALIMENTO
Kcal/g
ALIMENTO
kcal/g
Cerveja
0,3
Feijão
3,5
Leite
0,7
Arroz
3,6
Peixe carne branca
0,8
Queijo prato
3,7
Batata
1,1
Carne de vaca
3,9
Ovos
1,6
Açúcar
3,9
Sorvete
1,7
Farinha de soja
4,3
Frango
2,3
Chocolate
5,2
Pão branco
2,3
Amendoim
5,6
Bif e
2,7
Carne de porco
5,8
Milho
3,4
Manteiga
7,5
OS PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS DO
CALOR E DO TRABALHO SE APLICAM,
NO ESTUDO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
E NAS MUDANÇAS DO ESTADO FÍSICO
DE UMA SUBSTÂNCIA.
EFEITOS ENERGÉTICOS
NAS REACÕES QUÍMICAS
Na fotossíntese ocorre absorção de calor
→
LUZ
6CO 2 + 6H2O
CLOROFILA
C6H12O6 + 6O2
GLICOSE
Na combustão do etanol ocorre liberação de calor
C2H5OH + 3O2
ETANOL
→
2CO2 + 3H2O
Mudanças de Estados Físicos
∆H = H
Se
HR
<
(PRODUTOS)
HP
– H
∆H
(REAGENTES)
>
0
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Se
HR > HP
∆H
REAÇÃO EXOTÉRMICA
<
0
ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Lei da Conservação da Energia,
“Energia não pode ser criada e nem destruída, pode apenas ser transformada de
uma forma para outra”.
Em vista disso, somos levados a concluir que a energia:
• liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, armazenada
nos reagentes, sob uma outra forma;
• absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no sistema,
armazenada nos produtos, sob uma outra forma.
REAÇÃO EXOTÉRMICA
2 C(s) + 3 H2(g) → C2H6(g)
∆ H = – 20,2 kcal
2 C(s) + 3 H2(g) → C2H6(g) + 20,2 kcal
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Fe3O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O2(g) ∆ H = + 267,0 kcal
Fe3O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O2(g) − 267,0 kcal
EQUAÇ
EQUAÇÃO TERMOQUÍ
TERMOQUÍMICA
É a representação de uma reação química em que está
especificado:
* o estado físico de todas as substâncias.
* o balanceamento da equação.
* a variação de calor da reação ( ∆H ).
* variedade alotrópica quando existir.
* as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja,
temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum)
2 NH3(g) + 92,2 KJ
2 NH3(g)
N2(g) + 3 H2(g)
N2(g) + 3 H2(g)
N2(g) + 3 H2(g)
N2(g) + 3 H2(g)
H = + 92,2 KJ
2 NH3(g) + 92,2 KJ
2 NH3(g)
H = – 92,2 KJ
Observações:
Quando não citamos os valores
da pressão e da temperatura é porque correspondem
as condições ambientes
Se a equação termoquímica
em um sentido for endotérmica, no sentido contrário
será exotérmica
» Classificaç
Classificação e caracterizaç
caracterização das reaç
reações
EXOTÉ
EXOT
ÉRMICAS
Liberam energia; (luz, calor, som, etc.)
Aumenta a temperatura do meio;
Energia do lado dos produtos na equaç
equação;
Entalpia dos produtos < Entalpia dos reagentes;
Hp < Hr
Variaç
Variação de entalpia negativa; ∆H < 0
ENDOTÉ
ENDOTÉRMICAS
Absorvem energia; (luz, calor, som, etc.)
Diminui a temperatura do meio;
Energia do lado dos reagentes na equaç
equação;
Entalpia dos produtos > Entalpia dos reagentes;
Hp > Hr
Variaç
Variação de entalpia positiva; ∆H > 0
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
A
+
→
B +
Hp
ENTÃO
= Hr
Hp > Hr
HP
HR
CAMINHO DA REAÇÃO
C
+
+
D
REAÇÃO EXOTÉRMICA
A
+
B
→
C
HR
ENTÃO
+
= HP
HR > HP
HR
HP
CAMINHO DA REAÇÃO
D
+
+
ENTALPIA
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( v )
∆H1 = – 243 KJ
H2O ( l )
∆H2 = – 286 KJ
H2O ( s )
∆H3 = – 293 KJ
1
2
3
caminho da reação
ENTALPIA PADRÃO
* Convencionou-se entalpia zero para determinadas
substâncias simples, em razão de não ser possível
medir o valor real da entalpia de uma substância.
* Foram escolhidas condições-padrão para
estabelecer medidas relativas.
* Terá entalpia zero qualquer substância
simples que se apresente nos estados
físico e alotrópico mais comum,
a 25ºC e 1atm de pressão.
QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( l )
2 H2 (g) + O2 (g)
2 H2O ( l )
∆H = – 286 KJ
∆H = – 572 KJ
ESTADO FÍSICO DOS
REAGENTES E DOS PRODUTOS
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( s )
H = – 293 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( l )
H = – 286 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O (
H = – 243 KJ
v)
Estado alotrópico
C(grafite) + O2 (g)
C(diamante) + O2 (g)
H = – 393,1 KJ
CO2(g)
H = – 395,0 KJ
CO2(g)
ENTALPIA
C(diamante) + O2(g)
C(grafite) + O2(g)
H = – 395,0 KJ
CO2(g)
H = – 393,1 KJ
caminho da reação
ENTALPIA ZERO
Hº = 0
H2(g), N2(g) e etc
O2(g)
C(grafite)
S(rômbico)
P(vermelho)
ENTALPIA MAIOR QUE
ZERO Hº
>0
--O3(g)
C(diamante)
S(monoclínico)
P(branco)
* A forma alotrópica menos estável
tem entalpia maior que zero.
Casos particulares das entalpias das reações
Entalpia (ou calor ) de formação
de uma substância ∆Hfº
Hfº
Entalpia ( ou calor ) de combustão de
uma substância
Entalpia (ou calor ) de neutralização
Entalpia ( ou calor ) de dissolução
Entalpia (ou calor ) de formação de uma
substância ∆Hfº
Observe a reação de formação (síntese )
de um mol de água, a 25ºC e 1 atm de
pressão.
H2(g) +
1/2O2(g) → H2O(g)
Cálculo da entalpia de formação:
∆H = H(produtos) - H(reagentes)
H2(g) +
1/2 O2(g) → H2O(g )
∆H = H(produtos)
–
∆H = ?
H(reagentes)
∆H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
COMO
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
∆H = HºH2O(l)
e
ENTÃO
∆H = – 68,4kcal/mol
HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol
H2(g) +
1/2 O2(g) → H2O(g )
∆H = H(produtos)
–
∆H = ?
H(reagentes)
∆H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
∆H = HºH2O(l)
∆H = – 68,4kcal/mol
HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol
H2(g) +
1/2 O2(g) → H2O(g )
∆H = H(produtos)
–
∆H = –68,4kcal/mol
H(reagentes)
∆H = HºH2O(l) – ( Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
∆H = HºH2O(l)
∆H = – 68,4kcal/mol
HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol
SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol) SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol)
H2O(v)
-57,8
NH3(g)
-11,0
H2O(l)
-68,4
HF(g)
-64,2
H2O(s)
-69,8
HCl(g)
-22,1
CO(g)
-26,4
HBr(g)
-8,7
CO2(g)
-94,1
HI(g)
-6,2
CH4(g)
-17,9
HNO3(l)
-41,5
H3COH(l)
-57,0
C12H22O11(s)
-531,5
C2H5OH(l)
-66,4
NaCl(s)
-98,5
Entalpia ( ou calor ) de combustão de
uma substância
É o calor liberado na combustão total de um mol de uma
substância em que os componentes dessa reação estão no
estado-padrão.
H2(g)
+ 1/2O2(g) → H2O(l)
∆H=–68,4kcal/mol
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H=–325 kcal/mol
COMBUSTÃO - reação de uma substância com o oxigênio
(O22) em que
ocorre liberação de energia. ( REAÇÃO
EXOTÉRMICA )
Entalpia (ou calor ) de neutralização
É o calor liberado na neutralização de 1 molde H+ do
ácido por 1 mol de OH- da base, supondo-se todas as
substâncias em diluição tota ou infinita, 25 C e 1 atm.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = –13,8 kcal/eq-g
HNO3(aq) + LiOH(aq) → LiNO3(aq) + H2O(l) ∆H = –13,8 kcal/eq-g
OBS.: Para ácidos e bases fortes o ∆H será sempre o mesmo.
Entalpia ( ou calor ) de dissolução
É o calor desenvolvido ( liberado ou absorvido) provocado
pela dissolução de um mol de substância, numa quantidade
de água suficiente para se obter uma solução diluída,
no estado padrão.
H2SO4(l) + aq → H2SO4(aq) ∆H = – 22,9 kcal/mol
KNO3(s) + aq
→ KNO3(aq) ∆H = + 8,5 kcal/mol
CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
LEI DE HESS
A entalpia de uma reação depende apenas dos estados
iniciais
e finais da reação, não depende dos estados
intermediários,
ou seja a reação é a mesma para uma ou mais etapas.
ENERGIA DE LIGAÇÃO
É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UM MOL DE
LIGAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA NO ESTADO GASOSO.
EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias
110kcal.
Para romper um de ligação H – C são necessárias
100kcal.
Para romper um de ligação O = O são necessárias
118kcal.
.
* esses valores
são tabelados
Ligação
E de ligação
(Kcal/mol)
Cl  Cl
58,0
HH
104,2
H  Cl
103,2
CC
83,1
CH
98,8
C  H (metano)
99,5
C  Cl
78,5
Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio
(H2) e gás cloro (Cl2), formando cloridreto (HI).
Energia de ligação
. . . REAGENTES
A quebra de uma ligação é um processo endotérmico.
(∆H > 0): SINAL (+)
⇒ . . . PRODUTOS
A formação de uma ligação é um processo exotérmico.
(∆ H < 0): SINAL (-)
A quebra de ligação envolve
absorção de calor
H
—
H
Processo
endotérmico
Processo
exotérmico
A formação de ligação envolve
liberação de calor
H— H
Energia de ligação
H2(g)
H-H
+104,0kcal/mol
+
Cl2(g)
+
→
2 HCl(g)
Cl - Cl → 2 H-Cl
+58,0kcal/mol
2 x(-103,0kcal/mol)
∆H = - 44,0 Kcal/mol
Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos:
H2O(l) → 2H(g) + O(g) ∆H = ? kcal/mol
110kcal
110Kcal
O
H
H
H2O(l) → 2H(g) + O(g) ∆H = 220 kcal/mol