AULA Termoquimica, lei de hess e eltalpia

Termoquímica:
1)calor e unidades para expressá-lo
2)Entalpia e variação de entalpia
3)A lei de Hess
4)Estado-padrão
5)Entalpia padrão de combustão
6)Entalpia padrão de formação
7)Energia de ligação

1. Termoquímica:
calor e os processos químicos
Profª:

2. Termoquímica:
1)caloreunidadesparaexpressá-lo
2)Entalpiaevariaçãodeentalpia
3)AleideHess
4)Estado-padrão
5)Entalpiapadrãodecombustão
6)Entalpiapadrãodeformação
7)Energiadeligação

3. TERMOQUÍMICA
Termoquímica:
ÉapartedaQuímicaqueestudaasvariaçõesdeenergiaque
acompanhamasreaçõesquímicas.

4. Aenergiatranferidaentredoiscorpos(ouentre
diferentespartesdeummesmocorpo)quetêm
temperaturasdiferentesédenominadacalorou
energia.
Conceito de calor

5. A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da
energia com a matéria. Assim como nas mudanças de estado
físico, as transformações da matéria ocorrem com absorção
ou liberação de energia.

6. Absorção de calor:

7. Os Processos que absorvem calor são denominados de
processos endotérmicos.
Os Processos que liberam calor são denominados de
processos exotérmicos.
-Sistema aberto
-Sistema Fechado
-Sistema Fechado e isolado

9. Nasreaçõesquímicasocorremtantoarupturacomoa
formaçãodeligaçõesintramoleculares.
Paradeterminarseumprocessoéexoouendotérmico,deve-
seconsiderar:
A energia absorvida para a ruptura das ligações reagentes
A energia liberada na formação das ligações dos produtos
Osaldoenergéticoentreelasindicaseoprocessoliberaou
absorveenergia.

10. Entalpia e variação de entalpia
Entalpiadereaçãoéaenergiaabsorvidaouliberadaem
umareação.
NoSistemaInternacionaldeUnidadesaunidadeda
entalpiaéojoule(J),eestagrandezaégeralmente
representadapelosímboloH.
AvariaçãodeentalpiaérepresentadopelosímboloΔH.

11. SóépossívelcalcularovalordoΔHseforem
conhecidasasentalpiasabsolutasdosreagentes(H
R
)e
dosprodutos(H
P
):.

12. Reação endotérmica

13. Reação exotérmica

16. Exercícios
01)Analiseafiguraabaixo,assinale(V)ou(F),nasproposições
abaixo,combasenareaçãoquímicadecombustãodogás
hidrogênio.
()Ocorreliberaçãodecalor,ouseja,oprocessoéexotérmico.
()Ocorreabsorçãodecalor,ouseja,oprocessoéendotérmico.
()Osreagentesganhamcaloraose
converteremágua.
()Ocalorenvolvidonaformaçãode
180gdeáguaéde2.416kJ.
()H
produtos>H
reagentes

17. 04.(Mackenz ie-SP)
Fe
2O
3(s)+ 3 C
(s)+ 491,5 kJ 2 Fe
(s)+ 3 CO
(g)
Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico,
segundo a equação acima, assinale V ou F:
( ) é uma reação endotérmica.
( ) é uma reação exotérmica.
( ) A energia absorvida é 491,5 kj
( ) A energia liberada é de 491,5kj

18. 05. Assinale V ou F:
Fe
2O
3(s)+ 3 C
(s)2 Fe
(s)+ 3 CO
(g)
( ) é uma reação endotérmica.
( ) é uma reação exotérmica.
( ) A energia absorvida é 491,5 kj
( ) A energia liberada é de 491,5kj
( ) A Hprod > Hreag
( ) ΔH > 0
-491,5 kJ

19. 06. Assinale V ou F:
Fe
2O
3(s)+ 3 C
(s)2 Fe
(s)+ 3 CO
(g)
( ) é uma reação endotérmica.
( ) é uma reação exotérmica.
( ) A energia absorvida é 491,5 kj
( ) A energia liberada é de 491,5kj
( ) A Hprod < Hreag
( ) ΔH > 0
07. Represente a reação acima em um diagrama de entalpia.
ΔH = 491,5 kJ

20. Fatores que influenciam no AH
Ocalorabsorvidoouliberadoporquaisquerreaçõesquímicas
serádiferentesemodificarmosascondiçõesemqueforemrealizadas.
Estadofísico
Avariaçãodeentalpiadependedoestadofísicodosreagentes
eprodutos.
HH2O
vapor>HH2O
liquido>HH2O
sólido

21. Estado alotrópico
A variação de entalpia assume valores diferentes conforme o estado
alotrópico dos reagentes e produtos.
Ex.:
Cgraf + O2(g) CO2(g) AH= -393,5kj
Cdiam + O2(g) CO2(g) AH= -395,4kj

22. Alotropia
Aalotropiaéumfenômenoassociadoàocorrênciade
ummesmoelementoemdistintasformasdenominadas
variedadesalotrópicas.Geralmente,aalotropiaocorredevidoa
estruturascristalinasdiferentesnosólidoouatomicidade.
Forma alotrópica
Cgrafite Cdiamante, Cfulereno
O2 O3
Srômbico Smonociclico
Pbranco Pvermelho
Cl2 (g) Cl2(l)

23. AlotroposdeCarbono:
Diamante,grafiteefulereno,sãoasformasalotrópicasdo
elementoquímicocarbono.
Estassubstânciasdiferementresipelaestruturacristalina.
Atéametadedadécadade1980,sóeramconhecidosdois
alótroposdocarbono:oduro,incolorevaliosodiamante,eaescura,
quebradiçaepoucovaliosagrafite.

24. Cfulereno:
Essanovavariedadeerabemdiferentedasoutrasduas.Em
vezdecristaiscomumainfinidadedeátomosunidos(comoodiamante
eagrafite),onovoalótropoéconstituídopormoléculascom60átomos
decarbono(C
60).Tambémforamproduzidofulerenosemformade
tuboscilíndricos,chamadosnanotubos.

25. AlótroposdoOxigênio:
Ogásoxigênioeozôniodiferemnaatomicidade,istoé,no
númerodeátomosqueformaamolécula.
Ooxigênioexistenoaratmosférico,sendoumgás
indispensávelànossarespiração.Oozônioéumgásqueenvolvea
atmosferaterrestre,protegendo-nosdosraiosultravioleta

26. AlótroposdoFósforo:asvariedadesalotrópicasmaiscomuns
desteelementosãoofósforovermelhoeofósforobranco,que
diferementresipelaatomicidade.Fósforovermelhoefósforo
branco.Ofósforobrancoéguardadoimersoemágua,pois,se
expostoaoar,sofrecombustãoespontânea.
P4 (n)

27. AlótroposdoEnxofre:
Enxofrerômbicoeenxofremonoclínico,quediferemum
dooutropelaestruturacristalina.
Essasduasvariaçõessãoformadaspormoléculascom
oitoátomosesãorepresentadaspelafórmulaS
8,emboraos
cristaisdasduasvariedadessejamdiferentes.

28. Estabilidadedosalótropos
Agrafiteentende-secomosendomaisestávelquediamante,
ogásoxigênioémaisestávelqueozônio.Issoaconteceporqueasos
formatosalotrópicosmaisestáveisestãopresentesnanaturezaem
maiorquantidade.
Forma alotrópica
Mais estável Menos estável
Cgrafite Cdiamante, Cfulereno
O2 O3
Srômbico Smonociclico
Pbranco Pvermelho
Cl2(g) Cl2(l)

29. Estado padrão
Oestadopadrãoestáassociadoàformaalotrópicamais
estávela298K(25oC)detemperaturaepressãode1atm.
Nessascondições,convecionou-sequeasubstânciapossui
entalpiaigualazero.
Entalpia=0 C (graf), O2(g), S romb, Cl2(g)
Diferentede 0 C(diam), O3(g), S monoc, Cl2 (l)

30. Considere a equação a seguir:
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) AH = -572 kj
Assinale V ou F:
()Éexotermica,liberando286kjpormoldeoxigenio
consumido.
()Exotérmica,liberando572kjparadoismolsdeágua
produzida.
()Endotérmica,consumindo572kjparadoismolsdeágua
produzida.
()Endotérmica,liberando572kjparadoismolsdeoxigenio
consumido.

31. Considere o diagrama de entalpia:
Qual a opção que contém a equação química correta?
a) H2(g) + ½ O
2(g) H2O(g) AH = +242 kj/mol
b)H2O(l) H2O(g) AH = -41kj/mol
c) H2(g) + 1/2 O
2(g) H2O (l) AH= +41kj/mol
d)H2O(l) H2(g) + ½ O
2(g) AH = +283kj/mol
e)H2O (g) H2(g) + ½ O
2(g) AH= 0kj/mol

32. Tipos de calor
•Calorsensível:
Provocaapenasavariaçãodatemperaturado
corpo.
Aquantidadedecalorsensível(Q)queumcorpo
demassamrecebeédiretamenteproporcionalaoseu
aumentodetemperatura.
Onde:
Q = calor absorvido pela substância
m = massa da substância
c = calor específico
ΔT = variação de temperatura da substância

33. Calorespecífico
Correspondeàquantidadedecalorrecebidaou
cedidapor1gdasubstânciaparaelevarasuatemperaturade
1
o
C.Expressa-seemcal/g/
o
Ceérepresentadopelaletrac.
Écaracterísticodecadasubstância.
Maior c menor troca de calor com a vizinhança, ou seja, maior será a
quantidade de calor necessário para aquecê-lo.

34. •Calorlatente:
Provocaalgumtipodealteraçãonaestrutura
físicadocorpo.Éaquantidadedecalorqueasubstância
trocaduranteamudançadeestadofísico.
Paracalcularocalorlatentedeumasubstância,
bastadividiraquantidadedecalorQqueasubstância
precisaganharouperderparamudardefasepela
massamdamesma.
L = Q/m

35. Capacidadecalorífica:
CujosímboloéC,consistenoquocienteentreaquantidade
decalorfornecidaaumcorpoeacorrespondentevariação
detemperatura.
C=Q/ΔTouC=m.c

36. Medidas de calor:
Cal (Caloria), Kcal , J (Joule) e Kj
As relações abaixo serão muito úteis:
1 quilocaloria (kcal) = 1000 cal ou 10
3
cal
1 caloria (cal) = 4,18 joules (J)
1 quilojoule(kJ) = 1000 J
1 Kcal = 4,18 kJ
Uma das unidades mais comuns é a caloria (cal)
1 caloria (cal): quantidade de calor necessária para elevar em 1
o
C
a temperatura de 1 grama de água.

37. Ocalorespecíficodeumasubstânciaé0,5cal/g.
o
C.Sea
temperaturade4gdessasubstânciapassoude10
o
C
para20
o
C,pode-seafirmarqueelaabsorveuuma
quantidadedecalor,emcalorias,de:
a)0,5
b)2
c)5
d)10
e)20

38. Um bloco de gelo de massa igual a 300 g encontra-se a
0°C. Para que todo gelo se derreta, obtendo água a 0°C,
são necessárias 24.000 cal. Determine o calor latente de
fusão do gelo em cal/g.

39. Lei de Hess
Avariaçãodeenergiadeumareaçãoquímicaéa
mesma,queroprocessoserealizeemumaouváriasetapas.
Eladependesomentedaspropriedadesdassubstâncias
iniciasefinais.
OvalordeAHdeumprocessoseráasomaalgébrica
dosvaloresdeAHdasetapas.
AH=AH1+AH2
Obs:AleideHessdemonstraqueequaçãotermoquímicapodemser
somadas,multiplicadas,divididaseinvertidas.

40. Calcule o AH da reação abaixo:
Cgraf + ½ O2(g) CO2 (g) AH = ?
Sabendo que :
Cgraf + O2 (g) CO2 (g) AH1 = -94,1 kcal
CO2 (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) AH2 = -67,7 kcal

41. Calcular o AH do processo:
2C graf + 3H2 (g) + ½ O2 (g) C2H5OH (l)
Sabendo que:
Cgraf +O2 (g) CO2 (g) AH= -94kcal/mol
H2(g) + ½ O2(g) H2O (g) AH= -57,8kcal/mol
C2H5OH (l) + 3O2 (g) 2CO2(g) + 3H2O (g) AH=-327,6kcal/mol

44. ENTROPIA (S)
Éumaformadeenergiaassociadaáorganização
deumsistema.Quantomaisdesorganizadoforum
sistema,maiorserásuaentropia.
QuantomaisaT0absoluto(0Kelvin),menoréa
movimentaçãodaspartículasdassubstânciasemais
organizadoestáosistema.ÁmedidaqueaTsobe,
aumentaadesordemeaentropia.

45. Considere o sistema:
S  L  G
Ganham entropia a cada etapa
Veja o primeiro exemplo:
H2O (l) H2 (g) + ½ O2 (g)
Há um aumento na entropia, pois o reagente está no
estado líquido, enquanto os produtos estão no estado
gasoso. Enquanto a reação se processa, verifica-se um
aumento da desordem e portanto da entropia.

46. Podemos calcular a variação de entropia (Δ S) por:
Δ S = S
produtos-S
reagentes
Então: S prod > S reag ou Δ S >0
Uma reação espontânea é acompanhada por um aumento
da entropia total.

47. Veja segundo exemplo:
2NO2 (g) N2O4 (g)
Háumareduçãodaentropiamasnãoporcausadoestadofísico.
Ocorreuumareduçãodonúmerodepartículas(2para1)
mostrandoumaorganizaçãomaiordosistemanoproduto.
Considerandoqueavariaçãodeentropiaédadapor:
ΔS=Sprodutos-Sreagentes
Logo,Sprod<SreagouΔS<0

48. ENERGIA LIVRE (G)
É um conceito introduzido por Gibbs e pode ser definido
pela equação:
G = Δ H –T . Δ S
Onde: G –é a energia livre de Gibbs, H-entalpia, T -
temperatura em Kelvin e S –entropia .
ΔG = Δ H –T . Δ S

49. ΔG = Δ H –T . Δ S
Umainformaçãoútilquesepodeextrairdesseconceito
dizrespeitoáespontaneidadedasreações.Dependendodosinal
deΔG:
Δ G > 0 a reação não é espontânea
Δ G < 0 a reação é espontânea

50. Considere estes exemplos:
a)2NO2 (g) N2 (g) + 2O2 (g) ; Dado: AH < 0
Resolução:
AS = ? > ou < que zero
AS > 0
AG = AH –T . AS
AG =(-AH) –T . AS AG <0 reação espontânea
(na soma: soma os nrs e repete o sinal)

51. N2 (g) + 2O2(g) 2NO2 (g) ; Dado: AH >0
AS =?
AS < 0
Logo,
AG = AH –T . AS
AG = AH –T . (-AS)
AG >0 reação não espontânea

52. Exercícios:
Considerando-se a transformação isotérmica:
N2O(g)N2(g)+½O2(g)a25
o
C
Esabendoqueavariaçãodeentalpia(AH)éde-19,5Kcal/mole
queavariaçãodeentropia(AS)é18cal/K.mol;podemosafirmar
queavariaçãodeenergialivre(AG)dosistemaé:
a)19,25 Kcal e espontâneo
b)-19,25Kcal e não espontâneo
c)24,86Kcal e não espontâneo
d)-24,86 Kcal e não espontâneo