Termoquímica: equações termoquimícas.pptx

Termoquímica

1. Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química Ensino Médio, 2ª Série Equações termoquímicas

2. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equações termoquímicas: Forma de se representar uma reação química, semelhante a uma equação química comum, que informa a variação de entalpia resultante do processo, a pressão e a temperatura ambiente, podendo informar também os estados físicos dos reagentes e produtos (1). H 2(g)  + ½ O 2(g)  => H 2 O (s)   ΔH 1 = - 292,6 kJ H 2(g)  + ½ O 2(g)  => H 2 O (l)   ΔH 2 = - 286,6 kJ H 2(g)  + ½ O 2(g)  => H 2 O (v)   ΔH 3 = - 292,9 kJ

3. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Quantidade de reagentes e produtos O ΔH depende das quantidades de reagentes e produtos, assim ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma equação devemos fazer o mesmo com o ΔH da reação. (2) H 2(g)  + Cl 2(g)  => 2HCl (g)   ΔH= + 184,9 kJ 2H 2(g)  + 2Cl 2(g)  => 4HCl (g)   ΔH= + 369,8 kJ 1/2H 2(g)  + 1/2Cl 2(g)  => HCl (g)   ΔH= + 92,45 kJ

4. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equações Exotérmicas: Libera calor; Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes; ∆H<O. C 2 H 5 OH (ℓ) + 3 O 2(g) → 2 CO 2(g) +3 H 2 O (ℓ) ∆H=-1368kJ SO 2   (g) + 1/2 O 2 (g) →  SO 3   (g) ΔH= - 23,4 Kcal Exemplos: Imagem: JulioNather / Reação exotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain

5. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equações Endotérmicas Absorve calor; Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes; ∆H>O. C (grafite) + 2S (rômbico) → CS 2(l) Δ H = +21 kcal Fe 2 O 3(s) +3 C (s) → 2 Fe (s) +3CO (g) Δ H=+490KJ Exemplos: Imagem:JulioNather / Reação endotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain

6. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Estado Alotrópico C (grafite) + O 2(g) → CO 2(g) ΔH = -393,1 kJ C (diamante) + O 2(g) → CO 2(g) ΔH = -395,0 kJ C (diamante) → C (grafite) ΔH = -1,9 kJ Exotérmica C (grafite) → C (diamante) ΔH = +1,9 kJ Endotérmica

7. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Estado Alotrópico Imagem: Exemplos de diamante e grafite com suas respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU Free Documentation License, a partir das imagens (a) Itub / GNU Free Documentation License e (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported

8. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Sentido da Equação: Se em um sentido a equação é exotérmica, no sentido inverso a equação é exotérmica e vice-versa. C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) → 2 CO 2 (g) + H 2 O(g) ΔH = -310,6 kcal Exotérmica 2 CO 2 (g) + H 2 O(g) → C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) ΔH = +310,6 kcal Endotérmica

9. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equação da Entalpia de Formação: Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis em condição ambiente (25°C, 1atm); Substâncias simples no estado padrão formam 1mol da substância composta; As substâncias simples no estado padrão possuem entalpia igual a zero; A entalpia de 1mol de substância composta é numericamente igual a seu calor de formação. (3) Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão Hidrogênio H 2(g) Oxigênio O 2(g) Carbono C (grafite) Enxofre S (rômbico)

10. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Montando a Equação de Formação C 3 H 8 (g) 3C (grafite) + 4H 2 (g) →C 3 H 8 (g) C 6 H 6 (l) 6C (grafite) + 3H 2 (g) →C 6 H 6 (g) C 2 H 6 O (l) 2C (grafite) + 3H 2 (g) + 1/2O 2(g) → C 2 H 6 O (l) Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão Hidrogênio H 2(g) Oxigênio O 2(g) Carbono C (grafite) Enxofre S (rômbico)

11. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Equação da Entalpia de Combustão: Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação de entalpia (∆H) da combustão completa de 1mol de combustível, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão; (3) Combustão é a reação do combustível com o O 2(g); Toda combustão libera energia, ou seja, é exotérmica.

12. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Montando a Equação Combustão H 2(g) H 2(g) + O 2(g) → H 2 O (l) C 4 H 8 O 2(l) C 4 H 8 O 2(l) + 5O 2(g) → 4CO 2(g) + 4H 2 O (l) S (rômbico) S (rômbico) + O 2(g) → SO 2(g) Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão Hidrogênio H 2(g) Oxigênio O 2(g) Carbono C (grafite) Enxofre S (rômbico)

13. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Lei de Hess “A variação de entalpia, ou seja, a quantidade de calor liberada ou absorvida por um processo só depende do estado inicial e final do processo, não dependendo das etapas intermediárias.” (4) Imagem: Foto do químico suíço Germain Henri Hess / Source: Edgar Fahs Smith Collection / Public Domain

14. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Lei de Hess Observe: A variação de Entalpia em uma transformação é a mesma. Passando por etapas intermediárias ou não. Imagem: Representação gráfica da Lei de Hess / Dr. T / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported.

15. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Consequências da Lei de Hess Permitiu que as equações termoquímicas fossem realizadas a céu aberto;  Permitiu calcular a entalpia de várias substâncias até então desconhecidas, a partir da entalpia da própria reação; Permitiu calcular a entalpia de várias reações difíceis de ocorrer pelo método direto, ou seja, reações que ocorrem pelo método indireto (5).

16. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Lei de Hess e Equações Termoquímicas: As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas ou algébricas; Invertendo-se uma equação termoquímica, o sinal do ∆H também será invertido; Multiplicando-se ou dividindo-se uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valor do ∆H também será multiplicado ou dividido por esse número (5) .  

17. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex.: 1 A partir das equações calcule o ∆H da transformação de C graf em C diam : C graf → C diam C graf + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 1 = – 94 kcal/mol C diam + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 2 = – 94,5 kcal/mol Resolução: C graf + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 1 = –94 kcal/mol CO 2(g) → C diam + O 2(g) ∆H 2 = +94,5 kcal/mol Mantida Invertida ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 ∆H = -94 + 94,5 = 0,5 Kcal/mol C graf → C diam

18. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Considerações do exemplo 1 Conhecendo as regras de como mexer nas equações: Você deve deixar nos reagentes quem é o reagente na equação desejada, o mesmo vale para os produtos; Para fazer a soma algébrica das substâncias é necessário que as substâncias sejam as mesmas, estejam no mesmo estado de agregação e/ou no mesmo estado alotrópico; Trata-se de uma reação endotérmica, pois a variação de entalpia é positiva.

19. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex.: 2 Durante a produção industrial do ácido sulfúrico são necessárias as seguintes etapas intermediárias: combustão do enxofre e oxidação do dióxido de enxofre. 2 S (s)   +  3 O 2(g) → 2 SO 3(g)   ∆H = -791,44 kJ S (s)   +  O 2(g) → SO 2(g)            ∆H = -296,83 kJ Determine a entalpia padrão de formação do trióxido de enxofre de acordo com a reação abaixo: 2 SO 2(g)   +  O 2(g) → 2 SO 3(g)

20. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Resolução do exemplo 2 2 S (s)   +  3 O 2(g) → 2 SO 3(g)   ∆H 1 = -791,44 kJ 2SO 2(g) → 2S (s)   +  2O 2(g)     ∆H 2 = +593,66 kJ Invertida e multiplicada por 2 Mantida 2 SO 2(g)   +  O 2(g) → 2 SO 3(g) ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 ∆H = -791,44 + 593,66 ∆H = -197,78 KJ Exotérmica

21. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex.: 3 Considere as seguintes equações termoquímicas: N 2(g)   +  3 O 2(g)   +  H 2(g)  → 2HNO 3( aq )    ∆H 1 = -415 kJ 2 H 2(g)   +  O 2(g)  → 2H 2 O (l)                      ∆H 2 = -572 kJ N 2 O 5(g)   +  H 2 O (l)  → 2HNO 3( aq )             ∆H 3 = -140 kJ Qual é a entalpia de formação do pentóxido de nitrogênio? A equação desejada é: N 2 + 5/2 O 2 → N 2 O 5

22. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Resolução do Exemplo 3 A equação desejada é: N 2 + 5/2O 2 → N 2 O 5 para isso fazemos: N 2(g)   +  3 O 2(g)   +  H 2(g)  →2HNO 3( aq ) ∆H 1 = -415 kJ H 2 O (l) → H 2(g)   + 1/2O 2(g)                      ∆H 2 = +286 kJ 2 HNO 3( aq ) → N 2 O 5(g)   +  H 2 O (l)              ∆H 3 = +140 kJ Mantida Invertida e dividida por 2 Invertida N 2 + 5/2O 2 → N 2 O 5

23. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Conclusão do Exemplo 3 ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 + ∆H 3 ∆H = -415 + 286 + 140 ∆H = 11 KJ/mol Reação Endotérmica

24. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Usando a Lei de Hess – Ex.: 4 Dadas as equações termoquímicas: C ( graf ) + O 2(g) → CO 2(g) ∆H = -393 kJ/mol H 2(g) + ½O 2(g) → H 2 O (l) ∆H = -286,0 kJ/mol 2C ( graf ) + 2H 2(g) + O 2(g) → CH 3 COOH (l) ∆H = -484,0 kJ Qual a entalpia-padrão de combustão de um mol de ácido acético? A Equação desejada é: CH 3 COOH (l) + 2O 2(g) → 2CO 2(g) + 2H 2 O (l)

25. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Resolução do Exemplo 4 2C ( graf ) + 2O 2(g) → 2CO 2(g) ∆H 1 = -786 kJ/mol 2H 2(g) + O 2(g) → 2H 2 O (l)             ∆H 2 = -572,0 kJ/mol CH 3 COOH (l) → 2C ( graf ) +2H 2(g) + O 2(g) ∆H 3 =+484,0kJ/mol Mantida e multiplicada por 2 Invertida CH 3 COOH (l) + 2O 2(g) → 2CO 2(g) + 2H 2 O (l) Mantida e multiplicada por 2

26. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Conclusão do Exemplo 3 ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 + ∆H 3 ∆H = -786 +(-572) + 484 ∆H = -874 KJ/mol Reação Exotérmica

27. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Atividade Extra - 1 Observe as equações termoquímicas: I) C (s) + H 2 O (g) → CO (g) + H 2(g) ∆H = + 31,4 kcal II) CO (g) + ½ O 2(g) → CO 2(g) ∆H = - 67,6 kcal III) H 2(g) + ½O 2(g) → H 2 O (g) ∆H = - 57,8 kcal De acordo com o ∆H ( variação de entalpia), podemos afirmar que: a) II é endotérmica, I e III exotérmica. b) I e III são endotérmicas, II exotérmica. c) II e III são endotérmicas, I exotérmica. d) I e II são endotérmicas, III exotérmica. e) I é endotérmica, II e III exotérmicas. (7)

28. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Atividade Extra - 2 A respiração celular é um processo vital e ocorre por meio de reações químicas. Um exemplo pode ser a conversão da glicose em ácido pirúvico por meio da reação: C 6 H 12 O 6(S)   + O 2(g)  → 2 C 3 H 4 O 3(s)  + 2 H 2 O (l) glicose                      ácido pirúvico Considere as reações a 25 ºC e 1 atm : C 6 H 12 O 6(s) +6O 2(g) →6CO 2(g)  + 6H 2 O (l)   ∆H=-2808kJ/mol C 3 H 4 O 3(s)  + 5/2 O 2(g)  → 3 CO 2(g)  + 2 H 2 O (l)    ∆H = -1158 kJ/mol (6)

29. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Continuação da Atividade Extra - 2 Pode-se então afirmar que, na formação do ácido pirúvico a partir de 1 mol de glicose, há: (A)  liberação de 492 kJ de energia. (B)  absorção de 492 kJ de energia. (C)  liberação de 1650 kJ de energia. (D)  absorção de 1650 kJ de energia. (E)   liberação de 5124 kJ de energia.

30. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Atividade Extra – 3 Quando o óxido de magnésio está na presença de uma atmosfera de gás carbônico, este é convertido a carbonato de magnésio. São dadas as entalpias-padrão de formação: Mg (s)  + ½O 2(g)  →  MgO (s)          ∆H = -602 kJ/mol C ( graf )  + O 2(g)  → CO 2(g)              ∆H = -394 kJ/mol Mg (s)  + C ( graf )  + 3/2O 2(g)  → MgCO 3(s)  ∆H =-1096kJ/mol (6)

31. Química, 2ª Série Equações termoquímicas Continuação da Atividade Extra -3 A formação de um mol de carbonato de magnésio, a partir do óxido de magnésio e gás carbônico, é uma reação: (A)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ. (B)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ. (C)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ. (D)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ. (E)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 1 304 kJ. (6)

32. Slide Autoria / Licença Link da Fonte Data do Acesso         4 JulioNather / Reação exotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Entalpia_r_exotermica.PNG 12/04/2012 5 JulioNather / Reação endotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Entalpia_r_endotermica1.PNG 12/04/2012 6 Exemplos de diamante e grafite com suas respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU Free Documentation License http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diamond_and_graphite2.jpg 12/04/2012 6 (a) Itub / GNU Free Documentation License http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diamond_and_graphite.jpg 12/04/2012 6 (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Graphite-tn19a.jpg 12/04/2012 12 Foto do químico suíço Germain Henri Hess / Source: Edgar Fahs Smith Collection / Public Domain http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hess_Germain_Henri.jpg 12/04/2012 14 Representação gráfica da Lei de Hess / Dr. T / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported. http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hess_Law.png 17/04/2012 Tabela de Imagens