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Observe os fenômenos abaixo:

Observe os fenômenos abaixo:. A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de CALOR. O gelo para fundir ABSORVE energia na forma de CALOR. O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA. Os fenômenos quanto ao calor envolvido podem ser classificados em.

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Presentation Transcript

  1. Observe os fenômenos abaixo: A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de CALOR O gelo para fundir ABSORVE energia na forma de CALOR O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA

  2. Os fenômenos quanto ao calor envolvido podem ser classificados em ENDOTÉRMICOS EXOTÉRMICOS Absorvem calor do meio ambiente Liberam calor para o meio ambiente

  3. 01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela acesa: • Solidificação da parafina que escorre da vela. EXOTÉRMICA EXOTÉRMICA II. Queima da parafina. III. Vaporização da parafina. ENDOTÉRMICA Dessas transformações, APENAS: a) I é endotérmica. b) II é endotérmica. c) III é endotérmica. d) I e II são endotérmicas. e) II e III são endotérmicas. sublimação fusão vaporização LÍQUIDO GASOSO SÓLIDO solidificação condensação ressublimação

  4. 02) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo humano. Essa sensação de frio explica-se CORRETAMENTE pelo fato de que a evaporação da água a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo. b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo. c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo. e) é um processo atérmico e não troca calor com o corpo.

  5. 03) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: • I. Gás queimando em uma das “bocas” do fogão. • II. Água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta “boca” do fogão. • Com relação a esses processos, pode-se estimar que: • I e II são exotérmicos. • I é exotérmico e II é endotérmico. • I é endotérmico e II é exotérmico. • I é isotérmico e II é exotérmico. • I é endotérmico e II é isotérmico.

  6. De onde veio a energia ou calor? Cada substância deve apresentar certo conteúdo energético denominado: Entalpia (H)

  7. Quantidade de Substância Calor liberado ou Absorvido Pressão constante Entalpia (H) ΔH = Hfinal – Hinicial ou ΔH = Hprodutos - Hreagentes

  8. Variação de entalpia (ΔH) em reações Endotérmicas HR ‹ HP ΔH = HP – HR, logo ENTALPIA (H) ΔH › 0 PRODUTOS HP REAGENTES HR Caminho da reação

  9. Variação de entalpia (ΔH) em reações Exotérmicas HR › HP ΔH = HP – HR, logo ΔH ‹ 0 ENTALPIA (H) REAGENTES HR PRODUTOS HP Caminho da reação

  10. 01) Considere o gráfico a seguir: ΔH = 15 kcal HP 40 – 25 HR Kcal C + D 40 A + B 25 Caminho da reação São feitas as afirmações: I. A entalpia dos produtos é de 40 kcal VERDADEIRA II. A reação absorve 15 kcal VERDADEIRA III. A reação direta é exotérmica FALSA IV. A variação de entalpia é de 15 kcal VERDADEIRA É correto afirmar que: a) Apenas I é verdadeira. b) Apenas I e II são verdadeiras. c) Apenas I, II e IV são verdadeiras. d) Apenas I, II e III são verdadeiras. e) Apenas III é verdadeira.

  11. Representação do calor envolvido nas reações químicas Endotérmico 2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) ΔH = + 92,2 KJ Exotérmico N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 92,2 KJ

  12. 02) Considere o seguinte gráfico: Entalpia (H) A (g) + B (g) ΔH 2 AB (g) caminho da reação De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo. EXOTÉRMICA NEGATIVA "A variação da entalpia é ...................; a reação é ....................... porque se processa ...................... calor” LIBERANDO a) positiva, exotérmica, liberando. b) positiva, endotérmica, absorvendo. c) negativa, endotérmica, absorvendo. d) negativa, exotérmica, liberando. e) negativa, exotérmica, absorvendo.

  13. 03) (UEL-PR) As bolsas térmicas consistem, geralmente, de dois invólucros selados e separados, onde são armazenadas diferentes substâncias químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é rompida, as substâncias neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento ou o resfriamento. A seguir, estão representadas algumas reações químicas que ocorrem após o rompimento da camada que separa os invólucros com seus respectivos ΔH. • I. CaO + SiO2(g)  CaSiO3(s) ΔH = – 89,5 kj/mol • II. NH4NO3(s) + H2O (l)  NH4+(aq) + NO3–(aq) ΔH = + 25,69 kj/mol • III. CaCl2(s) + H2O (l)  Ca2+(aq) + 2 Cl–(aq) ΔH = – 82,80 kj/mol Analise as reações e os valores correspondentes de ΔH e indique a alternativa que correlaciona, adequadamente, as reações com as bolsas térmicas quentes ou frias. • I. fria, II. quente, III. Fria. • I. quente, II. fria, III. quente. • I. fria. II. fria, III. fria. • I. quente, II. quente, III. Fria. • I. quente, II. quente, III. quente.

  14. Fatores que influem nas entalpias das reações Quantidades das espécies químicas H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ) ΔH = – 286 KJ 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O (ℓ) ΔH = – 572 KJ

  15. 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 ( v ) ∆H = – 243 KJ

  16. Graficamente ENTALPIA H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH1 = – 243 KJ H2O ( v ) 1 ΔH2 = – 286 KJ H2O ( l ) 2 ΔH3 = – 293 KJ H2O ( s ) 3 caminho da reação

  17. Estado Alotrópico C(grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ C(diamante) + O2(g) CO2(g) ΔH = – 395,0 KJ ENTALPIA C(diamante) + O2(g) C(grafite) + O2(g) ΔH = – 395,0 KJ ΔH = – 393,1 KJ CO2(g) caminho da reação

  18. ΔH nas mudanças de estado físico

  19. Equações Termoquímicas Entalpia (H) Quantidade de Substância Calor liberado ou Absorvido Pressão constante Muitas variáveis !!!! ΔH = HP – HR Variedade alotrópica Por esse motivo criou-se um referencial: ENTALPIA PADRÃO (H0)

  20. Substâncias no ESTADO PADRÃO: corresponde a sua forma pura, a 1 bar e 298,15K Se reagentes e produtos estão no estado padrão... ΔH0 = H0produtos – H0reagentes Toda SUBSTÂNCIA SIMPLES , no estado padrão e na sua forma alotrópica mais estável (mais comum), tem entalpia (H) igual a ZERO. ATENÇÃO! Valores tabelados referem-se a reações efetuadas a 25 ºC

  21. Para os elementos que apresentam o fenômeno da alotropia...

  22. 01) Considere a reação representada pela equação termoquímica: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 22 kcal São feitas as seguintes afirmações: • A quantidade de energia liberada será maior se o produto • obtido for dois mols de NH3 no estado líquido. V V • A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal. V • A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol. Quais são corretas? A energia liberada aumenta no sentido: GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO a) apenas I. b) apenas I e II. c) apenas I e III. d) apenas II e III. e) I, II e III. 2 x 17 g absorve 22 kcal 6,8 g absorve x kcal Então “ x = 4,4 kcal a formação de 2 mol libera 22 kcal a formação de 1 mol libera 11 kcal

  23. Voltando à equação termoquímica... Ex.: A entalpia ou calor de reação pode ser específico para algumas substâncias. Algumas delas são entalpia de formação, de combustão, de neutralização etc.

  24. Entalpia de Formação Calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão, com H0 = 0. Seria possível prever a entalpia de formação de uma substância a partir das outras substâncias simples?!

  25. Considere o exemplo... Aplicando na equação abaixo é possível concluir que... ΔH0 = H0produtos – H0reagentes Resolução no Quadro!!!

  26. Cuidado! Qualquer outra reação em que ocorra a formação de CO2(g), de modo diferente do que foi apresentado, não indica a entalpia de formação do CO2(g). Por exemplo: Note que a ΔH0 dessa reação (-395,9 KJ/mol) é diferente da ΔH0 de formação (-394 KJ/mol)

  27. Determinação da entalpia de formação de uma substância a partir de uma equação termoquímica Exercícios Quando necessário utiliza a tabela da pág. 376!

  28. 01) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol: Aℓ2O3(s) = – 1676; MgO(s) = – 604. Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da reação representada por: 3 MgO (s) + 2 Aℓ (s)  3 Mg (s) + Aℓ2O3 (s) Seu valor é igual a: • – 1066 kj. • – 142 kj. • + 136 kj. • + 1066 kj. • + 2274 kj. ΔH = Hfinal – Hinicial ΔH = [1 x (– 1676)] – [(3 x (– 604)] ΔH = (– 1676) – (– 1812) ΔH = – 1676 + 1812 ΔH = + 136 kJ

  29. 02) Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o H de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H da reação abaixo será: 2 FeO + 1/2 O2 Fe2O3 a) – 68,4 kcal/mol. b) + 68,4 kcal/mol. c) – 132,5 kcal/mol. d) + 132,5 kcal/mol. e) – 260,5 kcal/mol ΔH = H final – H inicial ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)] ΔH = (– 196,5) – (– 128,04) ΔH = – 196,5 + 128,04 ΔH = – 68,42 kcal

  30. 03) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada: CH4(g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g) A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a: Entalpias de formação em kJ/mol, CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = – 108. a) + 254 kJ. b) – 127 kJ. c) – 479 kJ. d) + 508 kJ. e) – 254 kJ. ΔH = H final – H inicial ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 287)] ΔH = (– 108) – [– 75 – 287] ΔH = (– 108) – (– 362) ΔH = – 108 + 362 ΔH = 254 kJ

  31. Entalpia de combustão Energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão. Todas as reações de combustão apresentam ΔH ‹ 0

  32. Combustão completa do gás hidrogênio

  33. Combustão de substâncias que contém carbono

  34. O que ocorre com as ligações dos reagentes para que possam sofrer uma transformação química?! Quebra das ligações! O que é necessário para haver a quebra?! Processo Endotérmico

  35. O que ocorre com a energia na formação das ligações nos produtos?! Liberação de energia, ou seja, processo exotérmico Atenção! A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual a energia liberada na sua formação. No entanto, a energia de ligação é definida para a quebra de ligações, por isso terá o valor positivo.

  36. Energia de Ligação Energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso ΔH = + 435,5 KJ/mol H – H (g) 2 H (g)

  37. 01) São dadas as seguintes energias de ligação: Ligação Energia (kj/mol) Ligação Energia (kj/mol) H – Cl 431,8 Cl – Cl 242,6 H – F 563,2 153,1 F – F Com os dados fornecidos é possível prever que a reação 2 H – Cl + F – F  2 H – F + Cl – Cl 2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g) Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de entalpia, em kj, da ordem de: a) – 584,9, sendo endotérmica. b) – 352,3, sendo exotérmica. c) – 220,9, sendo endotérmica. d) + 220,9, sendo exotérmica. e) + 352,3, sendo endotérmica. 2 X 431,8 + 1 X 153,1 2 X 563,2 + 1 X 242,6 863,6 + 153,1 1126,4 + 242,6 + 1016,7 – 1369 ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj

  38. 02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da reação seguinte: 3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2 º N – H 93 kcal/mol N N 225 kcal/mol H – Cl 103 kcal/mol Cl – Cl 58 kcal/mol H º 3 Cl – Cl + N – H N N 2 6 H – Cl + H 3 x 58 + 6 x 93 6 x 103 + 225 174 + 558 618 + 225 + 732 kcal – 843 kcal ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal

  39. Variação de Entalpia (ΔH) em uma reação Reações lentas Produtos indesejáveis Reações explosivas Muitos compostos não podem ser sintetizados a partir de seus elementos

  40. C(grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH = – 393,3 KJ caminho direto C(grafite) + O2(g) CO2(g) estado inicial estado final CO(g) + 1/2 O2(g) estado intermediário ΔH1 = – 110,3 KJ ΔH2 = – 283,0 KJ Observe que: ΔH1 + ΔH2 = ΔH (– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ

  41. Lei de Hess Em uma reação química a variação da entalpia será sempre à mesma, quer ela ocorra em uma única etapa ou em várias. A variação de entalpia depende apenas dos estados final e inicial.

  42. 01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess. V • O calor de reação depende apenas dos estados inicial e final do processo. II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas. V III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor da variação de entalpia. V IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o valor da variação de entalpia depende dos estados intermediários através dos quais o sistema pode passar. F

  43. 02) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H2SO4), obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H2S2O7), que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO3). A equação global pode ser representada por: S8 (s) + 12 O2(g) + 8 H2SO4(𝓁)8 H2S2O7(𝓁) As etapas envolvidas no processo são: I. S8(s) + 8 O2(g)8 SO2(g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO2(g) + 1/2 O2(g)  SO3(g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO3(g) + H2SO4(𝓁)  H2S2O7(𝓁) ΔH = – 130 kj/mol Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum.

  44. S8 (s) + 12 O2(g) + 8 H2SO4(l)8 H2S2O7(l) I. S8(s) + 8 O2(g)8 SO2(g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO2(g) + 1/2 O2(g)  SO3(g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO3(g) + H2SO4(l)  H2S2O7(l) ΔH = – 130 kj/mol Repetimos a equação ( I ): Multiplicamos a equação ( II ) por “ 8 “ : Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ : Somamos todas as equações: S8(s) + 8 O2(g)8 SO2(g) ΔH = – 2375 kj/mol 8 SO2(g) + 4 O2(g)  8 SO3(g) ΔH = – 800 kj/mol 8 SO3(g) + 8 H2SO4(l)  8 H2S2O7(l) ΔH = – 1040 kj/mol S8(s) + 12 O2(g) + 8 H2SO4(l)  8 H2S2O7(l) ΔH = – 4215 kj/mol

  45. 03) (Covest – 2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas abaixo: 1 Fe(s) + O2(g) FeO(s) ΔH = – 64 kcal 2 3 2 Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) ΔH = – 196 kcal 2 Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação: 1 2 FeO(s) + O2(g) Fe2O3(s) 2 Devemos inverter e multiplicar por “ 2 ” a primeira equação Somando as duas equações, teremos: Devemos repetir a segunda equação 2 FeO(s) 2 Fe(s) + O2(g) ΔH = + 128 kcal 3 2 Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 196 kcal 2 1 ΔH = - 68 kcal 2 FeO(s) + O2(g) Fe2O3(s) 2

  46. 04) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação abaixo: 3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g) Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas: 1) C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ΔH = – 94,0 kcal 2) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l)ΔH = – 68,3 kcal 3) C3H8(g)+ 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = – 531,1 kcal 3 C(grafite) + 3 O2(g) 3 CO2(g) ΔH = – 282,0 kcal 4 H2(g) + 2 O2(g) 4 H2O(l)ΔH = – 273,2 kcal 3 CO2(g) + 4 H2O(l)  C3H8(g)+ 5 O2(g) ΔH = +531,1 kcal ΔH = – 24,10 kcal 3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g)

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