Termoquímica

Importante saber...

• SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo para  estudo.
• ENERGIA - resultado do movimento e da força gravitacional existentes nas partículas formadoras da matéria.
• ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema através de reações químicas.
• 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.

      Termoquímica é um dos aspectos mais importantes do estudo das reações químicas é a energia envolvida no processo. Termoquímica é a denominação dada ao ramo da química que estuda a energia associada a uma reação química. É um ramo da termodinâmica. O calor da reação é o calor liberado ou absorvido por uma reação e pode ser medido em Joules ou calorias e seus múltiplos; porém, a unidade aceita pelo SI (Sistema internacional de unidades) é o joule (J).

1 caloria (cal) = 4,18 joule

1 quilocaloria (kcal) = 1000 cal

1 quilojoule (kj) = 1000 J

Considerando a energia das reações, podemos classificá-las em:

Exotérmica:

Reações que se realizam com liberação de energia

A + B à C + D +  calor liberado

 Ex: Cgraf + O2(g) à CO2(g) + 94kcal liberadas

Endotérmicas:

Reações que se realizam com absorção de calor

                    A + B à C + D -  calor absorvido

Entalpia – H

         Denomina-se entalpia o conteúdo global de calor de um sistema. A variação da entalpia de um sistema é indicada por ∆H. A medida de ∆H permite saber se a entalpia aumentou ou diminuiu.

• ∆H em processos exotérmicos

∆H = Hfinal – Hinicial      ou     ∆H = Hprod – Hreag

∆H = variação de entalpia da reação

Hfinal = entalpia do estado final ou dos produtos

Hinicial = entalpia do estado inicial ou dos reagentes

         Quando a entalpia do estado final for menor que a do estado inicial,  ∆H será negativo, portanto, será uma reação exotérmica.

Ex.: C + O2 à CO2    ∆H = -94kcal

• ∆H em processos endotérmicos

∆H = Hfinal – Hinicial , sendo ∆H = Hfinal > Hinicial. Portanto, ∆H>0

Ex.: H2O(liquido) à H2O(vapor)

Lei de Hess

         O químico e médico Germain Henry Hess (1802-1850) desenvolveu importantes trabalhos na área de Termoquímica.
         A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. A Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação. É uma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações intermediárias. Podem ser infinitas variações de entalpia.
   ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3....

Exemplo: Qual o valor da variação de entalpia da reação a seguir?
C

graf + O2(g) à CO2(g)

Dados (equações intermediárias):

Cgraf + ½ O2(g) à CO(g)     ∆H = -110,3kJ

CO+ ½ O2(g) à CO(g)         ∆H = -283kJ

ResoluçãoCgraf + ½ O2(g) à CO(g)     ∆H = -110,3kJ

CO+ ½ O2(g) à CO(g)       ∆H = -283kJ

Cgraf + O2(g) à CO2(g)         ∆H = -393,3kJ = reação global

         Observe que a ΔH1e ΔH2 são somadas, obtendo-se o valor da variação de entalpia. As equações químicas também são somadas, obtendo-se a reação global.

         Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas alterações matemáticas, seguindo as seguintes regras:

         1°) As equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Coloca-se as equações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem de acordo, troca-se o sinal da ΔH;
         2°) Acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número.
         3°)Realizar o somatório para montar a reação global;
         4°) Somar os valores das ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reação global.

Exemplo:

Calcule a variação de entalpia da seguinte reação pela Lei de Hess:

Cgrafite  + 2H2 à CH4  (reação global) )     ∆H = ?


Dados:

1.     Cgrafite  +O2 à CO2  ∆H = -94kJ/mol

2.    H2 + ½ O2 à H2O  ∆H = -68kJ/mol

3.    CH4 + 2O2 à CO2 + 2H2O  ∆H = -213kJ/mol

Resolução:
         Deve-se escrever todas as equações intermediárias (dados) de acordo com a reação global. Na primeira equação, o que há em comum é o C(grafite). Então ele deve ser escrito da mesma forma (como reagente e 1mol).
A segunda equação tem em comum com a reação global o H2(g). Nos dados, esta esécie química não está exatamente igual como na global. Deve-se multiplicar toda a equação por 2, inclusive a ΔH2
         A terceira equação tem em comum com a reação global o CH4(g). deve-se inverter a posição desta equação e portanto trocar o sinal da ΔH3

         Veja como deve ser feito:

Cgrafite  +O2 à CO2  ∆H = -94kJ/mol

2H2 + O2 à 2H2O  ∆H = (-68 x 2) = -136kJ/mol

CO2 + 2H2O àCH4 + 2O2 à   ∆H = +213kJ/mol

Cgrafite + 2H2 à CH4       (reação global)

Lei de Hess: (-94) + (-136) + 213 = -17kJ/mol

Equação termoquímica

         É a forma mais completa de se escrever uma equação química. Ela deve conter reagentes e produtos com os respectivos estados físicos, formas alotrópicas das substâncias simples, e se estão dissolvidos ou diluídos, a pressão, o calor da reação e a temperatura do sistema.

Exemplo:  H2(g ) + 1/2O(g) à H2O(l)     ∆H = -242kJ

         Quando um mol de hidrogênio gasoso reage com meio ml de oxigênio gasoso forma-se um mol de água liquida e ocorre liberação de 242kJ. A reação ocorre em um sistema à 25°C e 1 atm.

         O calor e reação pode ser apresentado de duas formas:

1. Escrevendo o calor perdido ou cedido como um participante (Q).

Q = m.α. ∆T, onde m é a massa, α é o calor especifico e ∆T é a variação de temperatura.

2. Utilizando-se o conceito de ∆H: reação exotérmica ou endotérmica.

Fatores que influenciam o ∆H

         O calor absorvido ou liberado por quaisquer reações químicas será diferente se modificarmos as condições em que essas reações forem realizadas. Veja alguns fatores.

• Estado físico

   A variação de entalpia depende do estado físico dos reagentes e produtos.

• Estado alotrópico

     A variação de entalpia assume valores diferentes conforme o estado alotrópico dos reagentes e produtos.

Cgrafite + O2(g) à CO2      ∆H = -393,5kJ

A forma alotrópica grafite apresenta menor entalpia. Sendo mais estável que o diamante, o grafite libera menos energia.

• Estado padrão

     O estado padrão está associado à forma alotrópica mais estável a 25°C de temperatura e pressão de 1 atm. Nessas condições, convencionou-se que a substância possui entalpia igual a zero. Exemplos:

Entalpia
=0	≠0
Cgrafite	Cdiamante
O2(g)	O3(g)
Srômbico	Smonoclínico
Pbranco	Pvermelho

• Entalpia padrão de combustão

         “É a variação de entalpia na combustão completa de 1 mol de substância”

         Os calores de combustão são fornecidos para reagentes e produtos a 25°C e 1 atm. Por exemplo, na combustão do álcool etílico.

             

C2H5OH + 3O2 à 2CO2 + 3H2O     ∆H = -1373kJ/mol

O calor da combustão do álcool etílico é -1373kJ, ou seja, ocorre liberação de 1373kJ.

Postado por: Lanna Larisse