Equações termoquímicas, Slides de Matérias técnicas

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Ciências da Natureza e

suas

Tecnologias - Química

Ensino Médio, 2ª Série

Equações

termoquímicas

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)

1/

O

2(g)

=> H

2

O

(s)

ΔH

1 = - 292,6 kJ H 2(g)

1/

O

2(g)

=> H

2

O

(l)

ΔH

2 = - 286,6 kJ H 2(g)

1/

O

2(g)

=> H

2

O

(v)

ΔH

3 = - 292,9 kJ

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

Equações termoquímicas Equações Endotérmicas

• (^) Absorve calor;
• (^) Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes;
• (^) ∆H>O. C (grafite)

+ 2S

(rômbico)

→ CS

2(l) ΔH = +21 kcal Fe 2

O

3(s)

+3 C

(s) → 2 Fe (s)

+3CO

(g)

ΔH=+490KJ

Exemplos: Imagem:JulioNather / Reação endotérmica, em 30 de junho de 2006 / Public Domain

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

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, 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

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 H2(g) Oxigênio O2(g) Carbono C(grafite) Enxofre S(rômbico)

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.

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

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.

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).

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 + 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

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) (6)

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, ∆H = -197,78 KJ Exotérmica