Baixe termoquimica e outras Trabalhos em PDF para Termodinâmica Química, somente na Docsity!
Trabalho sobre TERMOQUÍMICA
Conceito de Entalpia Calores e reações Lei de Hess
Conceitos de Entalpia
O ESTUDO DO CALOR TROCADO NAS REAÇÕES QUÍMICAS
Antes de iniciar o assunto Termoquímica é importante definir alguns termos que serão usados com freqüência:
Sistema: Denomina-se sistema uma parte do universo físico cujas propriedades estão sob investigação. Fronteira: Limites que definem o espaço do sistema, separando-o do resto do universo. Vizinhança ou meio ambiente : É a porção do universo próxima às fronteiras do sistema, que pode, na maioria dos casos, interagir com o sistema. Quando uma reação química ocorre em um determinado sistema, isso acarreta uma troca de calor entre o sistema em reação e o meio ambiente.
A termoquímica estuda justamente essas trocas de calor, assim como o seu aproveitamento na realização de trabalho.
Se o calor trocado entre o sistema e o meio ambiente é medido a pressão constante, ele é denominado Entalpia ou conteúdo calorífico e simbolizado por H. Sendo que Entalpia (H) é o calor trocado a pressão constante.
Em relação às trocas de calor, as reações químicas se classificam em dois tipos: reações exotérmicas e reações endotérmicas, conforme liberem ou absorvam o calor respectivamente.
REAÇÕES EXOTÉRMICAS
O prefixo exo significa "para fora". Reações exotérmicas são aquelas que liberam energia na forma de calor. O esquema geral de uma reação exotérmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representam substâncias genéricas:
A + B → C + D + calor
Hr Hp entalpia de reagentes entalpia de produtos
A partir da Lei da Conservação da Energia, podemos afirmar que: " A energia total dos reagentes é igual à energia total dos produtos".
Em outras palavras, toda a energia que entrou no primeiro membro da equação química deve sair integralmente no segundo membro da equação. De onde tiramos a seguinte conclusão: se uma reação é exotérmica, então a entalpia dos reagentes ( Hr ) é maior que a entalpia dos produtos ( Hp ), pois uma parte da energia que estava contida nos reagentes foi liberada para o meio ambiente na forma de calor e apenas uma outra parte dessa energia ficou contida nos produtos. Então reação exotérmica: Hr > Hp
Não é possível determinar diretamente a entalpia de cada substância participante de uma reação, mas podemos determinar experimentalmente a variação da entalpia Δ H , que ocorre quando uma reação química é realizada.
Variação da Entalpia: Δ H = H final (produtos) H inicial (reagentes) ou Δ H = Hr Hp Como na reação exotérmica Hr > Hp , então neste tipo de reação o valor de Δ H será sempre negativo. Sendo que a
reação exotérmica: Δ H > 0.
Observe que não existe energia negativa; ou um sistema contém energia. O sinal negativo de Δ H quer dizer apenas que a energia foi liberada.
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS
O prefixo endo significa "para dentro". Reações endotérmicas são aquelas que absorvem energia na forma de calor. O esquema geral de uma reação endotérmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representam substâncias genéricas.
A + B + calor → C + D
Hr Hp
entalpia dos reagentes entalpia dos produtos
Uma vez que a energia total se conserva do primeiro para o segundo membro de qualquer reação química, podemos afirmar que: se uma reação é endotérmica, a entalpia dos produtos Hp é maior que a entalpia dos reagentes Hr , pois uma determinada quantidade de energia foi absorvida pelos reagentes na forma de calor, durante a reação, ficando contida nos produtos. Sendo que reação endotérmica: Hp > Hr.
E sendo Δ H = Hp Hr , então na reação endotérmica o valor de Δ H será sempre positivo. Sendo que reação endotérmica: Δ H > 0.
PRINCÍPIO DE THOMPSEN E BERTHELOT
Há um princípio fundamental da Termoquímica, determinado em 1867 pelos cientistas que lhe deram seus nomes, que afirma: " Dentre um conjunto de reações químicas possíveis, ocorrerá primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exotérmica. " A reação exotérmica é aquela que libera maior quantidade de energia na forma de calor. Isto significa que os produtos formados nesse tipo de reação são menos energéticos, portanto, mais estáveis. Espontaneamente, as substâncias só irão reagir em busca de maior estabilidade e, desse modo, em busca de liberar a maior quantidade possível de energia. Sendo que podemos dizer:
mais estabilidade = menos energia = menor Δ H = reação mais espontânea
Tal que podemos utilizar o exemplo: Adicionando-se os gases F2, C l 2 e Br2 a um recipiente contendo gás hidrogênio, pode-se prever qual a reação que ocorrerá primeiro, através do valor de Δ H de cada uma.
a) 1Ž2 H2(g) + 1Ž2 F2(g) → 1 HF(g) Δ H = − 64,2 Kcal
b) 1Ž2 H2(g) + 1Ž2 C l 2(g) → 1 HC l (g) Δ H = − 22,1 Kcal
c) 1Ž2 H2(g) + 1Ž2 Br2(g) → 1 Hbr(g) Δ H = − 8,7 Kcal
Como a reação a é a que libera maior quantidade de energia, espontaneamente é a reação que ocorre em primeiro lugar.
FATORES QUE INFLUENCIAM O VALOR DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2 O( l ) Δ H = − 68,3 Kcal
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2 O( g ) Δ H = − 57,8 Kcal
5. VARIEDADE ALOTRÓPICA
Entre a s formas alotrópicas de um mesmo elemento há aquela mais estável e, portanto, menos energética, e também a menos estável, portanto, mais energética. Seja, por exemplo, uma reação química exotérmica:
Partindo-se do reagente na forma alotrópica mais estável (menos energética) obtém-se menor quantidade de energia liberada na reação. Partindo-se do mesmo reagente na forma alotrópica menos estável (mais energética) obtém-se maior quantidade de energia liberada na reação. Exemplo:
C( grafita) + O2(g) → CO2(g) Δ H = − 94,00 Kcal
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) Δ H = − 94,45 Kcal
6. PRESENÇA DE SOLVENTE
Quando dissolvemos uma determinada substância em um solvente qualquer, ocorre liberação ou absorção de energia na forma de calor. Assim, se fizermos uma reação na ausência de um solvente, o valor de Δ H será diferente daquele obtido quando fazemos a mesma reação na presença de um solvente.
Exemplo:
1H2 (g) + 1 C l 2(g) → 2 HC l (g) Δ H = − 44,2 Kcal
H 2 O
1 H2(g) + 1 C l 2(g) → 2 HC l (aq) Δ H = − 80,2 Kcal
Sendo que a diferença: 80,2 − 44,2 = 36,0 Kcal é igual à energia liberada na dissolução de 2 moléculas de HCl em água ( cada 1 mol de HCl dissolvido em água libera 18,0 Kcal).
OBSERVAÇÕES GERAIS.:
Como o valor do Δ H de uma reação varia em função dos fatores vistos no item anterior, é preciso que na equação termoquímica constem as informações a seguir:
A temperatura e a pressão nas quais se deu a reação.
As substâncias que reagem e que são produzidas, com os respectivos coeficientes.
A fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) em que se encontra cada substância participante da reação.
A variedade alotrópica de cada substância que participa da reação ( no caso das substâncias apresentarem formas alotrópicas).
A quantidade de calor que foi liberada ou absorvida durante a reação.
Tal que saiba-se que em termoquímica normalmente se trabalha em condições-padrão: Temperatura de 25° C ou 298 K.
Pressão de 1 atm.
Substância na fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) comum nessas condições de pressão e temperatura.
Exemplo: A água é líquida a 25° C e 1 atm; portanto, em condições-padrão, trabalha-se com a água na fase líquida. Substância na forma alotrópica mais estável.
Nessas condições o valor de Δ H é tabelado para muitas reações. Como a seguir:
Tabela 1
Entalpia de formação estado padrão em Kcal/mol
H 2 O(g) − 57, 8 NO(g) 21,
C 6 H6( l ) 19, 8
H 2 O( l ) − 58, 3
NO2(g) 8,
CH4(g) − 17, 9
SO3(g) − 94, 5
N 2 O(g) 19, 5
C 2 H6(g) − 20, 2
SO2(g) − 71, 0
HCl(g) − 22,
CaO(s) − 151,
Álcool etílico
C2H5OH(l )
Álcool metílico
CH3OH(l )
Monóxido de carbono CO(g) − 67, − 2.
Observações:
- Todos os Δ H de combustão são negativos, pois são transformações exotérmicas. 2. Os combustíveis acima citados estão na ordem decrescente de cal/g, porque é nessa unidade que se comparam os poderes caloríficos na indústria. 3. Para a gasolina, querosene e óleo diesel, não existem fórmulas, pois esses matérias não são substancias e sim misturas de substâncias. São misturas de hidrocarbonetos, compostos moleculares formados unicamente por carbono e hidrogênio. Quando citamos, na gasolina, C6 a C10 , significa que os hidrocarbonetos que a formam possuem de 6 a 10 átomos de carbono por molécula.
Alguns combustíveis, tais como gás de rua (formado por CH 4 e H 2 ) e gás de botijão (C3H8 e C4H10),
também são misturas.
Tabela 3
Energias de ligação em Kcal/mol no estado padrão.
F − F 37, C − F 128, CL − CL 58, C − CL 93, Br − Br 46, C − Br 67, I − I 36, C − I 50, H − F 135, H − H 104, H − CL 103, O = O 118, H − Br 87, N ≡ N 225, H − I 71, H − O 102,
TIPOS DE VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Os diferentes calores de reação
Para simplificar o estudo, dividimos os calores envolvidos nas reações químicas (Δ H ) em grupos, a saber: Δ H de combustão, de neutralização, de dissolução e de formação.
Em todos esses casos, convenciona-se que o valor de Δ H deve ser tomado em condições padrão, que são as seguintes:
pressão de 1 atmosfera; temperatura de 25° C ou 298 K; substâncias na fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) comum nessas condições de pressão e temperatura; substâncias na forma alotrópica mais estável. Indicamos que o Δ H está em condições-padrão pela notação: Δ H.
Entalpia-padrão de combustão
Denomina-se entalpia-padrão de combustão a variação de entalpia (Δ H0 ) envolvida na combustão completa de 1 mol de moléculas de determinada substância, em que todos os participantes da reação se encontram em condições- padrão.
Exemplo:
1 CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2(g) + 2H2O Δ H0 combustão = − 212,8 Kcal
ENTALPIA-PADRÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
Denomina-se entalpia-padrão de neutralização a variação de entalpia (Δ H0 ) envolvida na neutralização de 1 equivalente-grama de um ácido por 1 equivalente-grama de uma base, ambos em soluções aquosas diluídas.
1 Eg ácido(aq) + 1 Eg base(aq) à 1 Eg sal (aq) + H2O Δ Η 0 νευτραλιζαF 8 E C F 8 E 9ο
Observe que o Δ H0 de neutralização entre ácidos e bases fortes é constantes. Isso ocorre porque todos os ácidos fortes, bases fortes e os sais obtidos pela reação desses compostos se encontram praticamente 100% ionizados ou dissociados em soluções aquosas diluídas.
A DIFICULDADE DE DETERMINAR NA PRÁTICA O VALOR DE Δ H
Há uma série de fatores que muitas vezes tornam invariável a determinação prática de variação de entalpia de uma reação. Normalmente o valor de Δ H é medido em aparelhos denominados calorímetros, mas esses aparelhos só funcionam com precisão para determinados tipos de reações.
Uma outra dificuldade que surge em relação à determinação experimental de Δ H é o próprio número de reações químicas, que ultrapassam a casa dos milhões.
Por esses motivos, é bastante útil aprender a calcular teoricamente o valor de Δ H é o próprio número de reação química a partir de um conjunto pequeno de informações experimentais.
Lei de Hess
Germain Henri Hess (1802 - 1850), médico e químico que, apesar de nascido na Suíça, passou toda a sua vida na Rússia, é considerado um precursor da Termoquímica. Entre inúmeros trabalhos nesta área, Hess determinou em 1840 a seguinte lei:
A variação de entalpia envolvida numa reação química, sob determinadas condições experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos, seja a reação executada em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas.
Em outras palavras, o valor de Δ H de um processo não depende do número de etapas nem do tipo de cada etapa do processo. Isso reafirma a expressão :
Δ H reação = Hp Hr
Essa constatação é importante porque permite trabalhar com equações químicas como se fossem equações matemáticas, isto é, permite calcular o Δ H de uma determinada reação x (incógnita) pela soma de reações de Δ H conhecidos, cujo resultado seja a reação de x.
Exemplo: Considerando que a reação de combustão de carbono grafita produzindo monóxido de carbono.
equação x: 2 C (grafita) + 1 O 2 (g) à 2 CO(g) Δ H =?
É impossível medir com precisão o Δ H desta reação, pois, na prática, não se consegue parar a oxidação do carbono exatamente no estágio CO (g). Sempre acaba se formando um pouco de CO2 (g).
Podemos medir no calorímetro, porém, o Δ H das seguintes reações:
I.) 1 C (grafita) + 1 O2(g) à 1 CO2(g) Δ H = − 94,1 Kcal
II.) 2 CO(g) + 1 O2(g) à 2 CO2(g) Δ H = − 135,4 Kcal
Usando alguns artifícios matemáticos, podemos "manipular" as equações I e II. , de modo que ao somá-las o
resultado seja a equação x.
ó Na equação x temos como primeiro reagente 2 mols de C(grafita).
O C(grafita) aparece na equação I, porém na quantidade de 1 mol. Devemos então multiplicar toda equação I por 2 para igualá-la à equação x neste aspecto.
Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de Δ H desta reação pelo mesmo número.
I. 2) 2 C (grafita) + 2 O2(g) à 2 CO2(g) Δ H = − 188,2 Kcal
ó Na equação x temos como produto 2 mols de CO2(g). Na equação II. aparecem 2 mols de CO2(g) no reagente. Devemos então inverter a equação II. para torná-la igual à equação x neste aspecto.
Devemos lembrar que, ao inverter uma reação termoquímica, deve-se inverter o sinal do Δ H, pois, se num determinado sentido a reação libera calor, para voltar, em sentido contrário, a reação terá que absorver a mesma quantidade de calor que havia liberado, e vice-versa.
invertendo II.) 2 CO2(g) à 2 CO(g) + 1 O2(g) à Δ H = +135,4 Kcal
ó Não consideramos o reagente O 2(g) da equação x porque ele aparece tanto na equação I como na equação II. Freqüentemente, quando isso ocorre, o reagente (ou produto) acaba se ajustando sozinho durante a soma algébrica das equações.
O processo para somar as equações químicas é o seguinte:
Se uma substância aparece na mesma quantidade no reagente de uma equação e no produto de outra equação a soma será igual a zero. Se uma substância aparece em maior quantidade no reagente de uma equação e em menor quantidade no produto de outra equação, devemos subtrair essas quantidades em módulo e colocar o resultado no reagente da equação final. Se uma substância aparece em maior quantidade no produto de uma equação e em menor quantidade no reagente de outra equação, devemos subtrair essas quantidades em módulos e colocar o resultado no produto da equação final.
Bibliografia.:
Química Integral ( Reis, Martha ) ; editora FTD - Vol. Único - 2º Grau.
O Novo Telecurso 2º Grau - Fundação Roberto Marinho - Química.
