Termoquímica II - Apostilas - Química_Parte2, Notas de estudo de Química
A_Santos
A_Santos18 de julho de 2013

Termoquímica II - Apostilas - Química_Parte2, Notas de estudo de Química

PDF (140 KB)
6 páginas
799Número de visitas
Descrição
Apostilas de Química sobre o estudo da Termoquímica, Conceitos de Entalpia, Calores e Reações, Lei de Hess, Estudo do calor trocado nas reações químicas, Reações exotérmicas, Princípio de thompsen e berthelot.
20 pontos
Pontos de download necessários para baixar
este documento
baixar o documento
Pré-visualização3 páginas / 6

Esta é apenas uma pré-visualização

3 shown on 6 pages

baixar o documento

Esta é apenas uma pré-visualização

3 shown on 6 pages

baixar o documento

Esta é apenas uma pré-visualização

3 shown on 6 pages

baixar o documento

Esta é apenas uma pré-visualização

3 shown on 6 pages

baixar o documento

Observações:

1. Todos os  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 CH4 e H2) e gás de botijão (C3H8 e C4H10),

também são misturas.

Tabela 3

Energias de ligação em Kcal/mol no estado padrão. F  F 37,5

C  F 128,0 CL  CL 58,0 C  CL 93,0 Br  Br 46,3 C  Br 67,0 I  I 36,4 C  I 50,0 H  F 135,9 H  H 104,2 H  CL 103,1 O = O 118,0 H  Br 87,4 N  N 225,8 H  I 71,4

H  O 102,3

TIPOS DE VARIAÇÃO DE ENTALPIA

Os diferentes calores de reação

Para simplificar o estudo, dividimos os calores envolvidos nas reações químicas ( H) em grupos, a saber:  H de combustão, de neutralização, de dissolução e de formação.

Em todos esses casos, convenciona-se que o valor de  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  H está em condições-padrão pela notação:  H0 .

 Entalpia-padrão de combustão



Denomina-se entalpia-padrão de combustão a variação de entalpia ( H0) envolvida na combustão completa de 1 mol de moléculas de determinada substância, em que todos os participantes da reação se encontram em condiçõespadrão.

Exemplo:

1 CH4(g) + 2 O2(g)  1 CO2(g) + 2H2O  H0 combustão =  212,8 Kcal

ENTALPIA-PADRÃO DE NEUTRALIZAÇÃO

Denomina-se entalpia-padrão de neutralização a variação de entalpia ( 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) 

Observe que o  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.

ENTALPIA PADRÃO DE DISSOLUÇÃO

Denomina-se entalpia-padrão de dissolução a variação de entalpia ( H0) envolvida na dissolução de 1 mol de determinada substância numa quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída.

O processo de dissolução de uma substância em água se dá em duas fases, cada uma envolvendo respectivamente um  H1 e um  H2, sendo que:  H0 dissolução =  H1 +  H2.

1 .) Quebra das ligações interatômicas em compostos iônicos ou capazes de formar íons e intermoleculares em compostos covalentes. Esta fase é sempre endotérmica.

H2O

CxHy > Cy+(aq) + Ax-(aq)  H2 > 0

2 .) Hidratação das partículas (íons) do soluto. O envolvimento ordenado das moléculas de água ao redor das partículas (íons) do soluto é sempre um processo exotérmico.

Cy+ + Ax- + H2O Cy+(aq) + Ax-(aq)  H2 < 0 Assim,

podemos concluir:

 H0 dissolução > 0 se:  H1 >  H2  H0

dissolução < 0 se:  H1 <  H2

ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO

Denomina-se entalpia-padrão de formação a variação de entalpia ( H0f ) envolvida na reação de formação de 1 mol de moléculas de determinada substância, a partir de substâncias simples em condições-padrão.

Pela própria definição de entalpia-padrão de formação concluímos que a entalpia-padrão de qualquer substâncias simples em condições-padrão é igual a zero.

1 H2g 1 H2(g)  H0f = 0,0 Kcal

1 O2(g)  1 O2(g)  H0f = 0,0 Kcal

1 C(grafita) 1 C(grafita)  H0f = 0,0 Kcal

A DIFICULDADE DE DETERMINAR NA PRÁTICA O VALOR DE  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  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  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  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  H de um processo não depende do número de etapas nem do tipo de cada etapa do processo. Isso reafirma a expressão :

 H reação = Hp Hr

Essa constatação é importante porque permite trabalhar com equações químicas como se fossem equações matemáticas, isto é, permite calcular o  H de uma determinada reação x (incógnita) pela soma de reações de  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 O2(g)  2 CO(g)  H = ?

É impossível medir com precisão o  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  H das seguintes reações:

I.) 1 C(grafita)+ 1 O2(g)  1 CO2(g)  H =  94,1 Kcal

II.) 2 CO(g) + 1 O2(g)  2 CO2(g)  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.

� 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  H desta reação pelo mesmo número.

I. 2) 2 C(grafita) + 2 O2(g)  2 CO2(g)  H =  188,2 Kcal

� 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  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)  2 CO(g) + 1 O2(g)  H = +135,4 Kcal

� Não consideramos o reagente O2(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:

1 Se uma substância aparece na mesma quantidade no reagente de uma equação e no produto de outra equação a soma será igual a zero. 2 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. 3 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. 4 Se uma substância aparece no reagente de duas ou mais equações diferentes, devemos somar todas as quantidades e colocar o total no reagente da equação final. O mesmo raciocínio deve ser seguido no caso de uma substância que aparece no produto de duas ou mais equações diferentes. 5 Se uma substância aparece no reagente ou no produto de apenas uma equação entre as várias que estão sendo somadas, devemos colocar essa substância respectivamente no reagente ou no produto da equação final na quantidade em que ela se apresenta. Somando-se as equações I e II, devidamente "arrumadas", seguindo as regras anteriores, iremos obter a equação x.

I.) 2 C(grafita)+ 2 O2(g)  2 CO2(g)  H =  188,2 Kcal

II.) 2 CO(g)  2 CO(g) + 1 O2(g)  H = +135,4 Kcal

2 C(grafita)+ 1 O2(g)  2 CO(g)  H =  52,8 Kcal

Como de fato o resultado da soma das equações I e II "arrumadas" foi a equação x, então o  H da reação x é igual à soma do  HI e do  HII dessas reações.

CONCLUSÃO

Como a variação de energia num processo global não depende das etapas e nen do número delas, podemos somar as equações termoquímicas que representam as etapas sempre que os estados iniciais e finais forem os mesmos, pois a variação total de energia da transformação global será a mesma.

Assim, a lei de Hess nos garante que podemos somar as equações termoquímicas de todas as etapas e seus respectivos  H com a finalidade de determinar variações de entalpia difícies de serem medidas em laboratório.

comentários (0)

Até o momento nenhum comentário

Seja o primeiro a comentar!

Esta é apenas uma pré-visualização

3 shown on 6 pages

baixar o documento