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1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante.

TERMOQUÍMICA. 1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante. Não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (∆H). 2. REAÇÃO EXOTÈRMICA: Libera calor. ∆H<O. ∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos < Hreagentes.

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1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante.

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Presentation Transcript

  1. TERMOQUÍMICA 1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante. Não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (∆H). 2. REAÇÃO EXOTÈRMICA: Libera calor. ∆H<O. ∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos < Hreagentes.

  2. C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1368kJ C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2 CO2(g)+3 H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo do lado dos produtos ou o ∆H<O é citado após a equação.

  3. 3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA: Absorve calor. ∆H>O. ∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos > Hreagentes. C(s) + H2O(g) + 31,4kcal CO(g) + H2(g) C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal Na Reação Endotérmica o calor aparece com sinal positivo do lado dos reagentes ou o ∆H>O é citado após a equação.

  4. CO(g) + H2(g) PRODUTOS C(s) + H2O(g) REAGENTES

  5. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) + 285,8 kJ • II. 1/2 H2(g) + 1/2 Cℓ2(g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ • III. 1/2 H2(g) + 1/2 F2(g) HF (g) + 268,6 kJ • IV. H2(g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C2H2 (g) • V.2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol

  6. 1. LEI DE HESS: A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação. Resumindo: A soma dos ∆Hs de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .

  7. LEI DE HESS ∆H1 ∆H2 B C A ∆H3 ∆H3 = ∆H1 + ∆H2

  8. EXEMPLOS DE CÁLCULOS ENVOLVENDO A LEI DE HESS. 2.1 (CESGRANRIO) Observe o gráfico: O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO2(g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:

  9. Resolução: 1. A combustão de 1 mol de SO2(g) é: SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) 2. Considerar os valores do gráfico como sendo positivos e determinar o valor do espaço (x) que tem SO2(g)+ ½ O2(g) como reagente e SO3(g) como produto: x = 94 – 71 = 23. 3. Como a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos ( estamos “descendo” no gráfico) o valor do ∆H é negativo, pois a reação é exotérmica. Então: ∆H = -23 kcal.

  10. 2.2 (UNESP) A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera, estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir: • 2C(s) + O2(g) 2CO (g) • C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394 kJ.mol-1 • (III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1 • Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.

  11. (I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X • C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1 • (III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1 • RESOLUÇÃO: • 2C(s) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -788kJ. • 2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g)∆H= +283 kJ • 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= -505 kJ

  12. Calor de Formação É O CALOR ENVOLVIDO NA FORMAÇÃO DE UM MOL DA SUBSTÂNCIA A PARTIR DE SEUS ELEMENTOS NO ESTADO PADRÃO. ESTADO PADRÃO: 1 atm, 25°C E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM DA SUBSTÂNCIA C (grafite) + O2(gasoso) CO2(gasoso) ∆Hf =-94,1 kcal.mol-1

  13. SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO. C (grafite) H = 0 C (diamante) H ≠ 0 O2 (gasoso) H = 0 O3 (gasoso) H ≠ 0 S (rômbico) H = 0 S (monoclínico)H ≠ 0 Pn (vermelho) H = 0 P4 (branco)H ≠ 0

  14. CÁLCULO DO ∆H A PARTIR DOS CALORES DE FORMAÇÃO (∆Hf). ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes

  15. Calcule o calor de combustão do etanol: C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) ∆H de formação de C2H5OH(ℓ) = -278 kJ/mol ∆H de formação de CO2(g) = -394 kJ/mol ∆H de formação de = H2O(ℓ) = -286 kJ/mol RESOLUÇÃO: ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) -278kJ + zero 2.(-394) + 3. (-286) Hreagentes = -278kJ -688kJ + -858kJ Hprodutos = -1546kJ ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes = -1546kJ – (-278) kJ ∆H = -1268 kJ

  16. ENERGIA DE LIGAÇÃO É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO. H (gasoso) + H (gasoso) ∆H = + 436 kJ H – H (gasoso)

  17. EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS REAGENTES SÃO ROMPIDAS (∆H>0) E AS LIGAÇÕES DOS PRODUTOS SÃO FORMADAS ((∆H<0), O SALDO É O ∆H DA REAÇÃO. Dadas as energias de ligação em kcal/mol : C = C 147 Cℓ - Cℓ 58 C - Cℓ 79 C - H 99 C - C 83 Calcular a energia envolvida na reação: H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)

  18. H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g)H2CCℓ - CH2Cℓ (g) REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆H > 0. H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) 4 C –H = 4. 99 = +396 1 C = C = 1. 147 = +147 Hreagentes= 396+147+58 = 1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58 +701kcal. PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H<0. H2CCℓ - CH2Cℓ (g) 4 C-H = 4.-99 = -396 2 C-Cℓ = 2. -79 = -158 Hprodutos = -396 + -158 + -83 1 C-C = 1.-83 = -83 -637 kcal ∆H = + 701 – 637 = +64 kcal.

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