QUÍMICA Termoquímica Frente 132 e 532

(1)

QUÍMICA

Termoquímica

Bárbara Corrêa

Frente 132 e 532

(2)

COC 1000 UFSC:

(p. 540) – 08 (p. 541) – 13 (p. 549) – 10 (p. 550) – 12 COC 1000

ACAFE:

2018.2 – 40 2015.2 – 40 2013.1 – 37

COC 1000 UDESC:

2016.2 – 85 2013.1 – 99 2012.2 – 80 2012.1 – 85

Exercícios COC 1000

(3)

Cálculo

do ΔH

(4)

Termoquímica

● ^{Calor de} formação, combustão, neutralização...

● Energia de ligação

● Lei de Hess

● Existem 3 formas de calcular o ΔH de uma reação:

(5)

Energia de

ligação

(6)

Energia de ligação

Lavoisier – Lei da conservação da massa

“Na natureza nada se

perde, nada se cria, tudo se transforma.”

Todas as reações consistem em um rearranjo de átomos formando compostos diferentes.

(7)

Termoquímica – Bárbara Corrêa

Quebra de ligações → Processo endotérmico (+) Formação de ligações → Processo exotérmico (-)

(8)

(9)

(10)

Com o auxílio da energia de ligação é possível calcular o ΔH global de uma reação química. Ele será o saldo energético entre o calor absorvido no rompimento das ligações entre os átomos dos reagentes e o calor liberado na formação das ligações entre os átomos dos produtos. Dessa maneira:

ΔH_global =

ΔHQuebra de ligações (reagentes) + ΔHFomação de ligações (produtos)

(valores positivos) (valores negativos)

(11)

(ACAFE MED)

(12)

Energia de ligação

Calcular o ΔH da reação:

C₂H_4(g) + H_2(g) → C₂H_6(g)

Conhecendo-se as seguintes energias de ligação, em kcal/mol:

C = C ... 146,8 C – H ... 98,8 C – C ... 83,2 H – H ... 104,2

(13)

Calcular o ΔH da reação:

C₂H_4(g) + H_2(g) → C₂H_6(g)

1 x 146,8 + →

280,8 251 →

ΔH = ∑L_R + ∑L_F

ΔH = (+251) + (–280,8) ΔH = –29,8 kcal 104,2 1 x 83,2

2 x 98,8

ΔH = 251 – 280,8

(14)

Lei de Hess

(15)

Lei de Hess

A determinação da entalpia de muitas equações

termoquímicas é praticamente impossível. Em 1849, o

médico e químico suíço Germain Henri Hess desenvolveu um método prático, conhecido hoje

como lei de Hess, para determinar a

entalpia de tais equações. Esse método consiste em determinar o calor de uma dada reação química, partindo de

outras que já possuem valores preestabelecidos.

(16)

Lei de Hess

O valor da variação de entalpia (ΔH) para uma certa reação química é sempre o mesmo, independente do modo como é realizada, depende somente do estado inicial e final.

Isto é chamado

função de estado.

(17)

A lei de Hess se tornou muito importante na Termoquímica, porque determinadas reações químicas não podem ter seu ΔH determinado experimentalmente. Entretanto, de acordo com a Lei de Hess a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada por meio das entalpias de outras reações (reações intermediárias).

(18)

Duas regras:

g Se a equação química é invertida, o sinal de ΔH se inverte também.

g Multiplicando-se ou dividindo os coeficientes dos reagentes e produtos da equação termoquímica, o valor do ΔH também será multiplicado ou dividido por esse número.

(19)

( ) INVERTER

( ) INVERTER e x2

2 C₂H₅OH + 2 CO₂ g C₆H₁₂O₆∆H = + 70 kJ

4 CO₂+ 6 H₂O g 2 C₂H₅OH + 6 O₂∆H = + 2470 kJ

6 CO₂ + 6 H₂O g C₆H₁₂O₆+ 6 O₂ ∆H = + 2540 kJ

(20)

(Enem 2016) O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química:

3 𝐶_!𝐻_!(#) → 𝐶_%𝐻_%(ℓ)

A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais:

I. 𝐶_!𝐻_!(#) + ^'_! 𝑂_!(#) → 2 𝐶𝑂_!(#) + 𝐻_!𝑂_(ℓ) 𝛥𝐻₍⁾ = −310 ^*(+,_-.,

II. 𝐶_%𝐻_%(ℓ) + ^/'_! 𝑂_!(#) → 6 𝐶𝑂_!(#) + 3 𝐻_!𝑂_(ℓ) 𝛥𝐻₍⁾ = −780 ^*(+,_-.,

A variação de entalpia do processo de trimerização, em 𝑘𝑐𝑎𝑙, para a formação de um mol de benzeno é mais próxima de:

(21)

a)-14 b)-17 c)-50 d)-64 e)-100

(Enem 2017) O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita (α − Fe_!O_") , a magnetita (Fe_"O_#) e a wustita (FeO) . Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro em altos fomos em condições adequadas.

Uma das etapas nesse processo é a formação de monóxido de carbono. O CO (gasoso) é utilizado para reduzir o FeO (sólido), conforme a equação química:

FeO_(%) + CO_(') → Fe_(%) + CO_!(') Considere as seguintes equações termoquímicas:

Fe_!O_"(%) + 3 CO_(') → 2 Fe_(%) + 3 CO_!(') Δ₍H° = −25 _+,-^)* de Fe_!O_"

3 FeO_(%) + CO_!(') → Fe_"O_#(%)+ CO_(') Δ₍H° = −36 _+,-^)* de CO_! 2 Fe_"O_#(%) + CO_!(') → 3 Fe_!O_"(%) + CO_(') Δ₍H° = +47 _+,-^)* de CO_!

O valor mais próximo de Δ₍H°, em _+,-^)* de FeO, para a reação indicada do FeO (sólido) com o CO (gasoso) é

(22)

(Udesc) Considere as seguintes reações e suas variações de entalpia, em kJ/mol.

Pode-se afirmar que a variação de entalpia, para a combustão completa de 1 mol de C_(s), formando CO_2(g), é:

a) – 654 kJ/mol b) – 504 kJ/mol c) + 504 kJ/mol d) + 654 kJ/mol

(23)

(Udesc) Considere as seguintes reações e suas variações de entalpia, em kJ/mol.

Pode-se afirmar que a variação de entalpia, para a combustão completa de 1 mol de C_(s), formando CO_2(g), é:

C + O₂ → CO₂ ∆H = ?

CO + ½ O₂ → CO₂ ∆H = –273 kJ

( ) inverte

C + H₂O → CO + H₂ ∆H = +150 kJ

( ) mantém

H₂ + ½ O₂ → H₂O ∆H = –231 kJ

C + O₂ → CO₂ ∆H = ?

∆H = –354 kJ

∆H₁ + ∆H₂ + ∆H₃

(24)

Logo após, chegou o monitor de Química e perguntou para ele quantos kcal/mol seriam necessários para transformar grafita em diamante?

Observe as alternativas abaixo e assinale a verdadeira.

a) –188,6 kcal/mol c) +0,4 kcal/mol

b) –0,4 kcal/mol d) +188,6 kcal/mol e) +4 kcal/mol (UFRR) Um estudante de Química chegou ao laboratório e observou escrito no quadro as duas reações de combustão a seguir.

(25)

(Udesc) O gás metano pode ser utilizado como combustível, como mostra a equação 1:

Equação 1: CH_4(g) + 2O_2(g) CO_2(g) + 2H₂O_(g)

Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julgar necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de entalpia da equação 1.

O valor da entalpia da equação 1, em kJ, é:

a) -704,6 b) -725,4 c) -802,3 d) -524,8 e) -110,5

(26)

(27)

H₂ + F₂ ^g 2 HF

H₂ + Cl₂ ^g 2 HCl 435 + 160 ^g 2 . 570

595 ^g 1140

435 + 245 ^g 2 . 430

680 ^g 860

ΔH_global = ^ΔHQuebra de ligações (reagentes)+ ΔHFomação de ligações (produtos)

ΔH_global = 545 kJ

ΔH_global = 180 kJ

(28)

(29)

Termoquímica / Bárbara Corrêa

1) Calor de formação, combustão, neutralização...

2) Energia de ligação

3) Lei de Hess

Existem 3 formas de calcular o ΔH de uma reação:

ΔH_global = ∑^ΔHQuebra de ligações (reagentes) + ∑ ΔHFomação de ligações (produtos)

ΔH_global = ^ΔH1 + ΔH₂+ ΔH₃+ ΔH₄ ....

ΔH_global = ^Hp(final) – Hr_(incial)

TERMOQUÍMICA (Cálculos)

(30)

Sugestão de testes:

LISTA STUDOS: ENERGIA DE LIGAÇÃO E LEI DE HESS EXERCÍCIOS DA APOSTILA

LISTA NO COC ARQUIVOS EXERCÍCIOS COC 1000

(31)

OBRIGADA!

♥

“A mente que se abre a uma nova ideia jamais voltará ao

seu tamanho original.”

(Albert Einstein)