PROFESSOR

PAULO CESAR

PORTAL DE ESTUDOS EM QUÍMICA
 

DICAS PARA O SUCESSO NO VESTIBULAR: AULA ASSISTIDA É AULA ESTUDADA - MANTER O EQUILÍBRIO EMOCIONAL E O CONDICIONAMENTO FÍSICO - FIXAR O APRENDIZADO TEÓRICO ATRAVÉS DA RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS.

 

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Termoquímica

  1. Reação química e energia
  2. Conceitos
  3. Classificação das reações termoquímicas
  4. Fatores que alteram a entalpia dos processos
  5. Princípio da Conservação de Energia ou 1.° Princípio da Termodinâmica
  6. Energia interna (U)
  7. Calor trocado nos processos sob volume constante  
  8. Calor trocado nos processos sob pressão constante
  9. Calor de reação medido a volume constante e a pressão constante
  10. Lei de Hess ou da aditividade dos calores de reação
  11. Cálculo do ∆H de uma reação, usando a lei de Hess
  12. Calor de combustão ou entalpia de combustão
  13. Com relação ao impacto ambiental, qual o melhor combustível?
  14. Com relação ao poder calorífico, qual o melhor combustível?
  15. Calor de neutralização
  16. Calor de formação
  17. Cálculo do ∆H de uma reação, usando calor de formação
  18. Diagrama de entalpia
  19. Energia de ligação
  20. Cálculo do ΔH de uma reação usando as energias de ligação
  21. A reação espontânea e não-espontânea
  22. Entropia e organização
  23. Energia de organização
  24. Energia livre de Gibbs (G)
  25. Significado da energia livre
  26. Resumo

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1. Reação química e energia

Termoquímica é o ramo da termodinâmica que estuda as variações de energia que acompanham as reações químicas. 

Uma reação química indica o rearranjo de elétrons e núcleos de uma estrutura, para constituir uma nova estrutura. As transformações estruturais são seguidas de absorção ou escape de energia sob várias formas. 

Energia de um sistema é quando o sistema é capaz de executar trabalho. A energia pode se apresentar de várias formas.

O calor é um exemplo de energia. Uma quantidade de calor é mensurada em joule, ou em:

- Caloria (cal): é a quantidade de calor fornecida a 1g de água para elevar sua temperatura em 1°C. 



1cal = 4,185J

 

- Quilocaloria (kcal ou Cal) = 1000 calorias
 
Calor específico é a quantidade de calor, característica de cada substância, necessária para que 1g de substância sofra variação de temperatura de 1°C.

O calor específico do ferro é aproximadamente 0,11cal/g.°C, isto é, 1g de ferro necessita de 0,11cal para elevar sua temperatura de 1°C.
A capacidade térmica de uma substância é equivalente ao calor específico multiplicado pela massa de substância (m . c).

A capacidade térmica é o quociente entre a quantidade Q de calor recebida ou cedida por um corpo e a correspondente variação de temperatura.


 

Lei de Dulong e Petit

“Para muitos elementos sólidos, a capacidade térmica atômica é aproximadamente 6,4.” 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21300.jpg
 

Onde:

A = massa molar do elemento
c = calor específico

 

2- Conceito

Termoquímica é o ramo da termodinâmica que se preocupa com os calores das reações (ΔH) e com as trocas de energia entre as reações e o meio onde ocorrem.

 

Conceitos importantes

1. Energia Interna (U ou Q) – É a soma de duas outras modalidades de energia: a energia química e a térmica . U = EQ + ET

a) Energia química – É proveniente das ligações entre os átomos e da coesão entre as moléculas.

b) Energia térmica – É proveniente dos movimentos de rotação e translação e da vibração de átomos e moléculas.

2. Entalpia – É o conteúdo energético global de um sistema, ou seja, a soma da energia química e da energia térmica.

Observação 1 – A única diferença entre energia interna e entalpia é o meio onde ocorre a reação.

Observação 2 – Sistema adiabático é hermeticamente fechado (vedado), não permitindo trocas de calor entre o meio interno e o meio externo.

 

Principais unidades de calor (energia)

a) Caloria (cal);

b) Quilocaloria (kcal);

c) Joule (J);

d) Quilojoule (kJ).

 

Caloria – Uma caloria é a quantidade de calor fornecida a 1g de água para elevar sua temperatura em 1°C.

1cal = 4,185J

 

3- Classificação das reações termoquímicas

a) Reação endotérmica ou endergônica;

b) Reação exotérmica ou exergônica.

Reação endotérmica – É aquela que se processa com absorção de calor, ocorre resfriamento do sistema.

Exemplo: cozinhar alimentos.

Representação:

1) A + B + Calor
®  AB

2) A + B
® AB – Calor

3) A + B
® AB ( ΔH > 0)

Gráfico da cinética da reação endotérmica:

     Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/8360.jpg
 

Reação exotérmica – É aquela que se processa com liberação de calor, Hp < Hr, ΔH < 0 . Aquece o sistema.

Exemplo: combustão e neutralização.

 

4- Fatores que alteram a entalpia dos processos

1.° – Quantidade de reagentes e/ou produtos.

 

2.° – Temperatura e pressão.

Exemplo 1:

1 H2(g) + ½ O2(g)® 1 H2O(l) ΔH1 = - 68,56 kcal/mol (25°C, 1atm)

Exemplo 2:

2 H2(g) + 1 O2(g) ® 2 H2O(l) ΔH2 = - 137, 12 kcal/mol (25°C, 1atm)

Observações

a) O ΔH de uma reação química sempre faz referência à estequiometria da reação.

b) Geralmente, qualquer variação de pressão altera a velocidade da reação quando há participantes gasosos. Porém, para a pressão influir no valor da entalpia, ela tem que ser superior a 1000atm.

Conclusão

Com o aumento da temperatura, aumentam-se a energia cinética das moléculas, a agitação molecular, os movimentos de rotação, translação e vibração de átomos e moléculas, aumenta-se a energia térmica e, conseqüentemente, a entalpia do processo.

T = K. Ec

 

3.° – Estrutura cristalina ou alotrópica

Alotropia é o fenômeno no qual um mesmo elemento químico dá origem a vários tipos de substâncias simples diferentes.

Principais elementos que contém alótropos:

a) Carbono: grafite C(gr) (mais estável e menos energético) e diamante C(d).

b) Oxigênio: O2 e O3.

c) Fósforo: vermelho e branco.

d) Enxofre: rômbico e monoclínico.

Sempre o alótropo mais abundante na natureza é o mais estável e o menos energético. 


A diferença de entalpia entre os alótropos está ligada a seu retículo cristalino. Assim, quanto mais compacto for o retículo cristalino maior será a energia armazenada por esse retículo e, conseqüentemente, maior será a entalpia do alótropo.

Exemplo 1:

1 C(gr) + 1 O2(g)
® 1 CO2(g) ΔH1 = – 94 kcal/mol (25°C, 1atm)

Exemplo 2:

1 C(d) + 1 O2(g) ® 1 CO2(g) ΔH2 = – 94,5 kcal/mol (25°C, 1atm)

 

Conclusão

A segunda reação libera mais energia que a primeira porque a energia armazenada no retículo cristalino no carbono diamante é maior que a energia armazenada no carbono grafite. Assim, quanto maior for a energia gasta para manter o retículo cristalino,
mais compacto ele será; quando este mesmo retículo for “quebrado” no decurso da reação, maior será a energia liberada no processo.



4.° – O fato de a substância estar ou não em diluição.

a) Entalpia reticular (Hret)

É a energia fornecida para separar partículas (íons de um mol de um cristal sólido). Hret> 0

b) Entalpia de hidratação (Hhid)

É a energia liberada quando se hidrata 1 mol de íons. Hhid< 0

c) Entalpia de solução

É a soma da entalpia reticular e da entalpia de hidratação. Hsol = Hret + Hhid 

Observações:

a) Ponto de diluição total ou infinita – É o ponto a partir do qual a adição de solvente, ou seja, uma diluição não mais altera a quantidade de calor absorvida ou liberada pelo processo (H de solução ou dissolução). Significa que todas as “moléculas” do ácido ou da base ou do sal que existiam para ionizar ácido ou dissociar bases ou sais ionizaram-se ou dissociaram-se.

b) A ionização de um ácido ou a dissociação de uma base é sempre processo exotérmico (Hret < Hhid).

c) A dissociação de um sal pode ser endotérmica (maioria) se Hret > Hhid ou exotérmica se Hret hid .

 

5.° – Estado físico de reagentes e produtos
 


H2O(sol) « H2O(liq) « H2O(vap)
 

Hsol < Hliq < Hvap


  Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/8365.jpg

 


Conclusão

Nesse sentido, pois aumenta-se a agitação molecular, aumentam-se os movimentos de rotação, translação e vibração de átomos e moléculas, aumenta-se a energia térmica e, conseqüentemente, aumenta-se a entalpia do processo. Assim, o simples fato de mudar de estado é acompanhado de absorção ou liberação de calor.



Observações:

1) Fenômeno químico – É aquele que altera a estrutura íntima da matéria (reação química).

2) Fenômeno físico – É aquele que não altera a estrutura íntima da matéria.

Fenômenos físicos endotérmicos – São aqueles que ocorrem com absorção de calor.

Exemplo: H2O(s) + Calor ® H2O (l)

Fenômenos físicos exotérmicos – São aqueles que ocorrem com liberação de energia (calor).

Exemplo: H2O(l) ® H2O(s) + Calor

 

5- Princípio da Conservação de Energia ou 1.° Princípio da Termodinâmica

Numa transformação (fenômenos físicos ou químicos), se gastarmos x calorias para fazer um determinado processo, quando o mesmo processo for invertido, x calorias serão liberadas.

1.° – Quantidade de reagentes e produtos

Conclusão – Com o aumento da quantidade de reagentes e produtos, aumenta o número de ligações, aumenta a energia química e, conseqüentemente, aumenta a entalpia do processo. Além disso, ao aumentar a quantidade de reagentes, aumenta o número de colisões, a agitação molecular, a energia térmica e, conseqüentemente, aumenta a entalpia do processo.

2. Reações exotérmicas e endotérmicas

Quando há liberação de calor, o processo é chamado de exotérmico; e quando há absorção de calor dizemos que o processo é endotérmico.

Exemplos:

Reação exotérmica

 

C(grafita) + O2(g) ® CO2(g) + 94,1kcal 

 

Na reação acima, 1 mol de CO2(gás) é formado a partir de grafita e oxigênio, ocorrendo a liberação de 94,1kcal.

Podemos representar as reações exotérmicas através do gráfico abaixo: 



Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21301.jpg

 

Veja que no gráfico acima, que os produtos são menores que o conteúdo energético dos reagentes.

Numa reação exotérmica, o calor é escrito assim como um produto. 



A + B
® C + D + x kcal

 

Reação endotérmica



H2(g) + I2(s) + 12,4 kcal
® 2HI(g) 

ou 

H2(g) + I2(s) ® 2 HI(g) - 12,4 kcal 

 

Na reação acima, quando 2 mols de HI (gás) se formaram a partir de hidrogênio e iodo cristalino foram absorvidas 12,4 kcal. 

No processo da reação endotérmica é necessário um fornecimento externo de energia. Sendo assim, a energia armazenada dos reagentes é menor que a dos produtos.

Podemos representar as reações endotérmicas através do seguinte gráfico: 


Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21302.jpg

 

 

3. Calor de reação ou energia de reação – uma propriedade extensiva

A “energia de reação” ou “calor de reação” é a energia térmica liberada ou absorvida numa reação.

Estando todas as substâncias, desde as iniciais até as finais, com a mesma temperatura e com a mesma pressão, o calor de reação mede a diferença de energia entre os reagentes e os produtos. 

O calor de reação é considerado como uma propriedade extensiva, pois é sempre proporcional à quantidade de material participante da reação.

 

4. Energia

Todo sistema químico tem capacidade para armazenar energia, que pode ter sua definição atribuída conforme o mecanismo de armazenagem.
Portanto, temos: Energia Cinética, Energia Potencial Gravitacional, Energia Potencial Elétrica e Energia Química. 

Energia potencial gravitacional: mecanismo: separação de massas (Lei de Newton).

Energia potencial elétrica: mecanismo: separação de cargas.


Desse modo, é preciso realizar um trabalho para separar as cargas de sinais opostos. 


Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21303.jpg
 

Energia química: mecanismo: separação de reagentes

Desse modo, os gases oxigênio e hidrogênio podem reagir quando se misturam, produzindo água e liberando a energia armazenada. 

Energia cinética – mecanismo: movimento

Os átomos e moléculas que se movimentam possuem energia cinética.

Por exemplo: uma molécula de CO2 apresenta três tipos de movimento:

Translação: quando o movimento da molécula ocorre de um lugar para o outro.
Rotação: quando o movimento da molécula ocorre em torno de seu centro de massa.
Vibração: quando o movimento dos átomos ocorre alternadamente para perto e para longe do centro de massa. 

Formas de transferência de energia

A transferência de energia para dentro e para fora do sistema é ocasionada por uma mudança na quantidade de energia armazenada nesse sistema.
Essa energia transferida é definida de acordo com as condições sob as quais a transferência ocorre: 

- Trabalho (energia mecânica)condição de transferência: mudança no movimento.

Desse modo, a liberação de energia armazenada ocorre para a realização de um trabalho.

- calor (energia térmica): condição de transferência: objetos em contato a diferentes temperaturas.

- Luz (energia radiante): condição de transferência: objetos separados a diferentes temperaturas.

- Eletricidade: condição de transferência: sistemas que produzem separação de carga.

 

5. Entalpia (H)

Entalpia é o conteúdo energético global de um sistema, ou seja, a soma da energia química e da energia térmica.

É indicada por: H

Quando há uma reação no estado do sistema, a variação de entalpia (∆H) é determinada por:

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21304.jpg
 

Onde:

H1 – entalpia do sistema no seu estado inicial.
H2 = entalpia do sistema no seu estado final. 

Quando a pressão e a temperatura forem as mesmas desde o estado inicial até o final, o calor da reação será a mediada do ∆H.

Na reação exotérmica, temos H2 menor que H1, de modo que ∆H tem valor negativo. 

Exemplo:

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21305.jpg

Variação de entalpia:

∆H = H2 – H1 = -68 kcal

Deste modo, um mol de água líquida possui uma energia 68 kcal a não ser que o sistema formado por 1 mol de H2 e 1/2 mol de O2 gasosos.
Através dos valores imaginários de entalpia, torna-se mais fácil para o leitor compreender o sinal de ∆H. 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21306.jpg

∆H = Hp – HR = 32 – 100 = - 68
 

Onde:

HR = entalpia dos reagentes

Hp = entalpia dos produtos

A equação pode ser escrita assim:


H2(g) + 1/2 O2(g)
® H2O(l) ∆H = - 68 kcal

 

Normalmente, o calor de reação seria um “produto”:
 

H2(g) + 1/2 O2(g) ® H2O(l) + 68 kcal 



 

Na reação endotérmica, temos H2 maior que H1, de maneira que ∆H tem um valor positivo.

Exemplo

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21308.jpg

 

Variação de entalpia
 

∆H = H2 – H1 = 12,4 kcal

Desse modo, dois mols de Hl gasoso possuem energia 12,4 kcal a mais que o sistema formado por 1 mol de H2 gasoso e 1 mol de I2 sólido.

Através dos valores imaginários, temos: 



Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21309.jpg

∆H = Hp – HR = 62,4 – 50 = 12,4

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21310.jpg

 

A equação pode ser escrita assim:


H2(g) + I2(s) ® 2 HI(g) ∆H = + 12,4 kcal

 

Normalmente, o calor da reação seria um “reagente”.
 

H2(g) + I2(s) + 12,4 kcal ® 2 HI(g) 

 

ou 
 

H2(g) + I2(s) ® 2 HI(g) - 12,4 kcal

 

 

6. Energia interna (U)

Suponha U1 como a energia interna de um sistema. Agora considere o fornecimento de uma determinada quantidade de calor q ao sistema, que realizará um trabalho τ sobre o meio ambiente.

A energia interna varia de U1 para U2

 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21311.jpg
 

Conforme a primeira lei da Termodinâmica quando realizamos um trabalho sobre o gás, comprimindo-o, ou se cedemos calor ao gás, ele recebe energia que conserva como energia interna. 


Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21312.jpg
 

Considerando o trabalho de expansão de gases, suponha um gás no interior de um cilindro, que ao expandir-se, o gás empurra um êmbolo contra uma pressão externa (P).

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21313.jpg
 

Mostra-se que o trabalho Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21314.jpgque o sistema realizou sobre o meio é dado por:
 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21315.jpg

 

7. Calor trocado nos processos sob volume constante

Para uma reação que ocorre em recipiente fechado, não há variação do volume, logo: 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21316.jpg
 

O calor trocado sob volume constante é representado por pq, o qual resulta-se da primeira lei da termodinâmica:

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21317.jpg
 

Desse modo, quando medimos o calor liberado na combustão do carbono em um recipiente fechado, notamos que esse calor é equivalente à variação na energia interna.

 

 

8. Calor trocado nos processos sob pressão constante

A maioria das reações químicas ocorre em recipientes abertos. No decorrer desses processos pode ocorrer a variação no volume do sistema, já a pressão feita pela atmosfera é sempre constante. Quando a expansão dos gases em recipiente aberto empurra a atmosfera, realiza-se trabalho P∆V. 
 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21318.jpg
 

Onde, qp é o calor trocado a pressão constante, logo temos:
 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21319.jpg
 

Desse modo, podemos notar que o calor trocado a pressão constante é dado pela diferença entre dois termos, cada um deles tem a forma:
 

U + PV
 

Tal função é chamada entalpia do sistema, simbolizada por: H
 

H = U + PV
 

Logo, o calor trocado a pressão constante é dado por:
 

qp = H2 – H1 = ∆H 
 

onde, ∆H  é a variação de entalpia que ocorre na reação química.

 

 

 

9. Calor de reação medido a volume constante e a pressão constante

Como já sabemos, as reações químicas ocorrem, em sua maioria, em recipientes abertos, sob a pressão constante da atmosfera. Porém, quando os gases participam da reação, o calor da reação medido a pressão constante não será o mesmo do calor medido a volume constante. 

Vamos analisar os casos abaixo: 

 

1) Reação com expansão de volume

Exemplo:

2 C (sólido)   +   O2(g)   
®    2 CO(g)                             

                        1 mol            2 mols 

 

- Calor medido a volume constante 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21320.jpg
 

- Calor medido a pressão constante 

 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21321.jpg
 

Toda energia sob volume constante, originada da reação, é liberada na forma de calor (qv). 

Sob pressão constante, o sistema é expandido, executando o trabalho Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21322.jpg. Logo, parte daquela energia originada da reação será utilizada na realização do trabalho Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21323.jpge o calor liberado (qp) será menor que o calor liberado a volume constante (qv).

 

2- Reação com concentração de volume

Exemplo

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21324.jpg

 

- Calor medido a volume constante 



Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21325.jpg
 

- Calor medido a pressão constante



Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21326.jpg
 

O ar atmosférico, sob pressão constante, executa um trabalho Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21323.jpgcontrário ao sistema, que transfere para o exterior a mesma quantidade de calor. Portanto, o calor liberado sob pressão constante é maior que o calor liberado sob volume constante.

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21327.jpg
 

 

3) Não há variação de volume na reação

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21323.jpg= ∆n . R . T = 0, pois n2 = n1

Portanto:

 

qp = qv

  

 

10. Lei de Hess ou da aditividade dos calores de reação

Quando a reação química ocorre em um ou diversos estágios, a variação de energia térmica nesse processo é constante, pois a variação de energia depende apenas das propriedades das substâncias nos estados inicial e final.

A Lei de Hess é bastante utilizada para determinar indiretamente calor de reação.

O total de calor liberado ou absorvido nas reações sucessivas: A
® B e B ® C é equivalente ao calor liberado ou absorvido na reação: A ® C 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21328.jpg
 

Analogamente, podemos dizer que:

“A variação de entalpia, ou seja, quantidade de calor liberada ou absorvida por um processo só depende do estado inicial e final do processo não dependendo das etapas intermediárias.” 

A ® B ® D ® C      - calor completo – q1
A
® B ® C              - calor completo – q2
A
®
C                     - calor completo – q3

q1 = q2 = q3


 

O calor liberado ou absorvido na reação A ® C depende apenas do conteúdo energético de A e C

 

11. Cálculo do ∆H de uma reação, usando a lei de Hess

Podemos calcular o ∆H de uma reação trabalhando algebricamente as equações termoquímicas.

Exemplo:

Considere as reações abaixo, a 25°C e 1 atm. 

1) C(grafita) + O2(g)
® CO2(g) ∆H = - 94,1 kcal 

2) H2(g) + 1/2 O2(g)
® H2O (l) ∆H = - 68,3 kcal 

3) CH4(g) + 2 O2(g)
® CO2(g) + 2H2O (ι) ∆H = - 212,8 kcal 

Vamos determinar o ∆H da reação:

C(grafita) + 2H2(g)
® CH4(g) ∆H = ?

Siga os passos abaixo:

a) escreva a equação 1.
b) escreva a equação 2 multiplicada por 2.
c) escreva a equação inversa de 3.

O próximo passo é somá-las. 

C(grafita) + O2(g)
® CO2(g) ∆H = - 94,1 kcal 

2H2(g) + O2(g)
® 2H2O(l) ∆H = - 136,6 kcal 

CO2(g) + 2H2O(l)
® CH4(g) + 2O2(g) ∆H = + 212,8 kcal 

C(grafita) + 2H2(g)
® CH4(g) ∆H = - 17,9 kcal 

Através da lei de Hess, as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas ou algébricas.

  

12. Calor de combustão ou entalpia de combustão

É a variação de entalpia, ou seja, quantidade de calor liberada na combustão total de 1 mol de determinada substância, a 25°C e 1 atm de pressão.

Exemplos:

C2H6(g) + 7/2 O2(g)
® 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = -372,8 kcal

1H2(g) + 1/2 O2(g)
 
® 1H2O(l) ∆H = – 68,56kcal/mol

CO(g) + 1/2 O2(g)
 
® CO2(g) ∆H = – 67,7 kcal 

Queima de glicose

C6H12O6(s) + 6 O2(g)
® 6 CO2(g) + 6 H2O(l) + 15,6 kJ/g de glicose

Combustão de alimentos e combustíveis

Numa combustão de alimento ou combustível há liberação de energia.

Combustão de diamante e de grafita

C(grafita) + O2(g)
® CO2(g) ∆H = - 94,059 kcal/mol

C(diamante) + O2(g)
® CO2(g) ∆H = 94,512 kcal/mol 

Em ambas as reações, o oxigênio e o gás carbônico estão nas mesmas circunstâncias. Desse modo, a diferença nas variações de entalpia na queima de diamante e grafita está relacionada com a diferença entre as suas energias.

C(diamante)
® C(grafita) ∆H = - 0453 kcal/mol

Logo, a energia de 1 mol de grafita é menor que 1 mol de diamante.


Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21329.jpg
 

 

13. Com relação ao impacto ambiental, qual o melhor combustível?

Todo combustível deve apresentar um alto poder calorífico além de produzir materiais que não poluam o meio ambiente.
A queima de combustível em motores irregulares produz um gás altamente tóxico, chamado monóxido de carbono (CO).

1 CH4 + 2 O2
® 1 CO2 + 2 H2O
1 CH4 + 1,5 O2
 
® 1 CO + 2H2O

A queima dos combustíveis fósseis, como carvão e petróleo, que possuem uma quantidade de enxofre em sua composição, produz o dióxido de enxofre (SO2) que é composto tóxico.

S + O2 
® SO2

O SO2 é transformado em trióxido de enxofre SO3, que produz o ácido sulfúrico quando entra em contato com a água.

SO2 + 1/2 O2
 
® SO3
SO3 + H2O
 
® H2SO

Através da queima de combustíveis também são produzidos os óxidos de nitrogênio (NO2, N2O5) que em contato com a água produzem o ácido nítrico, constituindo, assim, a chuva ácida.

3 NO2 + H2O
 
® 2 HNO3 + NO

O hidrogênio é considerado o combustível mais adequado para ser usado, quanto ao impacto ambiental, pois a sua queima só produz água, que não é uma substância poluente.

 

14. Com relação ao poder calorífico, qual o melhor combustível?

Como já vimos no tópico anterior, todo combustível deve apresentar um alto poder calorífico.

Nesse sentido, o hidrogênio é o combustível mais adequado. A quantidade de calor liberada durante a combustão de um quilograma de hidrogênio é aproximadamente três vezes maior do que a quantidade liberada na combustão de um quilograma de gasolina com 20% de etanol.

  

15. Calor de neutralização

É a variação de entalpia, ou seja, quantidade de calor liberada verificada na neutralização total de hidrogênio ionizável (H+) por um mol de hidroxila dissociada admitindo-se todos os participantes em diluição total ou infinita (ponto de diluição total), a 25°C e 1atm.

Observações:

– Reação de neutralização é uma reação entre um ácido e uma base produzindo sal e água.

– Neutralização total é aquela cujo sal formado não apresenta na sua estrutura hidrogênio ionizável ou hidroxila dissociável.

– Toda vez que a neutralização for proveniente de um ácido forte ou uma base forte, o ∆H é praticamente constante e vale – 13,7kcal/mol ou – 57,7kJ/mol. 

Exemplos:

HBr(aq) + NaOH(aq)
® NaBr(aq) + H2O(l) ∆H = - 13,76 kcal

HNO3(aq) + NaOH(aq)
® NaNO3(aq) + H2O(l) ∆H = 13,96 kcal 

Onde:

aq = solução totalmente diluída.

 

 

16. Calor de formação

A entalpia H de um sistema não pode ser calculada experimentalmente, somente as diferenças ∆H. O calor de formação permitiu calcular a entalpia de várias sustâncias até então desconhecidas, a partir da variação de entalpia Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21330.jpgda própria reação.

Estado padrão na termoquímica é caracterizado por:

– Temperatura de 25°C

– Pressão de 1atm.

– Estrutura cristalina ou alotrópica mais estável (se for o caso).

– Estado físico usual da substância.

Por convenção, substância simples ou elemento químico no estado padrão possui entalpia sempre zero.

Calor de formação é a quantidade de calor liberada ou absorvida na síntese de 1 mol da substância a partir de seus elementos no estado padrão (forma alotrópica mais estável, a 25°C e 1atm).

Levando em conta a convenção citada acima, podemos concluir que a entalpia H de uma substância é equivalente ao calor de formação (∆Hf) dessa substância. 

Exemplos

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21331.jpg

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21332.jpg

Observação:

- O sobrescrito “o” revela que a variação de entalpia foi medida nas condições padrão (25°C e 1 atm). 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21333.jpg

- O sinal (-) indica que o sistema perde.
- O sinal(+) indica que o sistema ganha.

Logo, quando o sinal for (-) significa que a síntese foi exotérmica, quando o sinal for (+) significa que a síntese foi endotérmica.

  

17. Cálculo do ∆H de uma reação, usando calor de formação

Considere a reação do tipo: 

A    +    B  
   ®     C     +     D               ∆H = ?
H       H2            H3          H4
 

Tendo conhecimento das entalpias de cada substância através de uma tabela, podemos calcular o ∆H da reação:

∆H = Hp – HR
∆H = (H3 + H4) – (H1 + H2

Exemplo:

Considere os calores de formação:

CH4 : ∆Hf = - 17,9 kcal/mol
CO2: ∆Hf = - 94,1 kcal/mol
H2O: ∆Hf = - 68,3 kcal/mol

Vamos calcular a variação de entalpia na seguinte reação:

CH4 + 2 O2 ® CO2 + 2 H2O ∆H = ?

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21334.jpg

  

18. Diagrama de entalpia

Segundo a Lei de Hess, a variação de entalpia, ou seja, quantidade de calor liberada ou absorvida por um processo só depende do estado inicial e final do processo não dependendo das etapas intermediárias. 

Independente do caminho percorrido pelos dois estados, a variação de entalpia será a mesma. 

Seja um sistema no qual o estado inicial será representado por A, e o estado final por D. Considere que existam dois caminhos, pelos quais podemos obter o estado final a partir do estado inicial. 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21335.jpg

Veja abaixo a representação das entalpias dos vários estados por linhas horizontais:


Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21336.jpg
 

Logo, conforme a Lei de Hess, devemos ter:

HD – HA = ∆H1 = ∆H2 + ∆H3 + ∆H4
 

É por esta razão que a Lei de Hess é também conhecida como a lei da Atividade das Entalpias.

Dessa forma, é possível representar as variações de entalpia no formato de diagrama. 

Exemplo:

Vamos representar 1 mol de H2O (l): 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21337.jpg

 

 

19. Energia de ligação

É a variação de entalpia, ou seja, quantidade de calor absorvido na quebra de 1mol de determinada ligação, admitindo-se todos os participantes no estado gasoso, a 25°C e 1atm.

A energia necessária para quebrar 6,02 x 1023 ligações Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21338.jpg , fornecendo átomos no estado gasoso é 103 kcal.


Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21339.jpg
 

A energia para quebrar 1 mol de ligações O = O, produzindo átomos no estado gasoso, é 118 kcal.

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21340.jpg
 

No processo contrário, ou seja, quando átomos de oxigênio se ligam, formando 6,02 x 1023 ligações, são liberados 118 kcal.

 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21341.jpg

 

 

20. Cálculo de ∆H de uma reação usando energia de ligação

Exemplo

Seja a reação: 

H2(g)  +    1/2 O2(g)
   ®    H2O (g)   ∆H = ?
 

Considere as energias de ligação: 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21342.jpg

No calculo do ∆H, consideraremos que todas as reações nos reagentes sejam quebradas, ou seja, a energia é absorvida, e que nos produtos, novas ligações sejam formadas, ou seja, a energia é liberada.



 


Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21344.jpg

 

O balanço energético dá o ∆H:

∆H = + 163,35 kcal – 221,2 kcal = - 57,85 kcal

 

21. A reação espontânea e não-espontânea

A reação espontânea é aquela que percorre por si mesma. 

Toda reação espontânea libera energia livre, enquanto a energia não-espontânea absorve energia livre.

  

22. Entropia e organização

A Termodinâmica procurou estabelecer uma função na qual a sua variação indicasse a espontaneidade de ou não de uma determinada reação. Tal função foi encontrada de forma empírica e nomeada como entropia. 

Consideremos uma reação, sob temperatura constante, na qual Q é o calor trocado pelo sistema. Nesse processo, a variação de entropia - ∆s é definida como sendo: 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21345.jpg
 

A definição de entropia é estabelecida de modo que, quanto maior for a falta de organização de um sistema, maior será a entropia. 

O estado gasoso tem maior entropia que o estado líquido, pois o gás apresenta moléculas movendo-se por todos os lados, provocando uma desordem no sistema, enquanto o líquido possui uma organização mais regular.

 

23. Energia de organização

Sabemos que: 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21346.jpg
 

A energia T ∆ S é denominada energia de organização, ou melhor, variação da energia de organização, e é destinada a originar uma variação na entropia do sistema

Observe os dois casos:

a) o sistema recebe calor 


Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21347.jpg

A absorção do calor Q provocará uma desordem no sistema. Nesse caso, o calor Q é positivo e vale:

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21348.jpg

Logo, quanto maior for a energia de organização, ou seja, mais positiva, maior será a desorganização. 

b) o sistema perde calor 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21349.jpg

A liberação do calor Q deixa o sistema mais organizado. Aqui, o calor Q é negativo e vale:

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21350.jpg

Logo, quanto menor for a energia de organização, ou quanto mais negativa, mais organizado será o sistema.

  

24. Energia livre de Gibbs (G)

Como já vimos anteriormente, um sistema passa por uma reação espontânea quando a variação total de entropia é positiva. 

Vimos também que os sistemas químicos podem variar de um estado de alta energia para um de baixa energia, esta variação de energia é representada por ∆H. Os sistemas químicos também podem variar em relação a sua ordem, passando de um estado de maior ordem para um de menor ordem, esta variação de ordem é representada por T ∆S. Em razão desses fatos, utilizamos a função termodinâmica chamada Energia Livre de Gibbs (F ou G). 

O ideal é que numa reação química possa ocorrer as duas variações citadas acima simultaneamente, porém nem sempre isso acontece. Nesse caso, o equilíbrio entre a variação de energia e a variação de entropia é dado pela variação de energia livre (∆F ou ∆G). 



∆G = ∆H - T∆S

 

Dessa forma, concluímos que:

1) Transformação espontânea

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21351.jpg

2) Transformação não-espontânea

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21352.jpg

3) Equilíbrio

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21353.jpg


A partir de quando o equilíbrio é obtido, não ocorrerá nenhum estado de mais baixa energia livre. E desse modo, o ∆G deve ser positivo para uma reação em qualquer direção.

No estado de equilíbrio, temos:

 ∆H - T∆S = 0   ou   ∆H = T∆S

Portanto, no equilíbrio, a tendência de reduzir a entalpia é igual à tendência do aumento da entropia.

 

25. Significado da energia livre

A energia livre de um sistema é a parte da energia que tem capacidade de realizar trabalho útil. 

Qualquer forma de energia liberada por um sistema pode ser completamente transformada em calor. O calor, por sua vez, pode ser convertido em trabalho ou em energia potencial, porém tal transformação nunca ocorre por completa, sempre há a liberação de parte desta energia para o ambiente, e apenas a outra parte desta energia é convertida em calor.

 

26. Resumo 

Descrição: http://www.iped.com.br/sie/uploads/21354.jpg

 

Mapa conceitual do Calor

 

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    Este site foi atualizado em 24/01/11