Termoquímica

Termoquímica que é o ramo da Física-Química que estuda a energia na forma calor envolvido nas reações.

A termoquímica se preocupa com o saldo energético das reações químicas.

Analisamos a energia (calor) inicial e a energia (calor) final. A diferença entre os estados final e inicial nos dá este saldo

Entalpia (H) vamos chamar de entalpia a energia na forma de calor de cada substância.

Variação de Entalpia (saldo energético = Hfinal - Hinicial

Como o final da reação são os produtos e o início os reagentes temos:

= Hprodutos - Hreagentes

Temos dois tipos de reações termoquímicas, são elas:

Reações exotérmicas

Representa uma perda de energia pelo sistema: < 0.

São reações que liberam calor, ou seja, as substâncias produzidas apresentam menos energia do que as substâncias que reagiram, (Hreag. > Hprod.) fazendo assim uma variação de entalpia negativa.

Graficamente:

Representando um exemplo através da equação:

C + O2(g) CO2(g)         = -94kcal

Reações endotérmicas

Representa um ganho de energia pelo sistema: > 0.

São reações que absorvem calor do meio produzindo substâncias mais energéticas.

Nas reações endotérmicas os produtos apresentam maior entalpia que os reagentes: (Hp > Hr) portanto o saldo energético é positivo (> O).

Graficamente:

Podemos representar a variação da entalpia () de uma reação endotérmica através da equação da reação.

Por exemplo

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)        = +22kcal

Resumindo

Reações Termoquímicas:

Exotérmicas - liberam calor - < O
Hr > Hp

Endotérmicas - absorvem calor - > O
Hp > Hr

Exemplo

Quando você acende uma das bocas do fogão percebe facilmente todo calor liberado (processo exotérmico) ao colocar uma panela com água, esta absorve o calor que está sendo liberado pela chama e alcança a ebulição (ferve).

Como a água absorve calor para ferver, temos um processo endotérmico.

FATORES QUE INFLUEM NA VARIAÇÃO DA ENTALPIA

Estado Físico

Para uma mesma substância:

H(g) > H(l) > H(s)

O simples fato de uma substância se apresentar nos estados gasoso, líquido e sólido altera a entalpia da reação. Desta maneira, por exemplo, para fundir ou vaporizar uma substância é necessário fornecer energia.

Exemplos

SUBSTÂNCIAS

ENTALPIA (H)

H2O(L)

- 68 kcal / mol

H2O(g)

- 58 kcal / mol

H2O(s)

- 70 kcal / mol

Forma Alotrópica

A forma alotrópica mais estável possui menor nível de energia. É preciso fornecer energia para transformar a forma alotrópica mais estável na menos estável.

Exemplo

C(grafite) + O2 (g) CO2 (g)          = - 393,1 kJ/mol

C(diamante) + O2 (g) CO2 (g)      = - 395,0 kJ/mol

C(grafite) - mais estável

C(diamante)- menos estável

Associação ou dissociação de átomos

Para romper ligações entre os átomos é necessário fornecer energia.

Quantidade de reagentes e de produtos

A quantidade de calor é diretamente proporcional à quantidade de substância. Isto significa:

A operação (multiplicação ou divisão) feita na quantidade de substância é a mesma que devemos fazer com a quantidade de calor.

Exemplos

Se pegarmos a metade da quantidade de substância, dividimos por dois a quantidade de calor.

Se multiplicarmos por dez a quantidade de substância, multiplicamos por dez a quantidade de calor.

Exercícios resolvidos.

Algumas entalpias de formação (substância).

SUBSTÂNCIAS
ENTALPIA (H)
 
H2O(L)
- 68 kcal / mol
H2O(g)
- 58 kcal / mol
H2O(s)
- 70 kcal / mol
 
CO2(g)
- 94 kcal / mol
CH4(g)
- 18 kcal / mol
CH4 = gás metano
(principal constituinte do gás natural)
 
C2H6O(L)
- 66 kcal / mol
C2H6O = álcool etílico (etanol)

Exercício 1

Calcule o de combustão do etanol.

Resolução

C2H6O(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) Da tabela temos:
C2H6O(l) = - 66 kcal / mol
CO2(g) = -94 kcal / mol
H2O(l) = - 68 kcal / mol
 
Reagentes
 
Produtos
      O2(g) não aparece na tabela porque é substância simples portanto H = O
= Hp - Hr    
= (2CO2(g) + 3H2O(l)) - (C2H6O(l) + 3O2(g))
= (2(-94) + 3(- 68)) - (- 66 + 3.(0))
= (-188 - 204) - (- 66 + 0)
= - 392 + 66
= - 326 kcal
1C2H6O(l) + 302(g) 2 CO2(g) + 3H2O(l)           
=
-326 kcal
 

 
  exotérmico
< O liberação de calor

1 mol de C2H6O = 46 g

A combustão de

1 mol de C2H6O (46g) libera 326 kcal

Exercício 2

Poder calorífico é a quantidade de calor liberada na queima de 1,0 kg do combustível.

Vamos calcular o poder calorífico do etanol (C2H6O), do gás metano (CH4) e da Gasolina

Resolução

Dados:

de combustão:

Etanol = -326 kcal / mol

Gasolina (C8H18) = -1300 kcal / mol

Gás natural = - 213 kcal/mol

(CH4) principal constituinte

Calcule o poder calorífico de cada combustível.

Dado as massas molares:

C2H6O = 46 g / mol

C8 H18 = 114 g/mol

CH4 = 16 g/mol

C2H6 = - 326 kcal / mol (Na combustão de 1 mol (46 g) de C2H6O são liberados 326 kcal)

C2H6O1 mol = 46 g

46g 326 kcal

1000 g x

x = (326 . 1000)/46 = 7087 kcal

C8H18  = - 1300 kcal / mol (Na combustão de 1 mol (114g) de C8H18 são liberados 1300 kcal)

114 g  1300 kcal

1000 y

y = (1300 . 1000)/114 = 11403 kcal

CH4 = - 213 kcal / mol (Na combustão de 1 mol (16g) de CH4 são liberados 213 kcal)

16 g 213 kcal

1000 g z

z = (213 . 1000)/16 = 13312 kcal

Sumário

- Reações exotérmicas
- Reações endotérmicas
- Fatores que influem na variação da entalpia
i. Estado Físico
ii. Forma Alotrópica
iii. Associação ou dissociação de átomos
iv. Quantidade de reagentes e de produtos
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