TERMOQUÍMICA

TERMOQUÍMICA

1. Troca de calor com a vizinhança

2. Entalpia (H)

   • É o conteúdo global de energia (calor) de um sistema.
   • fatores que influenciam a ΔH
     • Quantidade dos reagentes ou produtos, obedece a relação estequiométrica, se um tem 1 mol e outro 2, o ΔH é dobrado
     • Dissolução
       • Temperatura e pressão
         • O aumento da temperatura ambiente provoca também um aumento da quantidade de calor liberado
         • estado físico
           • H(S) < H(l) < H (g)
           • Estado alotropico
             • mais estável(menor entalpia)
       • O calor de dissolução é a energia desenvolvida na dissolução de 1mol de soluto, de modo que a adição de mais solvente não altere o DeltaH do Sistema.
   • Calores de Reação
     • Combustão
       • sempre uma reação exotérmica
         • É o calor liberado na reação de combustão de 1 mol de uma substância em presença de gás oxigênio O2(g) (comburente)
           • estando todos os reagentes no estado padrão
       • Completa
         • mais quantidade de oxigênio
         • Forma gás carbônico e água.
         • C6H12O6(s) + 6O2(g) ↔ 6 CO2(g) + 6 H2O(l) + energia
           • respiração celular
       • Incompleta
         • menos quantidade de oxigênio
         • Produz menos quantidade de energia
         • Forma mais resíduos como monóxido de carbono (CO) e água (H2O)
         • CH4(g) + 3/2 O2 → 1 CO(g) + 2 H2O
       • são bastante prejudiciais ao meio ambiente, já que a combustão incompleta libera fuligem, nociva principalmente ao aparelho respiratório humano e o monóxido de carbono, como já dito. A combustão completa, por sua vez, produz o CO2, principal gás responsável pelo efeito estufa.
     • Calor de Formação(∆Hf0)
       • é o calor liberado ou absorvido numa reação que forma 1 mol de uma substância simples no seu estado padrão.
         • C(grafite), O2(g), N2(g), H2(g), Na(s), S(s).
           • Entalpia de formação de uma substância simples, a sua forma alotrópica mais estável é zero
         • Estado - Padrão
           • * 1 mol de uma substância simples *condições ambientes de 25 graus C e 1 atm *estado físico habitual, na condições ambientes *estado alotrópico mais estável
       • H2(g) + ½ O2(g) –> H2O(l) ΔH°f = -68kcal/mol
     • Energia de Ligação
       • quebra de 1mol de uma determinada ligação química, sendo que todas as substâncias estejam no estado gasoso, a 25° C e 1atm.
       • Reagentes
         • quebram ligações
           • endotérmica
       • Produtos
         • formam ligações
           • exotérmica
       • Quanto maior é a energia de ligação (DH), mais estável é ligação
     • Neutralização
       • exotérmica
       • neutralização de 1mol de H+ do ácido por 1mol de OH- da base,formando 1 mol de H2O, e todas as substâncias no estado padrão.
       • O valor da variação de entalpia ou calor de neutralização (∆Hneutralização) será sempre o mesmo para reações que ocorrerem entre ácidos e bases fortes
         • pois a ionização dos ácidos e a dissociação das bases ocorre de forma completa
         • HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆Hneutralização = -57,7 kJ ou 13,8 kcal
           • Quando a neutralização ocorre entre um ácido e uma base fortes, o calor de neutralização é praticamente constante.
         • HBr(aq) + NaOH(aq) → NaBr(aq) + H2O(l) ∆Hneutralização = -57,7 kJ ou 13,8 kcal
         • ½ H2SO4(aq) + KOH(aq) → ½ K2SO4(aq) + H2O(l) ∆Hneutralização = -57,7 kJ ou 13,8 kcal
       • Ocorre a neutralização de H^+(aq) com 1 mol de OH^-1(aq)
         • HCl(aq) + NaOH(aq)--> NaCl(aq)+H2O(l)
           • Os reagentes estão em meio aq (soluções diluídas)
     • Calor de fusão
       • Calor absorvido (reação endotérmica)
         • H20(s) -> H2O(l) DeltaH=+1,7Kcal/mol calor de fusão da H20(s)
     • Calor de Solidificação
       • Calor Liberado (Reação exotérmica)
         • H20(l) -> H20(s) DeltaH= - 1,7 Kcal/mol calor de solidificaçao da H2O(l)
     • Calor de Vaporização
       • Calor absorvido (Reação endotérmica)
         • H20(l)-->H2O(v) DH= + 10,5 Kcal/mol calor de vaporização da H2O(l)
     • Calor de Condensação
       • Calor liberado (reação exotérmica)
         • H2O(v)-->H2O(l) DH = - 10,5 Kcal/mol calor de condensação do vapor da H2O
     • Calor de solução ou dissolução
       • É a variação de entalpia observada na dissolução de 1 mol da substância (soluto) em solvente suficiente para uma solução diluída, de modo que a adição de mais solvente não altere o estado térmico do sistema
       • O produto é aquaço
         • dissolução gasosa o processo é exotérmico
           • HCl(g) + H2O(l) --> H3O(aq)^+ + Cl(aq)^- ; DH = - 18,0 Kcal/mol
         • dissolução sólida + aq o processo é endotérmico
           • NH4Cl(s) + aq-->NH4(aq)^+ + Cl(aq)^- ; DH=+3,6 Kcal/mol
       • Libera Íons

3. Endotérmica

   • absorvem calor
     • +
   • Fusão e Vaporização
   • sensação de frio
   • diminui a temperatura
   • retira calor do meio

4. Exotérmica

   • liberam calor
     • -
   • Liquefação e solidificação
   • sensação de calor
   • aumenta a temperatura

5. Lei de Hess

   • 1°) as equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Coloca-se as equações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem de acordo, troca-se o sinal da ΔH;
   • 2°) acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número.
   • 3°) realizar o somatório para montar a reação global;
   • 4°) somar os valores das ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reação global.
   • A variação de entalpia de uma reação depende apenas do estado final dos reagentes e do estado final dos produtos, não dependendo dos estados intermediários, ou seja, DH = Hf - Hi.

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