{"id":31696,"date":"2016-05-19T18:48:57","date_gmt":"2016-05-19T18:48:57","guid":{"rendered":"http:\/\/cms.portalsaofrancisco.com.br\/?p=31696"},"modified":"2016-05-19T19:03:02","modified_gmt":"2016-05-19T19:03:02","slug":"termoquimica","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/lab.fabricadelandings.com.br\/portalsaofrancisconovo\/ciencias-da-natureza\/quimica\/termoquimica","title":{"rendered":"Termoqu\u00edmica"},"content":{"rendered":"

Termoqu\u00edmica – O que \u00e9<\/h4>\n

\"Termoqu\u00edmica\"
\n Termoqu\u00edmica<\/strong><\/p>\n

Termoqu\u00edmica<\/strong> \u00e9 o estudo do calor libertado ou absorvido, como resultado das rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas. <\/p>\n

\u00c9 um ramo da termodin\u00e2mica<\/strong> e \u00e9 utilizado por um grande n\u00famero de cientistas e engenheiros. <\/p>\n

Por exemplo, bioqu\u00edmicos com forma\u00e7\u00e3o em termoqu\u00edmica usam os conhecimentos para entender bioenerg\u00e9tica, enquanto engenheiros qu\u00edmicos aplicam a termoqu\u00edmica para projetar plantas de fabrica\u00e7\u00e3o. <\/p>\n

Rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas envolvem a convers\u00e3o de um conjunto de subst\u00e2ncias coletivamente referidos como “reagentes” a um conjunto de subst\u00e2ncias referidos coletivamente como “produtos”.<\/p>\n

Termoqu\u00edmica – Defini\u00e7\u00e3o<\/h4>\n

\"Termoqu\u00edmica\"
\n Termoqu\u00edmica<\/strong><\/p>\n

Termoqu\u00edmica<\/strong> \u00e9 um ramo da qu\u00edmica que lida com a inter-rela\u00e7\u00e3o do calor com a rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica ou mudan\u00e7a f\u00edsica de Estado<\/p>\n

As ideias termoqu\u00edmicas b\u00e1sicas incluem a no\u00e7\u00e3o de um sistema e seus arredores e de sistemas fechados, abertos e isolados; os conceitos de energia cin\u00e9tica, energia potencial e energia interna; e a distin\u00e7\u00e3o entre dois tipos de bolsas de energia, calor (q) eo trabalho (w). <\/p>\n

Trabalho envolve uma transfer\u00eancia de energia resultante do movimento de um objeto, e calor envolve uma transfer\u00eancia de energia resultante de uma diferen\u00e7a de temperatura entre um sistema e seus arredores.<\/p>\n

Termoqu\u00edmica – Calor<\/h4>\n

Fascinado pela \u00e1rvore morta que podia ocasionar uma manifesta\u00e7\u00e3o t\u00e3o maravilhosa como uma fogueira, com suas chamas ondulantes, fornecendo-lhe calor para se aquecer no inverno, cozinhar alimentos…o homem primitivo se perguntava como isto era poss\u00edvel! <\/p>\n

Os maiores benef\u00edcios vieram quando o homem foi capaz de produzir e conservar o fogo. Domin\u00e1-lo deve ter sido uma tarefa perigosa e dif\u00edcil, usualmente relacionada com seres ou for\u00e7as sobre-humanas.<\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"
\n Prometeu Acorrentado<\/strong><\/p>\n

H\u00e1 muitos mitos sobre o fogo, mas o mais fascinante \u00e9 o de Prometeu: <\/strong>segundo a mitologia grega, ele teria roubado o fogo dos deuses e dado aos homens, ensinando-os a us\u00e1-lo – por isso foi punido por Zeus. Foi amarrado a uma rocha e uma \u00e1guia lhe devorava o f\u00edgado. A cada ataque, este se regenerava. Foi libertado por H\u00e9rcules ap\u00f3s trinta anos (ou s\u00e9culos?). <\/p>\n

Assim, o calor tem preocupado o homem desde que o mesmo percebeu a necessidade da sobreviv\u00eancia. <\/p>\n

Sempre teve lugar de destaque nas id\u00e9ias dos alquimistas, baseadas no ponto de vista dos gregos – desde s\u00e9culos A.C. at\u00e9 o s\u00e9culo dezesseis – relativo aos quatro elementos componentes da mat\u00e9ria:<\/strong> terra, ar, fogo e \u00e1gua.<\/p>\n

A partir do s\u00e9culo XVIII, com as id\u00e9ias orientadas pelo conhecimento – vindo da observa\u00e7\u00e3o associada \u00e0 experimenta\u00e7\u00e3o – surgiu a Termodin\u00e2mica, que passou a ser um campo definido da ci\u00eancia.<\/p>\n

Termof\u00edsica – Termoqu\u00edmica <\/strong><\/p>\n

\u00c9 a ci\u00eancia que estuda as rela\u00e7\u00f5es quantitativas, materiais, entre o calor e as outras formas de energia.<\/p>\n

Mat\u00e9ria e energia s\u00e3o no\u00e7\u00f5es que explicam praticamente tudo que ocorre na natureza. A no\u00e7\u00e3o de mat\u00e9ria \u00e9 simples de ser compreendida, quando se manuseia objetos s\u00f3lidos, se bebe \u00e1gua (l\u00edquido) ou se respira ar (gasoso). Energia j\u00e1 \u00e9 um conceito mais amplo, que envolve fen\u00f4menos naturais ou atividades como aquecer ou resfriar, puxar ou empurrar um objeto.<\/p>\n

A energia pode ser armazenada em um dado sistema, na forma de energia potencial, como por exemplo, uma pedra acima da superf\u00edcie da terra ou uma mola sob compress\u00e3o ou por causa de propriedades qu\u00edmicas, devido ao arranjo dos \u00e1tomos e el\u00e9trons dentro de uma mol\u00e9cula. Mas h\u00e1 tamb\u00e9m a energia cin\u00e9tica, numa bola sendo atirada ou em uma mol\u00e9cula em movimento… <\/p>\n

Essas formas de energia podem ser liberadas, sob condi\u00e7\u00f5es apropriadas, para realizar um trabalho:<\/strong> empurrar o \u00eambolo no cilindro de um motor ou enviar uma corrente el\u00e9trica atrav\u00e9s do motor el\u00e9trico ou lan\u00e7ar uma nave espacial na \u00f3rbita terrestre… A energia pode ser convertida em calor, elevando assim a temperatura do pr\u00f3prio sistema ou do ambiente.<\/p>\n

Energia, trabalho e calor s\u00e3o todos expressos nas mesmas unidades:<\/strong> calorias, joules ou ergs. <\/p>\n

\n

1 caloria(cal) = 4,18 joules (J) 1 joule = 0,24 calorias
\n 1 kcal = 103 cal 1 kJ = 103 J
\n 1 kcal = 4,18 kJ 1 kjoule = 0,24 kcal
\n 1 Joule (J) = 107ergs 1 cal = 4,18 . 107 ergs <\/p>\n<\/blockquote>\n

A Termodin\u00e2mica se divide em duas grandes \u00e1reas de estudo:<\/strong> A Termof\u00edsica e a Termodin\u00e2mica. Para facilitar o nosso estudo da Termoqu\u00edmica, usaremos algumas id\u00e9ias da Termof\u00edsica. <\/p>\n

Calorimetria: <\/strong>\u00e9 a medida das quantidades de calor absorvidas ou liberadas durante uma transforma\u00e7\u00e3o.<\/p>\n

Voc\u00ea sabe qual \u00e9 a diferen\u00e7a entre quantidade de calor e temperatura?<\/p>\n

Calor \u00e9 o nome dado \u00e0 energia t\u00e9rmica quando ela \u00e9 transferida de um corpo a outro, motivada por uma diferen\u00e7a de temperatura entre os corpos. \u00c9 energia t\u00e9rmica em tr\u00e2nsito. <\/p>\n

Temperatura \u00e9 a grandeza f\u00edsica que permite medir quanto um corpo est\u00e1 quente ou frio. Est\u00e1 relacionada \u00e0 energia cin\u00e9tica das part\u00edculas de um corpo, \u00e0 energia de movimento das part\u00edculas. A temperatura voc\u00ea l\u00ea no term\u00f4metro, a quantidade de calor \u00e9 medida num calor\u00edmetro. <\/p>\n

Veja um exemplo: <\/strong>dois b\u00e9quers a 100\u00baC, um com 1 litro e outro com 2 litros de \u00e1gua. A temperatura nos dois \u00e9 a mesma, mas a quantidade de calor no segundo \u00e9 o dobro.<\/p>\n

Os calor\u00edmetros s\u00e3o aparelhos usados para medir o calor de uma transforma\u00e7\u00e3o:<\/strong><\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"<\/p>\n

A quantidade de calor liberada ou absorvida quando se faz uma transforma\u00e7\u00e3o f\u00edsica ou qu\u00edmica dentro do calor\u00edmetro pode ser medida por:<\/strong><\/p>\n

\n

Q = <\/strong>m.c.Dt <\/p>\n<\/blockquote>\n

ou <\/strong><\/p>\n

\n

Q = <\/strong>(m + K).Dt <\/p>\n<\/blockquote>\n

onde:<\/strong><\/p>\n

\n

Q = <\/strong>quantidade de calor da transforma\u00e7\u00e3o
\n m = <\/strong>massa da subst\u00e2ncia (em gramas)
\n c = <\/strong>calor espec\u00edfico da subst\u00e2ncia (cal\/g. \u00baC)
\n Dt = <\/strong>varia\u00e7\u00e3o da temperatura.
\n k =<\/strong> capacidade calor\u00edfica do calor\u00edmetro (cal\/\u00baC) <\/p>\n<\/blockquote>\n

Termoqu\u00edmica \u00e9 a \u00e1rea da Termodin\u00e2mica que estuda a libera\u00e7\u00e3o ou absor\u00e7\u00e3o de calor em rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas ou em transforma\u00e7\u00f5es de subst\u00e2ncias como dissolu\u00e7\u00e3o, mudan\u00e7as de estado f\u00edsico,…<\/p>\n

As transforma\u00e7\u00f5es termoqu\u00edmicas podem ser: <\/strong><\/p>\n

\n

Transforma\u00e7\u00f5es endot\u00e9rmicas:<\/strong> absorvem energia
\n Transforma\u00e7\u00f5es exot\u00e9rmicas:<\/strong> liberam energia. <\/p>\n<\/blockquote>\n

Energia interna (E) e entalpia (H)<\/strong><\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"<\/p>\n

Na Termoqu\u00edmica, analisamos a energia interna E (armazenada no sistema), que inclui fatores complicados, tais como as atra\u00e7\u00f5es entre as mol\u00e9culas e os movimentos dos el\u00e9trons, \u00e1tomos e mol\u00e9culas.<\/p>\n

As modifica\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas durante uma rea\u00e7\u00e3o, com a decomposi\u00e7\u00e3o dos reagentes e a forma\u00e7\u00e3o de novas subst\u00e2ncias (os produtos), s\u00e3o acompanhadas por reagrupamentos que levam a uma varia\u00e7\u00e3o na energia interna.<\/p>\n

Por exemplo, numa rea\u00e7\u00e3o que E i representa a energia interna no estado inicial e E f , a energia interna no estado final: <\/strong><\/p>\n

Numa rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica (como por exemplo a queima da gasolina): <\/strong><\/p>\n

Ef < Ei e: DE < 0 <\/strong><\/p>\n

Numa rea\u00e7\u00e3o endot\u00e9rmica (como por exemplo a do bicarbonato de s\u00f3dio com \u00e1cido clor\u00eddrico): <\/strong><\/p>\n

Ef > Ei e: DE > 0 <\/strong><\/p>\n

A perda ou ganho total de energia das mol\u00e9culas (DE) ser\u00e1 sempre numericamente igual \u00e0 quantidade total de calor liberado ou absorvido na rea\u00e7\u00e3o, a volume constante (Q v):<\/strong><\/p>\n

| Q v | = | D E |<\/strong><\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"<\/p>\n

Numa rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica o meio ambiente “ganha” calor (aumento=varia\u00e7\u00e3o positiva) \u00e0 custa do sistema em rea\u00e7\u00e3o que “perde” energia ( diminui\u00e7\u00e3o=varia\u00e7\u00e3o negativa). Numa rea\u00e7\u00e3o endot\u00e9rmica o meio ambiente “perde” calor (diminui\u00e7\u00e3o=varia\u00e7\u00e3o negativa) cedendo-o ao sistema em rea\u00e7\u00e3o que “ganha” energia (aumento=varia\u00e7\u00e3o positiva).<\/p>\n

Ent\u00e3o, devemos escrever:<\/strong><\/p>\n

\n

Qv = – DE<\/strong><\/p>\n<\/blockquote>\n

numa rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica:<\/strong> Qv> 0 e DE < 0
\nnuma rea\u00e7\u00e3o endot\u00e9rmica: <\/strong>Qv < 0 e DE > 0 <\/p>\n

No calor\u00edmetro, a transforma\u00e7\u00e3o se processa num recipiente fechado, de volume constante – ent\u00e3o, a quantidade de calor medida \u00e9 Qv.<\/p>\n

Na pr\u00e1tica, \u00e9 mais comum a rea\u00e7\u00e3o se processar “a c\u00e9u aberto” ou seja, em frasco aberto – deste modo, a quantidade de calor da transforma\u00e7\u00e3o \u00e9 medida a press\u00e3o constante: <\/strong>Qp .<\/p>\n

Entretanto, se a rea\u00e7\u00e3o \u00e9 realizada nestas condi\u00e7\u00f5es, h\u00e1 perda de energia para o ambiente. Esta \u00e9 retirada da energia interna da rea\u00e7\u00e3o, na forma de trabalho termoqu\u00edmico ( ). <\/p>\n

Como se pode notar, as rela\u00e7\u00f5es (2) e (5) s\u00e3o equivalentes e traduzem o PRIMEIRO PRINC\u00cdPIO DA TERMODIN\u00c2MICA ou PRINC\u00cdPIO DA CONSERVA\u00c7\u00c3O DA ENERGIA, que estabelece:<\/strong><\/p>\n

A soma de todas as energias de um sistema isolado \u00e9 constante.<\/p>\n

Em outras palavras, a energia pode ser transformada de uma forma em outra, mas n\u00e3o pode ser criada, nem destru\u00edda.<\/p>\n

Entalpia (H)<\/strong><\/p>\n

\u00c9 o total de energia liberada ou absorvida em uma transforma\u00e7\u00e3o de um dado sistema, a press\u00e3o constante. <\/p>\n

As transforma\u00e7\u00f5es termoqu\u00edmicas podem ser: <\/strong><\/p>\n

Transforma\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica:<\/strong> libera calor para o meio ambiente.<\/p>\n

Diagrama de entalpia<\/strong><\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"<\/p>\n

Diagrama de entalpia<\/strong><\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"<\/p>\n

Fatores que influeciam no valor da entalpia:<\/strong><\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"<\/p>\n

A variedade alotr\u00f3pica mais reativa sempre estar\u00e1 num patamar de energia mais alto, no diagrama de entalpia:<\/strong><\/p>\n

Temperatura: <\/strong>as determina\u00e7\u00f5es de DH devem ser feitas a temperatura constante, pois ela influi no seu valor. Geralmente as transforma\u00e7\u00f5es s\u00e3o feitas em condi\u00e7\u00f5es-padr\u00e3o, a 25\u00baC. <\/p>\n

Quantidades de reagentes e produtos:<\/strong> o valor do DH \u00e9 determinado pelas quantidades dos reagentes. <\/p>\n

O Estudo do Calor Trocado nas Rea\u00e7\u00f5es Qu\u00edmicas <\/h4>\n

\"Termoqu\u00edmica\"
\n Termoqu\u00edmica<\/strong><\/p>\n

http:\/\/www.trabalhosescolares.net\/termoquimica\/<\/a><\/p>\n

\u00a0<\/p>\n

Antes de iniciar o assunto Termoqu\u00edmica \u00e9 importante definir alguns termos que ser\u00e3o usados com freq\u00fc\u00eancia: <\/strong><\/p>\n

\n

1. Sistema:<\/strong> Denomina-se sistema uma parte do universo f\u00edsico cujas propriedades est\u00e3o sob investiga\u00e7\u00e3o.
\n 2. Fronteira:<\/strong> Limites que definem o espa\u00e7o do sistema, separando-o do resto do universo.
\n 3. Vizinhan\u00e7a ou meio ambiente: <\/strong>\u00c9 a por\u00e7\u00e3o do universo pr\u00f3xima \u00e0s fronteiras do sistema, que pode, na maioria dos casos, interagir com o sistema.
\n 4.<\/strong> Quando uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica ocorre em um determinado sistema, isso acarreta uma troca de calor entre o sistema em rea\u00e7\u00e3o e o meio ambiente.<\/p>\n<\/blockquote>\n

A termoqu\u00edmica<\/strong> estuda justamente essas trocas de calor, assim como o seu aproveitamento na realiza\u00e7\u00e3o de trabalho.<\/p>\n

Se o calor trocado entre o sistema e o meio ambiente \u00e9 medido a press\u00e3o constante, ele \u00e9 denominado Entalpia ou conte\u00fado calor\u00edfico e simbolizado por H. Sendo que Entalpia (H) \u00e9 o calor trocado a press\u00e3o constante.<\/p>\n

Em rela\u00e7\u00e3o \u00e0s trocas de calor, as rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas se classificam em dois tipos:<\/strong> rea\u00e7\u00f5es exot\u00e9rmicas e rea\u00e7\u00f5es endot\u00e9rmicas, conforme liberem ou absorvam o calor respectivamente.<\/p>\n

REA\u00c7\u00d5ES EXOT\u00c9RMICAS<\/strong><\/p>\n

O prefixo exo significa “para fora”. Rea\u00e7\u00f5es exot\u00e9rmicas s\u00e3o aquelas que liberam energia na forma de calor. <\/p>\n

O esquema geral de uma rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representam subst\u00e2ncias gen\u00e9ricas:<\/strong><\/p>\n

\n

A + B C + D + calor<\/strong><\/p>\n<\/blockquote>\n

Hr Hp entalpia de reagentes entalpia de produtos<\/p>\n

A partir da Lei da Conserva\u00e7\u00e3o da Energia, podemos afirmar que:<\/strong> “A energia total dos reagentes \u00e9 igual \u00e0 energia total dos produtos”. Em outras palavras, toda a energia que entrou no primeiro membro da equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica deve sair integralmente no segundo membro da equa\u00e7\u00e3o. <\/p>\n

De onde tiramos a seguinte conclus\u00e3o: <\/strong>se uma rea\u00e7\u00e3o \u00e9 exot\u00e9rmica, ent\u00e3o a entalpia dos reagentes (Hr ) \u00e9 maior que a entalpia dos produtos (Hp ), pois uma parte da energia que estava contida nos reagentes foi liberada para o meio ambiente na forma de calor e apenas uma outra parte dessa energia ficou contida nos produtos.<\/p>\n

Ent\u00e3o rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica: <\/strong>Hr > Hp<\/p>\n

N\u00e3o \u00e9 poss\u00edvel determinar diretamente a entalpia de cada subst\u00e2ncia participante de uma rea\u00e7\u00e3o, mas podemos determinar experimentalmente a varia\u00e7\u00e3o da entalpia D H, que ocorre quando uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica \u00e9 realizada. <\/p>\n

Varia\u00e7\u00e3o da Entalpia: <\/strong>D H = H final (produtos) H inicial (reagentes) ou D H = Hr Hp<\/p>\n

Como na rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica Hr > Hp , ent\u00e3o neste tipo de rea\u00e7\u00e3o o valor de D H ser\u00e1 sempre negativo. <\/p>\n

Sendo que a rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica:<\/strong> D H > 0. Observe que n\u00e3o existe energia negativa; ou um sistema cont\u00e9m energia. O sinal negativo de D H quer dizer apenas que a energia foi liberada.<\/p>\n

REA\u00c7\u00d5ES ENDOT\u00c9RMICAS<\/strong><\/p>\n

O prefixo endo significa “para dentro”. Rea\u00e7\u00f5es endot\u00e9rmicas s\u00e3o aquelas que absorvem energia na forma de calor. O esquema geral de uma rea\u00e7\u00e3o endot\u00e9rmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representam subst\u00e2ncias gen\u00e9ricas.<\/p>\n

\n

A + B + calor C + D<\/strong><\/p>\n<\/blockquote>\n

Hr Hp entalpia dos reagentes entalpia dos produtos <\/p>\n

Uma vez que a energia total se conserva do primeiro para o segundo membro de qualquer rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica, podemos afirmar que:<\/strong> se uma rea\u00e7\u00e3o \u00e9 endot\u00e9rmica, a entalpia dos produtos Hp \u00e9 maior que a entalpia dos reagentes Hr , pois uma determinada quantidade de energia foi absorvida pelos reagentes na forma de calor, durante a rea\u00e7\u00e3o, ficando contida nos produtos. <\/p>\n

Sendo que rea\u00e7\u00e3o endot\u00e9rmica: <\/strong>Hp > Hr. E sendo D H = Hp Hr , ent\u00e3o na rea\u00e7\u00e3o endot\u00e9rmica o valor de D H ser\u00e1 sempre positivo. <\/p>\n

Sendo que rea\u00e7\u00e3o endot\u00e9rmica:<\/strong> D H > 0.<\/p>\n

PRINC\u00cdPIO DE THOMPSEN E BERTHELOT<\/strong><\/p>\n

H\u00e1 um princ\u00edpio fundamental da Termoqu\u00edmica, determinado em 1867 pelos cientistas que lhe deram seus nomes, que afirma:<\/strong> “Dentre um conjunto de rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas poss\u00edveis, ocorrer\u00e1 primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exot\u00e9rmica.” A rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica \u00e9 aquela que libera maior quantidade de energia na forma de calor. Isto significa que os produtos formados nesse tipo de rea\u00e7\u00e3o s\u00e3o menos energ\u00e9ticos, portanto, mais est\u00e1veis. Espontaneamente, as subst\u00e2ncias s\u00f3 ir\u00e3o reagir em busca de maior estabilidade e, desse modo, em busca de liberar a maior quantidade poss\u00edvel de energia. <\/p>\n

Sendo que podemos dizer: <\/strong>mais estabilidade = menos energia = menor D H = rea\u00e7\u00e3o mais espont\u00e2nea<\/p>\n

Tal que podemos utilizar o exemplo: <\/strong>Adicionando-se os gases F2, Cl2 e Br2 a um recipiente contendo g\u00e1s hidrog\u00eanio, pode-se prever qual a rea\u00e7\u00e3o que ocorrer\u00e1 primeiro, atrav\u00e9s do valor de D H de cada uma.<\/p>\n

\n

a)<\/strong> 1\u00de2 H2(g) + 1\u00de2 F2(g) 1 HF(g) D H = – 64,2 Kcal
\n b) <\/strong>1\u00de2 H2(g) + 1\u00de2 Cl2(g) 1 HCl (g) D H = – 22,1 Kcal
\n c)<\/strong> 1\u00de2 H2(g) + 1\u00de2 Br2(g) 1 Hbr(g) D H = – 8,7 Kcal <\/p>\n<\/blockquote>\n

Como a rea\u00e7\u00e3o a \u00e9 a que libera maior quantidade de energia, espontaneamente \u00e9 a rea\u00e7\u00e3o que ocorre em primeiro lugar.<\/p>\n

FATORES QUE INFLUENCIAM O VALOR DA VARIA\u00c7\u00c3O DE ENTALPIA<\/strong><\/p>\n

O valor da varia\u00e7\u00e3o de entalpia, D H, de uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica est\u00e1 sujeito a varia\u00e7\u00f5es conforme mudem as condi\u00e7\u00f5es em que a rea\u00e7\u00e3o foi realizada. <\/p>\n

Sendo que os fatores que influenciam D H s\u00e3o:<\/strong><\/p>\n

TEMPERATURA<\/strong><\/p>\n

O valor de D H varia sensivelmente com a temperatura em que se deu a rea\u00e7\u00e3o. Se uma rea\u00e7\u00e3o ocorre a uma temperatura X, obt\u00e9m-se D Hx. Se essa mesma rea\u00e7\u00e3o ocorrer a uma temperatura Y > X, por exemplo, obt\u00e9m-se um D HY diferente de D Hx. Isso ocorre porque a quantidade de calor necess\u00e1ria para elevar a temperatura dos reagentes de X at\u00e9 Y \u00e9 diferente da quantidade de calor necess\u00e1ria para elevar a temperatura dos produtos de X at\u00e9 Y.<\/p>\n

PRESS\u00c3O<\/strong><\/p>\n

O valor de D H em uma rea\u00e7\u00e3o envolvendo subst\u00e2ncias s\u00f3lidas e l\u00edquidas praticamente n\u00e3o varia com a mudan\u00e7a de press\u00e3o. No caso de rea\u00e7\u00f5es que envolvem subst\u00e2ncias gasosas, o valor de D H come\u00e7a a variar de modo significativo para press\u00f5es de ordem de 1000 atm. Com as rea\u00e7\u00f5es normalmente s\u00e3o feitas sob press\u00e3o atmosf\u00e9rica normal (1 atm.), n\u00e3o \u00e9 necess\u00e1rio levar em conta a varia\u00e7\u00e3o no valor de D H com a press\u00e3o.<\/p>\n

QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS<\/strong><\/p>\n

A quantidade de calor envolvida em uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica \u00e9 proporcional \u00e0 quantidade de reagentes e produtos que participam da rea\u00e7\u00e3o. <\/p>\n

Se por exemplo, a quantidade de reagentes e produtos for dobrada, a quantidade de calor ir\u00e1 dobrar igualmente como no exemplo:<\/strong> 1 H2(g) + 1 Cl2(g) 2 HCl (g) D H = – 44,2 Kcal 2 H2(g) + 2 Cl2(g) 4 HCl (g) D H = – 88,4 Kcal<\/p>\n

FASE DE AGREGA\u00c7\u00c3O<\/strong><\/p>\n

A energia das subst\u00e2ncias aumenta progressivamente \u00e0 medida que elas passam da fase s\u00f3lida para a l\u00edquida e a gasosa.<\/p>\n

energia da fase s\u00f3lida < energia da fase l\u00edquida < energia da fase gasosa<\/p>\n

Seja por exemplo, uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica exot\u00e9rmica:<\/strong> <\/p>\n

\n

Quanto menos energ\u00e9tica for a fase de agrega\u00e7\u00e3o dos produtos formados, maior ser\u00e1 a energia liberada na rea\u00e7\u00e3o.
\n Quanto mais energ\u00e9tica for a fase de agrega\u00e7\u00e3o dos produtos formados, menor ser\u00e1 a energia liberada na rea\u00e7\u00e3o, pois a energia ficar\u00e1 contida no produto.
\n Exemplo:<\/strong> 2 H2(g) + O2(g) 2 H2 O( l ) D H = – 68,3 Kcal 2 H2(g) + O2(g) 2 H2 O( g ) D H = – 57,8 Kcal<\/p>\n<\/blockquote>\n

VARIEDADE ALOTR\u00d3PICA<\/strong><\/p>\n

Entre a s formas alotr\u00f3picas de um mesmo elemento h\u00e1 aquela mais est\u00e1vel e, portanto, menos energ\u00e9tica, e tamb\u00e9m a menos est\u00e1vel, portanto, mais energ\u00e9tica. <\/p>\n

Seja, por exemplo, uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica exot\u00e9rmica<\/strong>: <\/p>\n

\n

Partindo-se do reagente na forma alotr\u00f3pica mais est\u00e1vel (menos energ\u00e9tica) obt\u00e9m-se menor quantidade de energia liberada na rea\u00e7\u00e3o. Partindo-se do mesmo reagente na forma alotr\u00f3pica menos est\u00e1vel (mais energ\u00e9tica) obt\u00e9m-se maior quantidade de energia liberada na rea\u00e7\u00e3o.<\/p>\n<\/blockquote>\n

Exemplo:<\/strong><\/p>\n

\n

C(grafita) + O2(g)<\/strong> CO2(g) D H = – 94,00 Kcal C(diamante) + O2(g)<\/strong> CO2(g) D H = – 94,45 Kcal<\/p>\n<\/blockquote>\n

PRESEN\u00c7A DE SOLVENTE <\/strong><\/p>\n

Quando dissolvemos uma determinada subst\u00e2ncia em um solvente qualquer, ocorre libera\u00e7\u00e3o ou absor\u00e7\u00e3o de energia na forma de calor. Assim, se fizermos uma rea\u00e7\u00e3o na aus\u00eancia de um solvente, o valor de D H ser\u00e1 diferente daquele obtido quando fazemos a mesma rea\u00e7\u00e3o na presen\u00e7a de um solvente. <\/p>\n

Exemplo: <\/strong>1H2 (g) + 1 Cl2(g)<\/strong> 2 HCl (g) D H = – 44,2 Kcal H2O 1 H2(g) + 1 Cl2(g)<\/strong> 2 HCl (aq) D H = – 80,2 Kcal <\/p>\n

Sendo que a diferen\u00e7a: <\/strong>80,2 – 44,2 = 36,0 Kcal \u00e9 igual \u00e0 energia liberada na dissolu\u00e7\u00e3o de 2 mol\u00e9culas de HCl em \u00e1gua ( cada 1 mol de HCl dissolvido em \u00e1gua libera 18,0 Kcal).<\/p>\n

OBSERVA\u00c7\u00d5ES GERAIS<\/strong><\/p>\n

Como o valor do D H de uma rea\u00e7\u00e3o varia em fun\u00e7\u00e3o dos fatores vistos no item anterior, \u00e9 preciso que na equa\u00e7\u00e3o termoqu\u00edmica constem as informa\u00e7\u00f5es a seguir:<\/strong><\/p>\n

\n

A temperatura e a press\u00e3o nas quais se deu a rea\u00e7\u00e3o.
\n As subst\u00e2ncias que reagem e que s\u00e3o produzidas, com os respectivos coeficientes.
\n A fase de agrega\u00e7\u00e3o (s\u00f3lida, l\u00edquida ou gasosa) em que se encontra cada subst\u00e2ncia participante da rea\u00e7\u00e3o.
\n A variedade alotr\u00f3pica de cada subst\u00e2ncia que participa da rea\u00e7\u00e3o ( no caso das subst\u00e2ncias apresentarem formas alotr\u00f3picas).
\n A quantidade de calor que foi liberada ou absorvida durante a rea\u00e7\u00e3o.<\/p>\n<\/blockquote>\n

Tal que saiba-se que em termoqu\u00edmica normalmente se trabalha em condi\u00e7\u00f5es-padr\u00e3o:<\/strong><\/p>\n

\n

Temperatura de 25\u00b0 C ou 298 K.
\n Press\u00e3o de 1 atm.<\/p>\n<\/blockquote>\n

Subst\u00e2ncia na fase de agrega\u00e7\u00e3o (s\u00f3lida, l\u00edquida ou gasosa) comum nessas condi\u00e7\u00f5es de press\u00e3o e temperatura.<\/p>\n

Exemplo: <\/strong><\/p>\n

\n

A \u00e1gua \u00e9 l\u00edquida a 25\u00b0 C e 1 atm; portanto, em condi\u00e7\u00f5es-padr\u00e3o, trabalha-se com a \u00e1gua na fase l\u00edquida.
\n Subst\u00e2ncia na forma alotr\u00f3pica mais est\u00e1vel.
\n Nessas condi\u00e7\u00f5es o valor de D H \u00e9 tabelado para muitas rea\u00e7\u00f5es. <\/p>\n<\/blockquote>\n

Como a seguir:<\/strong><\/p>\n

Tabela 1<\/strong><\/p>\n

Entalpia de forma\u00e7\u00e3o estado padr\u00e3o em Kcal\/mol <\/p>\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n
H2O(g)<\/td>\n– 57, 8<\/td>\n<\/tr>\n
NO(g)<\/td>\n21,6<\/td>\n<\/tr>\n
C6H6(l)<\/td>\n19, 8<\/td>\n<\/tr>\n
H2O(l)<\/td>\n– 58, 3<\/td>\n<\/tr>\n
NO2(g)<\/td>\n8,1<\/td>\n<\/tr>\n
CH2(g)<\/td>\n– 17, 9<\/td>\n<\/tr>\n
SO3(g)<\/td>\n– 94, 5<\/td>\n<\/tr>\n
N2O(g)<\/td>\n19, 5<\/td>\n<\/tr>\n
C2H6(g)<\/td>\n– 20, 2<\/td>\n<\/tr>\n
SO2(g)<\/td>\n– 71, 0<\/td>\n<\/tr>\n
HCl(g)<\/td>\n– 22,1<\/td>\n<\/tr>\n
CaO(s)<\/td>\n– 151,8<\/td>\n<\/tr>\n<\/table>\n

Observa\u00e7\u00e3o:<\/strong> muitas dessas entalpias de forma\u00e7\u00e3o s\u00e3o calculadas de forma indireta, pois nem sempre a transforma\u00e7\u00e3o direta de forma\u00e7\u00e3o, ou s\u00edntese, entre os elementos formados \u00e9 poss\u00edvel na pr\u00e1tica. A grande utilidade das entalpias de forma\u00e7\u00e3o est\u00e1, como dissemos ha pouco, no calculo da varia\u00e7\u00e3o de entalpia, D H, de transforma\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas. Usaremos as entalpias de forma\u00e7\u00e3o como conte\u00fado de calor de cada subst\u00e2ncia. Somando esses conte\u00fados, teremos as entalpias dos reagentes e as entalpias dos produtos. Fazendo o c\u00e1lculo, entalpias finais menos entalpias iniciais, chegaremos \u00e0 varia\u00e7\u00e3o de entalpia de transforma\u00e7\u00e3o.<\/p>\n

Tabela 2<\/strong><\/p>\n

Entalpias de combust\u00e3o de alguns combust\u00edveis importantes no estado padr\u00e3o. <\/p>\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n
Elemento Qu\u00edmico<\/strong><\/td>\nRepresenta\u00e7\u00e3o<\/strong><\/td>\nkcal\/mol<\/strong><\/td>\ncal\/g<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
Hidrog\u00eanio<\/td>\nH2O<\/td>\n-68,3<\/td>\n-33,887<\/td>\n<\/tr>\n
Metano<\/td>\nCH4<\/td>\n-212,8<\/td>\n-13,265<\/td>\n<\/tr>\n
Propano<\/td>\nC3H8<\/td>\n-530,6<\/td>\n-12,034<\/td>\n<\/tr>\n
Acetileno<\/td>\nC2H2<\/td>\n-310,6<\/td>\n-11,930<\/td>\n<\/tr>\n
Butano<\/td>\nC4H10<\/td>\n-688,0<\/td>\n-11,837<\/td>\n<\/tr>\n
Gasolina<\/td>\nC6 a C10(l)<\/td>\n-1.320,0<\/td>\n-11.579<\/td>\n<\/tr>\n
Querosene<\/td>\nC11 a C12(l)<\/td>\n-1.731,3<\/td>\n-11.100<\/td>\n<\/tr>\n
\u00d3leo Diesel<\/td>\nC13 a C17(l)<\/td>\n-2.306,6<\/td>\n-10.880<\/td>\n<\/tr>\n
Carv\u00e3o<\/td>\nC(s)<\/td>\n-96,7<\/td>\n-8.083<\/td>\n<\/tr>\n
\u00c1lcool Et\u00edlico<\/td>\nC2H5OH(l)<\/td>\n-326,7<\/td>\n-7.102<\/td>\n<\/tr>\n
\u00c1lcool Met\u00edlico<\/td>\nCH3OH(l)<\/td>\n-173,6<\/td>\n-5.425<\/td>\n<\/tr>\n
Mon\u00f3xido de Carbono<\/td>\nCO(g)<\/td>\n-67,6<\/td>\n-2.414<\/td>\n<\/tr>\n<\/table>\n

Observa\u00e7\u00f5es:<\/strong><\/p>\n

\n

1. <\/strong>Todos os D H de combust\u00e3o s\u00e3o negativos, pois s\u00e3o transforma\u00e7\u00f5es exot\u00e9rmicas.
\n 2.<\/strong> Os combust\u00edveis acima citados est\u00e3o na ordem decrescente de cal\/g, porque \u00e9 nessa unidade que se comparam os poderes calor\u00edficos na ind\u00fastria.
\n 3.<\/strong> Para a gasolina, querosene e \u00f3leo diesel, n\u00e3o existem f\u00f3rmulas, pois esses mat\u00e9rias n\u00e3o s\u00e3o substancias e sim misturas de subst\u00e2ncias. S\u00e3o misturas de hidrocarbonetos, compostos moleculares formados unicamente por carbono e hidrog\u00eanio. Quando citamos, na gasolina, C6 a C10 , significa que os hidrocarbonetos que a formam possuem de 6 a 10 \u00e1tomos de carbono por mol\u00e9cula.<\/p>\n<\/blockquote>\n

Alguns combust\u00edveis, tais como g\u00e1s de rua (formado por Ch2 e H2) e g\u00e1s de botij\u00e3o (C3H8 e C4H10), tamb\u00e9m s\u00e3o misturas.<\/p>\n

TIPOS DE VARIA\u00c7\u00c3O DE ENTALPIA<\/h4>\n

Os diferentes calores de rea\u00e7\u00e3o<\/strong><\/p>\n

Para simplificar o estudo, dividimos os calores envolvidos nas rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas (D H) em grupos, a saber: <\/strong>D H de combust\u00e3o, de neutraliza\u00e7\u00e3o, de dissolu\u00e7\u00e3o e de forma\u00e7\u00e3o.<\/p>\n

Em todos esses casos, convenciona-se que o valor de D H deve ser tomado em condi\u00e7\u00f5es padr\u00e3o, que s\u00e3o as seguintes:<\/strong><\/p>\n

\n

press\u00e3o de 1 atmosfera;
\n temperatura de 25\u00b0 C ou 298 K;
\n subst\u00e2ncias na fase de agrega\u00e7\u00e3o (s\u00f3lida, l\u00edquida ou gasosa) comum nessas condi\u00e7\u00f5es de press\u00e3o e temperatura;
\n subst\u00e2ncias na forma alotr\u00f3pica mais est\u00e1vel. <\/p>\n<\/blockquote>\n

Indicamos que o D H est\u00e1 em condi\u00e7\u00f5es-padr\u00e3o pela nota\u00e7\u00e3o:<\/strong> D H0 .<\/p>\n

Entalpia-padr\u00e3o de combust\u00e3o<\/strong><\/p>\n

Denomina-se entalpia-padr\u00e3o de combust\u00e3o a varia\u00e7\u00e3o de entalpia (D H0) envolvida na combust\u00e3o completa de 1 mol de mol\u00e9culas de determinada subst\u00e2ncia, em que todos os participantes da rea\u00e7\u00e3o se encontram em condi\u00e7\u00f5espadr\u00e3o. <\/p>\n

Exemplo:<\/strong><\/p>\n

\n

1 Ch2(g) + 2 O2(g) 1 CO2(g) + 2H2O D H0 combust\u00e3o = – 212,8 Kcal<\/strong><\/p>\n<\/blockquote>\n

ENTALPIA-PADR\u00c3O DE NEUTRALIZA\u00c7\u00c3O<\/strong><\/p>\n

Denomina-se entalpia-padr\u00e3o de neutraliza\u00e7\u00e3o a varia\u00e7\u00e3o de entalpia (D H0) envolvida na neutraliza\u00e7\u00e3o de 1 equivalente-grama de um \u00e1cido por 1 equivalente-grama de uma base, ambos em solu\u00e7\u00f5es aquosas dilu\u00eddas. 1 Eg \u00e1cido(aq) + 1 Eg base(aq) \u00e0 1 Eg sal (aq) + H2O D H0 neutraliza\u00e7\u00e3o Observe que o D H0 de neutraliza\u00e7\u00e3o entre \u00e1cidos e bases fortes \u00e9 constantes. Isso ocorre porque todos os \u00e1cidos fortes, bases fortes e os sais obtidos pela rea\u00e7\u00e3o desses compostos se encontram praticamente 100% ionizados ou dissociados em solu\u00e7\u00f5es aquosas dilu\u00eddas.<\/p>\n

ENTALPIA PADR\u00c3O DE DISSOLU\u00c7\u00c3O<\/strong><\/p>\n

Denomina-se entalpia-padr\u00e3o de dissolu\u00e7\u00e3o a varia\u00e7\u00e3o de entalpia (D H0) envolvida na dissolu\u00e7\u00e3o de 1 mol de determinada subst\u00e2ncia numa quantidade de \u00e1gua suficiente para que a solu\u00e7\u00e3o obtida seja dilu\u00edda. <\/p>\n

O processo de dissolu\u00e7\u00e3o de uma subst\u00e2ncia em \u00e1gua se d\u00e1 em duas fases, cada uma envolvendo respectivamente um D H1 e um D H2, sendo que:<\/strong> D H0 dissolu\u00e7\u00e3o = D H1 + D H2. 1\u00b0 .) Quebra das liga\u00e7\u00f5es interat\u00f4micas em compostos i\u00f4nicos ou capazes de formar \u00edons e intermoleculares em compostos covalentes. Esta fase \u00e9 sempre endot\u00e9rmica. H2O CxHy > Cy+(aq) + Ax-(aq) D H2 > 0 2\u00b0 .) Hidrata\u00e7\u00e3o das part\u00edculas (\u00edons) do soluto. O envolvimento ordenado das mol\u00e9culas de \u00e1gua ao redor das part\u00edculas (\u00edons) do soluto \u00e9 sempre um processo exot\u00e9rmico. Cy+ + Ax- + H2O \u00e0 Cy+(aq) + Ax-(aq) D H2 < 0 <\/p>\n

Assim, podemos concluir:<\/strong> D H0 dissolu\u00e7\u00e3o > 0 se:<\/strong> D H1 > D H2 D H0 dissolu\u00e7\u00e3o < 0 se: <\/strong>D H1 < D H2<\/p>\n

ENTALPIA-PADR\u00c3O DE FORMA\u00c7\u00c3O<\/strong><\/p>\n

Denomina-se entalpia-padr\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o a varia\u00e7\u00e3o de entalpia (D H0f ) envolvida na rea\u00e7\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o de 1 mol de mol\u00e9culas de determinada subst\u00e2ncia, a partir de subst\u00e2ncias simples em condi\u00e7\u00f5es-padr\u00e3o. Pela pr\u00f3pria defini\u00e7\u00e3o de entalpia-padr\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o conclu\u00edmos que a entalpia-padr\u00e3o de qualquer subst\u00e2ncias simples em condi\u00e7\u00f5es-padr\u00e3o \u00e9 igual a zero. 1 H2g \u00e0 1 H2(g) D H0f = 0,0 Kcal 1 O2(g) \u00e0 1 O2(g) D H0f = 0,0 Kcal 1 C(grafita) \u00e0 1 C(grafita) D H0f = 0,0 Kcal<\/p>\n

A DIFICULDADE DE DETERMINAR NA PR\u00c1TICA O VALOR DE D H<\/strong><\/p>\n

H\u00e1 uma s\u00e9rie de fatores que muitas vezes tornam invari\u00e1vel a determina\u00e7\u00e3o pr\u00e1tica de varia\u00e7\u00e3o de entalpia de uma rea\u00e7\u00e3o. Normalmente o valor de D H \u00e9 medido em aparelhos denominados calor\u00edmetros, mas esses aparelhos s\u00f3 funcionam com precis\u00e3o para determinados tipos de rea\u00e7\u00f5es.<\/p>\n

Uma outra dificuldade que surge em rela\u00e7\u00e3o \u00e0 determina\u00e7\u00e3o experimental de D H \u00e9 o pr\u00f3prio n\u00famero de rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas, que ultrapassam a casa dos milh\u00f5es.<\/p>\n

Por esses motivos, \u00e9 bastante \u00fatil aprender a calcular teoricamente o valor de D H \u00e9 o pr\u00f3prio n\u00famero de rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica a partir de um conjunto pequeno de informa\u00e7\u00f5es experimentais.<\/p>\n

\u00b7Lei de Hess Germain Henri Hess (1802 – 1850), m\u00e9dico e qu\u00edmico que, apesar de nascido na Su\u00ed\u00e7a, passou toda a sua vida na R\u00fassia, \u00e9 considerado um precursor da Termoqu\u00edmica. <\/p>\n

Entre in\u00fameros trabalhos nesta \u00e1rea, Hess determinou em 1840 a seguinte lei: <\/strong>A varia\u00e7\u00e3o de entalpia envolvida numa rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica, sob determinadas condi\u00e7\u00f5es experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos, seja a rea\u00e7\u00e3o executada em uma \u00fanica etapa ou em v\u00e1rias etapas sucessivas.<\/p>\n

Em outras palavras, o valor de D H de um processo n\u00e3o depende do n\u00famero de etapas nem do tipo de cada etapa do processo. <\/p>\n

Isso reafirma a express\u00e3o:<\/strong><\/p>\n

\n

D H rea\u00e7\u00e3o = Hp Hr<\/strong><\/p>\n<\/blockquote>\n

Essa constata\u00e7\u00e3o \u00e9 importante porque permite trabalhar com equa\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas como se fossem equa\u00e7\u00f5es matem\u00e1ticas, isto \u00e9, permite calcular o D H de uma determinada rea\u00e7\u00e3o x (inc\u00f3gnita) pela soma de rea\u00e7\u00f5es de D H conhecidos, cujo resultado seja a rea\u00e7\u00e3o de x.<\/p>\n

Exemplo:<\/strong> Considerando que a rea\u00e7\u00e3o de combust\u00e3o de carbono grafita produzindo mon\u00f3xido de carbono. equa\u00e7\u00e3o x:<\/strong> 2 C(grafita) + 1 O2(g) \u00e0 2 CO(g) D H = ?<\/p>\n

\u00c9 imposs\u00edvel medir com precis\u00e3o o D H desta rea\u00e7\u00e3o, pois, na pr\u00e1tica, n\u00e3o se consegue parar a oxida\u00e7\u00e3o do carbono exatamente no est\u00e1gio CO(g). Sempre acaba se formando um pouco de CO2(g).<\/p>\n

Podemos medir no calor\u00edmetro, por\u00e9m, o D H das seguintes rea\u00e7\u00f5es:<\/strong><\/p>\n

\n

I.)<\/strong> 1 C(grafita) + 1 O2(g) \u00e0 1 CO2(g) D H = – 94,1 Kcal
\n II.)<\/strong> 2 CO(g) + 1 O2(g) \u00e0 2 CO2(g) D H = – 135,4 Kcal<\/p>\n<\/blockquote>\n

Usando alguns artif\u00edcios matem\u00e1ticos, podemos “manipular” as equa\u00e7\u00f5es I e II., de modo que ao som\u00e1-las o resultado seja a equa\u00e7\u00e3o x.<\/p>\n

\u00f3 Na equa\u00e7\u00e3o x temos como primeiro reagente 2 mols de C(grafita).<\/p>\n

O C(grafita) aparece na equa\u00e7\u00e3o I, por\u00e9m na quantidade de 1 mol. Devemos ent\u00e3o multiplicar toda equa\u00e7\u00e3o I por 2 para igual\u00e1-la \u00e0 equa\u00e7\u00e3o x neste aspecto.<\/p>\n

Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma rea\u00e7\u00e3o termoqu\u00edmica por um n\u00famero qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de DH desta rea\u00e7\u00e3o pelo mesmo n\u00famero. I. 2) 2 C(grafita) + 2 O2(g) \u00e0 2 CO2(g) D H = – 188,2 Kcal<\/p>\n

\u00f3 Na equa\u00e7\u00e3o x temos como produto 2 mols de CO2(g). Na equa\u00e7\u00e3o II. aparecem 2 mols de CO2(g) no reagente.<\/p>\n

Devemos ent\u00e3o inverter a equa\u00e7\u00e3o II. para torn\u00e1-la igual \u00e0 equa\u00e7\u00e3o x neste aspecto.<\/p>\n

Devemos lembrar que, ao inverter uma rea\u00e7\u00e3o termoqu\u00edmica, deve-se inverter o sinal do DH, pois, se num determinado sentido a rea\u00e7\u00e3o libera calor, para voltar, em sentido contr\u00e1rio, a rea\u00e7\u00e3o ter\u00e1 que absorver a mesma quantidade de calor que havia liberado, e vice-versa.<\/p>\n

invertendo II.) 2 CO2(g) \u00e0 2 CO(g) + 1 O2(g) \u00e0 D H = +135,4 Kcal \u00f3 N\u00e3o consideramos o reagente O2(g) da equa\u00e7\u00e3o x porque ele aparece tanto na equa\u00e7\u00e3o I como na equa\u00e7\u00e3o II. Freq\u00fcentemente, quando isso ocorre, o reagente (ou produto) acaba se ajustando sozinho durante a soma alg\u00e9brica das equa\u00e7\u00f5es.<\/p>\n

O processo para somar as equa\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas \u00e9 o seguinte:<\/strong><\/p>\n

\n

1. <\/strong>Se uma subst\u00e2ncia aparece na mesma quantidade no reagente de uma equa\u00e7\u00e3o e no produto de outra equa\u00e7\u00e3o a soma ser\u00e1 igual a zero.
\n 2.<\/strong> Se uma subst\u00e2ncia aparece em maior quantidade no reagente de uma equa\u00e7\u00e3o e em menor quantidade no produto de outra equa\u00e7\u00e3o, devemos subtrair essas quantidades em m\u00f3dulo e colocar o resultado no reagente da equa\u00e7\u00e3o final.
\n 3.<\/strong> Se uma subst\u00e2ncia aparece em maior quantidade no produto de uma equa\u00e7\u00e3o e em menor quantidade no reagente de outra equa\u00e7\u00e3o, devemos subtrair essas quantidades em m\u00f3dulos e colocar o resultado no produto da equa\u00e7\u00e3o final.
\n 4.<\/strong> Se uma subst\u00e2ncia aparece no reagente de duas ou mais equa\u00e7\u00f5es diferentes, devemos somar todas as quantidades e colocar o total no reagente da equa\u00e7\u00e3o final. O mesmo racioc\u00ednio deve ser seguido no caso de uma subst\u00e2ncia que aparece no produto de duas ou mais equa\u00e7\u00f5es diferentes.
\n 5.<\/strong> Se uma subst\u00e2ncia aparece no reagente ou no produto de apenas uma equa\u00e7\u00e3o entre as v\u00e1rias que est\u00e3o sendo somadas, devemos colocar essa subst\u00e2ncia respectivamente no reagente ou no produto da equa\u00e7\u00e3o final na quantidade em que ela se apresenta.<\/p>\n<\/blockquote>\n

Somando-se as equa\u00e7\u00f5es I e II, devidamente “arrumadas”, seguindo as regras anteriores, iremos obter a equa\u00e7\u00e3o x.<\/p>\n

I.) 2 C(grafita) + 2 O2(g) \u00e0 2 CO2(g) D H = – 188,2 Kcal II.) 2 CO(g) \u00e0 2 CO(g) + 1 O2(g) D H = +135,4 Kcal 2 C(grafita) + 1 O2(g) \u00e0 2 CO(g) D H = – 52,8 Kcal<\/p>\n

Como de fato o resultado da soma das equa\u00e7\u00f5es I e II “arrumadas” foi a equa\u00e7\u00e3o x, ent\u00e3o o D H da rea\u00e7\u00e3o x \u00e9 igual \u00e0 soma do D HI e do D HII dessas rea\u00e7\u00f5es.<\/p>\n

CONCLUS\u00c3O<\/strong><\/p>\n

Como a varia\u00e7\u00e3o de energia num processo global n\u00e3o depende das etapas e nen do n\u00famero delas, podemos somar as equa\u00e7\u00f5es termoqu\u00edmicas que representam as etapas sempre que os estados iniciais e finais forem os mesmos, pois a varia\u00e7\u00e3o total de energia da transforma\u00e7\u00e3o global ser\u00e1 a mesma.<\/p>\n

Assim, a lei de Hess nos garante que podemos somar as equa\u00e7\u00f5es termoqu\u00edmicas de todas as etapas e seus respectivos D H com a finalidade de determinar varia\u00e7\u00f5es de entalpia dif\u00edcies de serem medidas em laborat\u00f3rio.<\/p>\n

Por isso, a lei de Hess \u00e9 tamb\u00e9m conhecida como Lei da Soma dos Calores de Rea\u00e7\u00f5es. <\/p>\n

Entropia e energia livre de rea\u00e7\u00e3o<\/h4>\n

Entropia (S) \u00e9 uma grandeza termodin\u00e2mica relacionada com o grau de desordem de um sistema.<\/p>\n

Fen\u00f4menos naturais ou espont\u00e2neos, como uma chapa quente que vai se esfriando, \u00e1gua escoando por uma torneira, uma folha caindo da \u00e1rvore – fazem parte do nosso dia-a-dia. <\/p>\n

Entretanto, nunca vemos o contr\u00e1rio acontecer espontaneamente:<\/strong> a \u00e1gua voltar para a torneira, a folha subindo para a \u00e1rvore… <\/p>\n

Uma observa\u00e7\u00e3o desses fatos leva a concluir que h\u00e1 uma tend\u00eancia natural de um sistema caminhar espontaneamente para uma situa\u00e7\u00e3o de maior desordem, isto \u00e9, para uma situa\u00e7\u00e3o onde haja uma distribui\u00e7\u00e3o cada vez mais uniforme de mat\u00e9ria e energia, no sistema inteiro. <\/p>\n

Ou seja:<\/strong><\/p>\n

Possibilidades<\/strong><\/p>\n

a) Quando h\u00e1 aumento de desordem energ\u00e9tica:<\/strong> duas chapas met\u00e1licas iguais, a temperaturas diferentes. Colocando-as em contato, inicialmente h\u00e1 desordem energ\u00e9tica, com a chapa a 200\u00baC cedendo calor para a que est\u00e1 a 100\u00baC. Ap\u00f3s algum tempo, estar\u00e3o em equil\u00edbrio t\u00e9rmico, numa situa\u00e7\u00e3o mais organizada , numa temperatura m\u00e9dia, a 150\u00baC. <\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"<\/p>\n

b) Quando h\u00e1 aumento de desordem material:<\/strong> mudan\u00e7a de estado f\u00edsico, expans\u00e3o de um g\u00e1s, mistura de gases, dissolu\u00e7\u00e3o de um s\u00f3lido em um l\u00edquido.<\/p>\n

Ex:<\/strong> mistura de gases<\/strong>: a princ\u00edpio, h\u00e1 uma grande desordem, quando os gases s\u00e3o misturados, depois formam um sistema homog\u00eaneo. <\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"<\/p>\n

c) Quando h\u00e1 aumento de desordem qu\u00edmica<\/strong>: mol\u00e9culas maiores s\u00e3o decompostas em mol\u00e9culas menores, mais simples. <\/p>\n

Ex:<\/strong><\/p>\n

\n

2 KClO3 ( s ) 2 KCl( s ) + 3 O2 ( g )<\/p>\n

2 NH2 ( g ) N2 ( g ) + 3 H2 ( g )<\/p>\n<\/blockquote>\n

Com base nestes fatos, os cientistas formularam o 2\u00ba Princ\u00edpio da Termodin\u00e2mica: <\/strong><\/p>\n

Uma transforma\u00e7\u00e3o \u00e9 espont\u00e2nea (n\u00e3o necessita de energia externa para ocorrer) quando h\u00e1 aumento de entropia. <\/p>\n

ou:<\/strong><\/p>\n

A entropia do Universo tende a aumentar. <\/p>\n

Como n\u00e3o \u00e9 poss\u00edvel medir o valor absoluto da entropia de uma subst\u00e2ncia, admite-se arbitrariamente:<\/strong><\/p>\n

Uma subst\u00e2ncia na forma de um cristal perfeito e a zero Kelvin tem entropia igual a zero. <\/p>\n

\"Termoqu\u00edmica\"
\nEste \u00e9 o 3\u00ba Princ\u00edpio da Termodin\u00e2mica<\/strong> <\/p>\n

Energia livre (G):<\/strong> Numa rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica, h\u00e1 a passagem de um estado inicial de maior energia potencial a um estado final de menor energia potencial, com trabalho cedido ao ambiente, utilizado na reorganiza\u00e7\u00e3o do sistema.<\/p>\n

A energia que sobrar, ser\u00e1 aproveitada pelo ambiente, sendo chamada de Energia livre da rea\u00e7\u00e3o (DG ).<\/p>\n

Esta energia livre da rea\u00e7\u00e3o \u00e9 tamb\u00e9m chamada de energia livre de Gibbs e pode ser representada por:<\/strong><\/p>\n

\n

DG = DH – T. D S <\/strong><\/p>\n<\/blockquote>\n

Onde:<\/strong><\/p>\n

\n

DH \u00e9 a varia\u00e7\u00e3o de entalpia da rea\u00e7\u00e3o
\n T.DS \u00e9 o chamado termo entr\u00f3pico, energia necess\u00e1ria para colocar as mol\u00e9culas finais da rea\u00e7\u00e3o em ordem.<\/p>\n<\/blockquote>\n

A varia\u00e7\u00e3o da energia livre (DG) \u00e9 utilizada para determinar a espontaneidade ou n\u00e3o de um processo qu\u00edmico ou f\u00edsico, efetuado em sistema fechado, a press\u00e3o e temperatura constantes: <\/strong><\/p>\n

\n

DG > 0 – <\/strong>processo n\u00e3o \u00e9 espont\u00e2neo.<\/p>\n

DG < 0 –<\/strong> processo espont\u00e2neo.<\/p>\n

DG = 0 –<\/strong> o sistema est\u00e1 em equil\u00edbrio. <\/p>\n<\/blockquote>\n

Al\u00e9m disso, geralmente, para as rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas:<\/strong> <\/p>\n

\n

valor absoluto de DH \u00e9 grande e pouco afetado pela temperatura
\n DS \u00e9 pequeno e pouco afetado pela temperatura. <\/p>\n<\/blockquote>\n

Fonte: www.chemistryexplained.com\/www.chrisrios2.hpg.ig.com.br\/<\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

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