apresentação do powerpoint · termoquímica prof. edson nossol uberlândia, 20/10/2017...
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Energia de ligação (dissociação): energia necessária para romper a ligação
∆H (entalpia de ligação): variação de calor que acompanha a quebra da ligação
∆H = ∆E + ∆(PV)
Para gases, ∆H ≠ ∆E ~ 1 a 2% Para líquidos e sólidos: negligível
Energia de ligação (dissociação): energia necessária para romper a ligação
∆H (entalpia de ligação): variação de calor que acompanha a quebra da ligação
∆H = ∆E + ∆(PV)
∆H° (entalpia padrão de ligação) 1 atm (25 °C)
A diferença entre as entalpias dos produtos e reagentes nos fornece uma estimativa da entalpia da reação
Por que estudar entalpia de ligação?
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O ∆Hr° = -2816 kJ mol-1
∆H° negativo exotérmico
Oxidação da glicose
Plantas convertem dióxido de carbono e água em açúcar (glicose) e oxigênio
6CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6O2
Nós realizamos a reação inversa → oxidação da glicose
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O + energia Armazenada na forma de ATP
Cálculo do ∆Hr° de oxidação da glicose
∆Hr° = Ʃ∆Hi - Ʃ∆Hj
reagentes produtos
Se as ligações nos produtos são mais fortes que nos reagentes ∆H é negativo (exotérmico)
Se as ligações nos reagentes são mais fortes que nos produtos ∆H é positivo (endotérmico)
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O ∆Hr° = -2816 kJ mol-1
Cálculo do ∆Hr° de oxidação da glicose
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O
7 5 5 5 1 6 12 12
Ligações dissociadas
Ʃ∆Hi = 12452 kJ mol-1
Ligações formadas
Ʃ∆Hj = 15192 kJ mol-1
∆Hr°calculado = 12452 kJ mol-1 – 15192 kJ mol-1 = -2740 kJ mol-1
∆Hr°experimental = -2816 kJ mol-1
∆Hr° = Ʃ∆Hi - Ʃ∆Hj
Entalpia de formação ∆Hf° = ∆Hr°
Calor envolvido na formação de 1 mol do composto a partir dos seus elementos em seus estados padrão
Forma estável do hidrogênio
Forma estável do hidrogênio
Forma estável do hidrogênio
Forma estável do oxigênio
0
-1260
Cálculo do ∆Hr° de oxidação da glicose
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O
7 5 5 5 1 6 12 12
Ligações dissociadas
Ʃ∆Hi = 12452 kJ mol-1
Ligações formadas
Ʃ∆Hj = 15192 kJ mol-1
∆Hr°calculado = 12452 kJ mol-1 – 15192 kJ mol-1 = -2740 kJ mol-1
∆Hr°experimental = -2816 kJ mol-1
∆Hr° = Ʃ∆Hi - Ʃ∆Hj
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6 H2O
Produtos Reagentes
∆Hr°calculado = -2816 kJ mol-1
∆Hr°experimental = -2816 kJ mol-1
Entalpia é uma função de estado independe do caminho
Entalpia é uma função de estado independe do caminho
A
B
ΔH
En
talp
ia
Lei de Hess: quando os reagentes são convertidos em produtos, a variação de entalpia é a mesma, quer a reação se dê em uma só etapa ou em uma série de etapas
Exemplo
Exercício
A síntese do propano, C3H8, um gás usado como combustível em fogões tem como equação abaixo, calcule a entalpia padrão de formação: 3 C(gr) + 4H2(g) → C3H8(g)
As entalpias de reações são as seguintes: (a) C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ∆Hr°: -2220 kJ mol-1
(b) C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆Hr°: -394 kJ mol-1
(c) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hr°: -286 kJ mol-1
Reações espontâneas e energia livre
Reação espontânea: processo que ocorre, dado certo tempo, sem a necessidade de intervenção externa
-824
-55,9
∆H negativo reação espontânea!
Reações espontâneas e energia livre
Reação espontânea: processo que ocorre, dado certo tempo, sem a necessidade de intervenção externa
-824
-55,9
∆H negativo reação espontânea!
Bom indicativo, mas não em todos os casos...
Reações espontâneas e energia livre
Exemplo:
∆G = -4,5 kJ mol-1
∆G é negativo mesmo o valor de ∆H sendo positivo!
Reação espontânea
Entropia => (∆S): variação de desordem do sistema
Um sistema com menos microestados pelos quais pode dispersar sua energia tem uma entropia mais baixa
Um sistema com mais microestados pelos quais pode dispersar sua energia tem uma entropia mais alta
Entropia => (∆S): variação de desordem do sistema
∆S > 0: aumento na desordem ∆S < 0: diminuição na desordem
∆S é positivo 2 → 3 moléculas
Cálculo da variação da entropia (∆S)
Produtos Reagentes
S° é a entropia absoluta padrão
S = 0 para um cristal perfeito em T= 0K
2 H2O(l) O2(g) H2O2(l) 2
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