AULA 06- ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA 2024

Química/ 2ª série Termoquímica Entalpia e variação de entalpia Profª Aline Cristina Marquette Roteiro de Aula Objeto de conhecimento Entalpia e variação de entalpia Habilidade...

Química/ 2ª série Termoquímica Entalpia e variação de entalpia Profª Aline Cristina Marquette Roteiro de Aula Objeto de conhecimento Entalpia e variação de entalpia Habilidade EM13CNT102 Realizar previsões, avaliar intervenções e/ou construir protótipos de sistemas térmicos que visem à sustentabilidade, considerando sua composição e os efeitos das variáveis termodinâmicas sobre seu funcionamento, considerando também o uso de tecnologias digitais que auxiliem no cálculo de estimativas e no apoio à construção dos protótipos. Sumário Calor e suas unidades Sistemas químicos Processos endotérmicos e exotérmicos Entalpia e ∆H em mudanças de fases Eq. termoquímica  Energia e transformações da matéria Evaporação da água Formação de nuvens Queima de uma vela Esses processos podem envolver: o Liberação de energia; Cozimentos de alimentos o Absorção de energia  Termoquímica Estuda o calor envolvido em uma reação química ou mudança de fase Fluxo de energia Absorve energia: endotérmico Calor Ta Tb Ta > Tb Unidades de medida Libera energia: exotérmico Unidades: N, J, Kcal e Cal  Quilojoule e quilocaloria A quantidade de energia absorvida e liberada geralmente pode ser dadas em: ❖ Quilocaloria (kcal); 1 cal = 4,18 J ❖ Quilojoule (kJ). Exemplo: converta 3000 cal em J 3 Energia (cal) Energia (J) 1 kcal = 1 quilocaloria = 10 cal 1 cal 4,18 J 1 kJ= 1 quilojoule = 103 J 3.000 cal X X = 3000 x 4,18 J =12.540 J  Quilojoule e quilocaloria A quantos joules correspondem 600 cal? 1 cal 4,18 J E em kJ? 600 cal X X = 600 x 4,18 J = 2.506 J X = 2.506/1000 = 2,506 kJ  Como anda sua alimentação? Os alimentos fornecem energia para o nosso corpo Nutrientes Carboidratos Lipídios Precisamos dos nutrientes em Proteínas Minerais nossa alimentação. Vitaminas Fibras  Como anda sua alimentação? Alimento Energia Alimento Energia material enérgico (kcal/g) (kcal/g) para respiração Manteiga 7,20 Milho 3,48 Glicose celular. Castanha 6,54 Feijão 3,47 Chocolate 5,18 Trigo 3,30 Um adulto precisa Açúcar 3,85 Pão 2,80 em média de 2.500 kcal diariamente! Arroz 3,62 Ovo 1,63 Carne de 3,82 Batata 1,10 vaca Insuficiente Excesso Carne de 5,79 Banana 0,85 porco Emagrecimento obesidade Peixe 0,76 Laranja 0,49 Leite 0,65 Amendoim 5,64  Consulte os rótulos dos alimentos Percentual de quantidade valores diários. média que deve ser consumida por vez As informações nutricionais são encontradas nos rótulos! Quantidade de calorias uma obrigação fornecida estabelecida pela Anvisa. A referência utilizada nos rótulos é uma dieta de 2000 kcal.  Consulte os rótulos dos alimentos (MAP-QUIM) João está tentando manter sua dieta balanceada, para isso ele consome diariamente uma porção de arroz integral que contém 30 g de carboidratos. Sabendo que os carboidratos liberam 4 kcal/g durante o metabolismo, determine a quantidade total de energia obtida por João quando seu organismo metabolizar a quantidade de arroz integral que ele consome. 30 g × 4 kcal/g=120 kcal  Exemplo: (U. São Judas-SP) Os alunos de um curso da USJT realizam todos os dias 30 minutos de ginástica para manter a forma atlética. Um deles deseja perder alguns quilos de gordura localizada para entrar em forma e é orientado pelo professor a fazer uma ginástica monitorada, na qual terá que despender 15 kcal/minuto. Analisando a tabela dada: Quantos quilos de gordura esse aluno perderá Valor calórico Substâncias depois de 93 dias de atividades de ginástica? (kcal/g) Suponha que sua alimentação diária seja de 2.500 Glicose 3,8 kcal e inalterada. Carboidratos 4,1 a) 5,0 kg d) 4,5 kg Proteínas 4,1 b) 7,5 kg e) 3,0 kg Gorduras 9,3 c) 10,0 kg Exemplo: Dados: 30 minutos diários; Quantos quilos de gordura esse aluno perderá depois de 93 dias de 15 kcal/minuto; atividades de ginástica? Gorduras: 1g tem 9,3 kcal; 15 kcal ------ 1 min 1 g de gordura ------ 9,3 kcal X ------ 30 min X ------ 41.850 kcal X = 30 x 15 kcal = 450 kcal X = 4500 g = 4,5 Kg 450 kcal x 93 dias = 41.840 kcal  Sistemas químicos região próxima ao sistema que é capaz de interagir com ele Um sistema é a parte de interesse que está sendo estudada. sistema + Universo vizinhança Isolado Fechado Aberto Não troca energia Troca apenas Troca energia nem matéria com energia com a e matéria com a vizinhança vizinhança a vizinhança  Processos exotérmicos e endotérmicos Há processos que liberam e outros que absorvem calor Processos Exotérmico Endotérmico Que Que calor calor calor Liberam Absorvem energia energia São chamados São chamados Exotérmicos Endotérmicos calor calor  Exercício (Ufal) Em nosso cotidiano, ocorrem processos que podem ser endotérmicos ou exotérmicos. Assinale a alternativa que contém apenas processos exotérmicos. a) Formação de nuvens; secagem de roupas; queima de carvão. b) Formação de geada; combustão em motores de automóveis; evaporação da água dos lagos. c) Evaporação da água dos lagos; secagem de roupas; explosão de fogos de artifício. d) Queima de carvão; formação de geada; derretimento de gelo. e) Combustão em motores de automóveis; explosão de fogos de artifício; formação de geada.  Exercício (UFRS) Considere as transformações a que é submetida uma amostra de água, sem que ocorra variação da pressão externa: 1 3 2 4 Gelo Água Vapor d’ Pode-se afirmar que: líquida água a) as transformações 3 e 4 são exotérmicas. b) as transformações 1 e 3 são endotérmicas. c) a quantidade de energia liberada em 3 é igual à quantidade absorvida em 4. d) a quantidade de energia liberada em 1 é igual à quantidade liberada em 3. e) a quantidade de energia liberada em 1 é igual à quantidade absorvida em 2.  Entalpia (H) Representação gráfica: Conteúdo global de calor. pressão constante Processo exotérmico: a entalpia diminui Entalpia Hi inicial variação ∆H será de entalpia ∆H < 0 negativa, pois “sai” Entalpia ∆H = Hf - Hi 0 ∆H = Hf - Hi >0 energia no Entalpia sistema Hi inicial Entalpia final Entalpia inicial  Variação de entalpia em reações químicas absorvem calor da Reações Meio ambiente vizinhança endotérmicas Exemplo: Quando um mol de óxido de mercúrio (II) sólido se decompõe, à pressão constante, em um mol de mercúrio líquido e meio mol de oxigênio gasoso Entalpia Calor absorvido Equação : Hg (l) + ½ O2(g) ∆H = +90,7 kJ Endotérmica HgO (s)  Processo endotérmico Decomposição da sacarose C12H22O11 (s) + energia 🡪 12 C (s) + 11 H2O (g) 12 C (s) + 11 H2O (g) Entalpia ∆H > 0 C12H22O11 (s)  Processo endotérmico Obtenção do ferro nas siderúrgicas 2 Fe2O3 (s) + 3 C (s) + energia 🡪 4 Fe (s) + 3 CO2 (g) 4 Fe (s) + 3 CO2 (g) Entalpia ∆H > 0 2 Fe2O3 (s) + 3 C (s)  ∆H em uma mudança de fase Uma mudança de fase envolve a troca de à pressão constante calor com o ambiente Solidificação da água entalpia molar de solidificação da água Processo exotérmico Quando 1 mol de água líquida passa para a fase sólida, o sistema perde 6,01 quilojoules de energia H2O (l) 🡪 H2O (s) ∆H = - 6,01 kJ/mol  ∆H em uma mudança de fase Fusão da água entalpia molar de fusão da água Processo endotérmico Entalpia H2O (s) 🡪 H2O (l) ∆H = + 6,01 kJ/mol H2O (l) ∆H = - 6,01 kJ ∆H = + 6,01 kJ Solidificação Fusão Endotérmico: + ∆H Exotérmico: - ∆H H2O (s)  ∆H nas mudanças de fase Resumo Processos endotérmicos Processos exotérmicos Gasoso Gasoso ∆H > 0 ∆H < 0 Líquido Líquido ∆H > 0 ∆H < 0 Sólido Sólido  Variação de entalpia em reações químicas Forma geral de representação gráfica Endotérmica Exotérmica Entalpia (H) Entalpia (H) Produtos Regentes HP HR Regentes ∆H > 0 Produtos ∆H < 0 HR Hp Caminho da reação Caminho da reação ∆H = H final – H inicial ∆H = H final – H inicial  Compressas instantâneas quentes e frias Problemas musculares durante competições primeiros socorros Compressas quentes ou frias água + substância Quentes: cloreto de cálcio ou sulfato de magnésio CaCl2 (s) + H2O (l) 🡪 Ca2+ (aq) +2 Cl-(aq) ∆H = - 82,8 kJ/mol Exotérmica Frias: nitrato de amônio NH4NO3 (s) + H2O (l) 🡪 NH4+(aq) + NO3-(aq) ∆H = + 26,2 kJ/mol Endotérmica  Exercício Transformação 870 kJ 1000 kJ (Uece) Observe o esquema. Entalpia Entalpia inicial final De acordo com o esquema apresentado, podemos dizer que esse processo deverá ser: a) endotérmico, com ∆H = -1.870 kJ. ∆H = Hf - Hi b) endotérmico e absorver 130 kJ. c) exotérmico e liberar 130 kJ. ∆H = 1000 kJ – 870 kJ = + 130 kJ d) exotérmico, com ∆H = +1.870 kJ  Exercício (UFMT) As reações químicas, de uma forma geral, envolvem ou o desprendimento ou a absorção de calor. Sobre esse assunto, julgue os itens. H De acordo com o gráfico acima, indique a A2 (g) + B2 (g) opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase a seguir: ∆H “A variação da entalpia,>ΔH, é ----------; a 2 AB (g) reação é ------------- porque se processa ------------- calor. Caminho da reação A variação da entalpia, >ΔH, é NEGATIVA; a reação é EXOTÉRMICA porque se processa LIBERANDO calor.  Equação Termoquímica Deve conter as seguintes informações: C(graf.) + 2 H2 (g) 🡪 CH4 (g) ∆H= -74,4 kJ/mol (25°C, 100 kPa) ❖ Os coeficientes estequiométricos; ❖ Estados físicos dos componentes; ∆H = -291,8 kJ/mol ∆H = -285,8 kJ/mol ❖ Especificação da variedade alotrópica; ∆H = -241,8 kJ/mol ❖ Temperatura e a pressão; ❖ ∆H do processo. Estados físicos ∆H diferentes diferentes  Equação Termoquímica O calor pode ser representado como: N2(g) + 3H2 (g) 🡪 2 NH3 (g) + 92, 2 kJ Exotérmico Parte integrante da reação 2 NH3 (g) + 92, 2 kJ 🡪 N2(g) + 3H2 (g) Endotérmico Na forma de N2(g) + 3 H2 (g) 🡪 2 NH3 (g) ∆H= -92,2 kJ Exotérmico variação de entalpia 2 NH3 (g) 🡪 N2(g) + 3 H2 (g) ∆H= +92,2 kJ Endotérmico  Fatores que influenciam nas entalpias das reações Influência dos estados físicos H2O SÓLIDO Maior energia liberada Vapor ∆H1 = - 242,9 kJ/mol LÍQUIDO Líquido ∆H2 = - 286,6 kJ/mol GÁS Sólido ∆H3 = - 292,6 kJ/mol  Influência dos estados físicos na entalpia Veja que a maior liberação de energia corresponde a passagem do gasoso para o sólido. ∆Hvap. = ∆H1 - ∆H2 = - 242,9 - (- 286,6) = + 43,7 kJ/mol ∆Hfus. = ∆H2 - ∆H3 = - 286,6 - (- 292,6) = + 6,0 kJ/mol  Influência do estado alotrópico na entalpia Dois estados C (grafite) + O2 (g) 🡪 CO2 (g) ∆H = - 393,1 kJ/mol entalpias alotrópicos C (diamante) + O2 (g) 🡪 CO2 (g) ∆H = - 395,0 kJ/mol diferentes o grafite é mais estável do que o diamante  Exercício (UCDB-MS) Considerando a reação de dissolução do cloreto de sódio em água, a sua variação de entalpia é: ∆H = - 0,9 kcal/mol, isso significa que a reação é: a) exotérmica. b) endotérmica. c) isotérmica. d) atérmica. e) adiabática.  Exercício (Mackenzie-SP) Observando-se os dados a seguir, pode-se dizer que o reagente apresenta menor energia que o produto somente em: I. ½ Cl2 (g) 🡪 Cl (g) ∆H = + 30kcal/mol de Cl O reagente tem menor II. C(diamante) 🡪C(grafite) ∆H = - 0,5kcal/mol de C energia que o produto quando o processo é III. H2O (g) 🡪 H2O (l) ∆H = - 9,5kcal/mol de H2O endotérmico (∆H positivo). a) II b) III c) III e II d) III e I e) I REFERÊNCIAS REIS, Martha. Química: meio ambiente, cidadania e tecnologia. v. 2, 1ª ed. Ed FTD, São Paulo, 2010. CANTO, Eduardo Leite do e PERUZZO, Francisco Miragaia. Química: na abordagem do cotidiano. v. 2, 5ª ed. Ed Moderna, São Paulo, 2009. FELTRE, Ricardo. Química Orgânica. v. 2, 6.ed. São Paulo: Moderna, 2004. LISBOA, J. C. F. Ser Protagonista Química. v. 2, Editora SM. 2011. Química/ 2ª série Termoquímica Profª Aline Cristina Marquette