Termoquímica 2

TERMOQUÍMICA
É a parte da Química que estuda as
variações
de
energia
que
acompanham as reações químicas.
ENTALPIA DE UM SISTEMA (H):
Pode ser conceituada como o conteúdo
energético do sistema.
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H)
H= Hp – Hr,
sendo que Hp é a entalpia dos produtos e
Hr é a entalpia dos reagentes.
REAÇÃO EXOTÉRMICA:
É aquela que libera calor.
Hp < Hr
H < 0
Exemplo:
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) H = - 94,0 Kcal/mol.
ou
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) + 94,0 Kcal/mol
ou
C (s) + O2 (g) - 94,0 Kcal  CO2 (g)
Gráfico de Entalpia: Reação Exotérmica
E1= energia dos reagentes (r) E2= energia do complexo ativado (CA)
E3= energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta
c=variação de entalpia (D H= Hp – Hr)
REAÇÃO ENDOTÉRMICA:
É aquela que absorve calor.
Hp > Hr
H > 0
Exemplo:
N2(l) + O2(g)  2NO (g) H = + 42 Kcal/mol.
ou
N2(l) + O2(g) + 42 Kcal  2 NO(g)
ou
N2(l) + O2(g)  2 NO (g) - 42 Kcal
Gráfico de Entalpia: Reação Endotérmica
E1= energia dos reagentes (r) E2= energia do complexo ativado (CA)
E3= energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta
c=variação de entalpia (D H= Hp – Hr)
CALOR OU ENTALPIA DE
FORMAÇÃO:
É a quantidade de calor libertada ou
absorvida na formação de um mol
dessa substância à partir de
substâncias simples no estado padrão.
Exemplo:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H= -68,3 Kcal
½ H2(g) + I2(g)  HI(g)
H= -6,2 Kcal
Entalpia Padrão (H)
A entalpia de uma substância simples, a 1
atm e 25ºC,no estado padrão e forma
alotrópica mais estável, é considerada
igual a zero.
H2(g).................... H=0
O2(g).................... H=0
O3(g).................... H0
C(grafite).................H=0
C(diamante)............. H0
Entalpia de uma substância composta:
É a entalpia de formação dessa
substância a 1 atm e 25ºC, partindo-se de
substância simples no estado e forma
alotrópica mais comuns.
CALOR OU ENTALPIA DE
COMBUSTÃO:
É a variação de entalpia que ocorre
na combustão de 1 mol de uma
substância a 25ºC e 1 atm de
pressão.
Exemplo:
C(s) + O2(g)  CO2(g) H= -94 Kcal/mol
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H= -213 Kcal/ mol
LEI DE HESS
"A variação de entalpia envolvida numa
reação química, sob determinadas
condições experimentais, depende
exclusivamente da entalpia inicial dos
reagentes e da entalpia final dos
produtos, seja a reação executada em
uma única etapa ou em várias etapas
sucessivas".
Essa lei é muito útil para determinar
indiretamente calor de reação, impossível de
ser medido experimentalmente. O calor total
liberado ou absorvido nas reações
sucessivas:
A B e B C
é igual ao calor liberado ou absorvido na
reação
A  C.
O calor liberado ou absorvido na reação A
 C não depende do número de estados
intermediários.
Conseqüências da Lei de Hess
Podemos trabalhar com equações químicas
como se fossem equações matemáticas, isto
é, permite calcular o  de uma determinada
reação x (incógnita) pela soma de reações
de  conhecidos, cujo resultado seja a
reação de x.
Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os
coeficientes de uma reação termoquímica por
um número qualquer, deve-se multiplicar ou
dividir o valor de  desta reação pelo
mesmo número.
EX: Podemos obter NH4Cl(aq) por 2 caminhos
diferentes.
1º caminho:
NH3(g ) + HCl(g)  NH4Cl(s) H = -41,9 Kcal
+
NH4Cl(s) + H2O  NH4Cl(aq) H = -3,9 Kcal
NH3(g) + HCl(g) + H2O  NH4Cl(aq) H=-38 Kcal
2º caminho:
NH3 (g ) + H2O
 NH3 (aq) H = -8,5 Kcal
+
HCl (g)
+ H2O  HCl(aq)
H = -17,3 Kcal
+
NH3 (aq ) + HCl(aq)  NH4Cl(aq) H= -12,2 Kcal
NH3(g ) + HCl(g) + H2O  NH4Cl(aq) H= - 38 Kcal
ENERGIA DE LIGAÇÃO:
É a energia necessária para romper um
mol de ligações quando se obtêm os
átomos isolados no estado gasoso.
A principal aplicação prática é permitir o
cálculo da variação de entalpia de
reações, conhecendo-se as energias de
ligações.
Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio
(H2) e gás cloro (Cl2), formando cloridreto (HI).
Ligação
E de ligação
(Kcal/mol)
Cl  Cl
58,0
HH
104,2
H  Cl
103,2
CC
83,1
CH
98,8
C  H (metano)
99,5
C  Cl
78,5
 REAGENTES
A quebra de uma ligação é um processo
endotérmico
(H > 0): SINAL (+)
 PRODUTOS
A formação de uma ligação é um
processo Exotérmico
(H  0): SINAL (-)
H2
+
H-H
+104,0
Cl2
+
2 HCl

Cl - Cl 
+58,0
2 H-Cl
2 x(-103,0)
H = -44,0 Kcal