Termoquímica-entalpia

Coordenação: Fátima Gomes
Supervisão: Denise Gutman
Colégio Estadual Professor Ernesto Faria
Subprojeto Pibid - Química UERJ
Termoquímica
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS E EXOTÉRMICAS
Processo Exotérmico
Libera calor para ambiente
(vizinhança)
Transmite sensação de aquecimento
Processo Endotérmico
Absorve calor do ambiente
(vizinhança
Transmite sensação de Frio
Ex: Combustão do gás hidrogênio
Ex: decomposição térmica do
carbonato de cálcio.
CaCO3(s) + calor  CaO(s) + CO2(g)
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)) + calor
As mudanças de estado físico de um material também podem ser classificadas em
processos endotérmicos e exotérmicos. Nesse sentido, como você classifica a fusão
da água? E a condensação da água?
DIAGRAMAS
DE
ENERGIA
PARA
REAÇÕES
ENDOTÉRMICAS
E
EXOTÉRMICAS
Reação endotérmica
Reação exotérmica
N2(g) + O2(g)  2 NO (g)
C(s) + O2 (g)  CO2 (g)
E=Ep-Er >0
E=Ep-Er <0
1
Coordenação: Fátima Gomes
Supervisão: Denise Gutman
Obs: a variação de energia associada a um processo físico ou químico é medida usando-se
um calorímetro.
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H) OU CALOR DE REAÇÃO
Corresponde ao calor liberado ou absorvido em uma reação química realizada à pressão
constante.
H reação = H produtos - H reagentes


Reação Exotérmica:
Reação exotérmica
Hp<Hr
H<0 (seta para baixo)
Calor liberado para vizinhança
Reação Endotérmica:


Reação endotérmica
Hp>Hr
H>0 (veja sentido da seta, para
cima)
Calor absorvido da vizinhança
EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS
Estado padrão de uma substância:
Temperatura de 25ºC ou 298 K; pressão de 1 atm ou 10 5Pa; estado físico em que a
substância se encontra nesta condição de temperatura e pressão. Se for uma substância
simples, o estado padrão corresponde a sua forma alotrópica mais estável.
Entalpia padrão de formação de uma substância simples, Hf0.
Por definição, toda substância simples no estado padrão tem entalpia padrão de formação
igual a zero.
2
Coordenação: Fátima Gomes
Supervisão: Denise Gutman
As substâncias simples: H2(g), N2(g), O2(g), C (grafite), Srômbico, Fe(s), Hg(l), F2 (g), Cl2(g), Br2(l) e I2(s),
na temperatura de 25ºC e a pressão de 1 atm, tem entalpia padrão igual a zero, H0 = 0.
Entalpia de formação, ΔHf0
É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância, a partir de
substâncias simples, no estado padrão, 25ºC (298 K) e pressão de 1 atm (105Pa).
• Entalpia padrão na formação de um mol de água líquida, ΔHf0 H2O(l)
H2(g) + 1/2 O (g)  1 H2O (l)
ΔHf0 = –286 kJ/mol
ΔHf0 H2O(l) = Hf0 H2O (l) – (Hf0 H2(g) – ½ Hf0 O2(g)) = Hf 0 H2O (l) – 0 = Hf0 H2O (l)
• Entalpia padrão de formação do ácido sulfúrico líquido, ΔHf0 H2SO4(l)
H2 (g) + Srômbico + 2 O2 (g)  1 H2SO4 (l)
ΔHf0 = –813,8 kJ/mol
ΔHf0 H2SO4(l) = Hf0 H2SO4(l) = –813,8 kJ/mol
Generalizando, temos:
A variação de entalpia da reação de formação de um mol de substância composta, a partir de
substâncias simples, estando todas as substâncias no estado padrão, é igual à entalpia padrão
de formação da substância composta.
Como determinar a entalpia padrão de formação de uma substância, p. ex., do carbonato de
cálcio, CaCO3 (s), usando equações termoquímicas?
A decomposição do carbonato de cálcio pode ser representada pela equação:
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) ΔH0 reação = +177,5 kJ/mol
Na tabela, encontramos as seguintes entalpias padrão de formação:
• Hf0 CaO (s) = –635,5 kJ/mol
• Hf0CO2 (g) = –394 kJ/mol
3
Coordenação: Fátima Gomes
Supervisão: Denise Gutman
Não encontramos a entalpia padrão de formação, Hf0, do CaCO3 (s), no entanto esta pode ser
determinada da seguinte maneira:
CaCO3 (s)

ΔHf0CaCO3 (s) = ?
CaO (s) + CO2 (g)
ΔH0 reação = +177,5 kJ/mol
(–635,5) + (–394)
Hf0R
Hf0P
ΔH0 reação = Hf0P – Hf0R
ΔH0 reação = [(Hf0 CaO (s)) – (Hf0CO2 (g))] – [(Hf0CaCO3 (s))]
+177,5 = [(–635,5) + (–394)] – [(Hf0CaCO3(s))]
+177,5 = [–635,5 – 394] – Hf0 CaCO3 (s)
Hf0 CaCO3 (s) = –1029,5 – 177,5
Hf0 CaCO3 (s) = –1 207 kJ/mol
COMO CALCULAR A ENTALPIA DE UMA REAÇÃO USANDO VALORES DE ENERGIA DE LIGAÇÃO?
A energia necessária para romper um mol de ligações covalentes (simples, dupla ou tripla)
entre dois átomos, de modo a formar átomos isolados, no estado gasoso, é denominada
energia de ligação. A expressão entalpia de ligação algumas vezes é usada como sinônimo de
energia de ligação.
H — H (g)  H (g) + H (g)
ΔH = +436 kJ
A quebra de 1 mol de ligações H — H absorve 436 kJ
Cl — Cl(g)  Cl(g) + Cl(g) ΔH = +242,6 kJ
A quebra de 1 mol de ligações Cl — Cl absorve 242,6 kJ/mol
Para calcular a entalpia de uma reação usando valores de energia de ligação devemos
considerar que a quebra de ligações químicas é um processo que requer energia (processo
endotérmico) e que a formação de ligações químicas libera energia (processo exotérmico).
Vejamos um exemplo do cálculo da ΔH de uma reação utilizando as energias de ligação.
CH4
(g)
+ 3 Cl2 (g)  HCCl3 (g) + 3 HCl (g)
Ligações rompidas
ΔH = ?
Ligações formadas
4
Coordenação: Fátima Gomes
Supervisão: Denise Gutman
4 C — H = 4 (413,6) = 1653,6 kJ
1 C — H = 1 (413,6) = 413,6 kJ
3 Cl — Cl = 3 (242,6) = 727,8 kJ
3 C — Cl = 3 (327,2) = 981,6 kJ
3 H — Cl = 3 (431,8) = 1 295,4 kJ
Energia total requerida:
+ 2 381,4 kJ
Energia total liberada:
- 2690,6 kJ
Como a energia liberada é maior do que a absorvida, a reação será exotérmica, é o seu valor
será: + 2.381,4kJ – 2.690,6 kJ = - 309,2 kJ
Assim, temos:
CH4
(g)
+ 3 Cl2 (g)  HCCl3 (g) + 3 HCl (g)
ΔH = - 309,2 kJ
5