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Tipos de Entalpias ou Calores de Reação
1. Entalpia de Mudança de Fase
2. Entalpia ou Calor de Formação
3. Entalpia ou Calor de Decomposição
4. Entalpia de Combustão
5. Entalpia de Dissolução
6. Entalpia de Neutralização
7. Entalpia ou Energia de Ligação
A energia das substâncias aumenta progressivamente à medida que elas passam da fase sólida, para a líquida e a gasosa.
É a quantidade de calor liberada ou absorvida na formação de um mol dessa substância à partir de
substâncias simples (no estado padrão).
Calor ou entalpia de formação
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).................... H0
C(grafite).................H=0
C(diamante)............. H0
Entalpia Padrão (Ho)
Formas alotrópicas estáveis
Formas alotrópicas menos estáveis
O2 (oxigênio) O3 (ozônio)
C (grafite) C (diamante)
P4 (Fósforo vermelho) P4 (Fósforo branco)
S8 (Rômbico) S8 (Monoclínico)
ALOTROPIA: só ocorre com substâncias simples.
CARBONO GRAFITE CARBONO DIAMANTE
ENXOFRE RÔMBICO ENXOFRE MONOCLÍNICO
FÓSFORO VERMELHO FÓSFORO BRANCO
O2 O3(OZÔNIO)
Entalpia de formação Podemos calcular a variação de entalpia de
uma reação pela diferença entre as entalpias de formação dos produtos e as entalpias de formação dos reagentes.
aA + bB cC + dD Entalpia dos reagentes:Hr= a HfA + bHfB Entalpia dos produtos:Hp= c HfC + dHfD ∆H reação = (c HfC + dHfD)- (a HfA +
bHfB)
Lembrar que os valores de entalpia de formação são tabelados!
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
∆Hf (Fe2O3) = -196,5 kcal/mol ∆Hf (CO) = -26,4 kcal/mol ∆Hf (Fe)=0 kcal/mol ∆Hf (CO2)= -94,1 kcal/mol
∆H= [2.(0) +3(-94,1)] – [1.(-196,5) + (3.-26,4)] ∆H= -282,3 – (-275,7) ∆H= -6,6 kcal
Exemplo
01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kJmol:
Al2O3(s) = – 1670; MgO(s) = – 604.
Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da reação representada por:
3 MgO (s) + 2 Al (s) 3 Mg (s) + Al2O3 (s)
Seu valor é igual a:
a) – 1066 kJ.
b) – 142 kJ.
c) + 142 kJ.
d) + 1066 kJ.
e) + 2274 kJ.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)]
ΔH = (– 1670) – (– 1812)
ΔH = – 1670 + 1812
ΔH = + 142 kJ
03 O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo
equacionada:
A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a:Entalpias de formação em kj/mol,
CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = –
108.
CH4 (g) + H2O (V) CO (g) + 3 H2 (g)
a) + 254
kj.
b) – 127 kj.
c) – 479 kj.
d) + 508
kj.
e) – 254 kj.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75) + 1 x (– 287)]
ΔH = (– 108) – [– 75 – 287]
ΔH = (– 108) – (– 362)
ΔH = – 108 + 362
ΔH = 254 kj
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.
ENERGIA DE LIGAÇÃO
Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2), formando cloridreto (HI).
A quebra de ligações será sempre um processo
ENDOTÉRMICO
H – H (g) H2 (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol
78,5C Cl
99,5C H (metano)
98,8C H
83,1C C
103,2H Cl
104,2H H
58,0Cl Cl
E de ligação (Kcal/mol)
Ligação
. . . 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 (-)
Energia de ligação
Observações: A energia de ligação entre dois átomos determinados é
praticamente constante. A ligação é uma propriedade intrínseca do átomo, sofre pouca influência da vizinhança.
Quanto maior a energia de ligação entre os átomos, mais forte serão as forças que unem os dois átomos.
Assim podemos calcular o ∆H da reação pela somatória de todas as energias de ligações rompidas nos reagentes e formadas nos produtos.
∆H reação = ∑ (∆H ligações rompidas nos reagentes) + ∑ (∆H ligações formadas no produto)
Energia de Ligação
H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)
H - H + Cl - Cl 2 H-Cl
+104,0kcal/mol +58,0kcal/mol 2 x(103,0kcal/mol)
H= 104 +58 + 2.(-103)H = - 44,0 kcal/mol
Energia de ligação
01) São dadas as seguintes energias de ligação:
Ligação Energia (kj/mol)
H – Cl
H – F
Cl – Cl
F – F
431,8
563,2
242,6
153,1
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de
entalpia, em kj, da ordem de:
2 HCl (g) + F2 (g) 2 HF (g) + Cl2 (g)
Ligação Energia (kj/mol)
a) – 584,9, sendo endotérmica.
b) – 352,3, sendo exotérmica.
c) – 220,9, sendo endotérmica.
d) + 220,9, sendo exotérmica.
e) + 352,3, sendo endotérmica.
2 H – Cl + F – F 2 H – F + Cl – Cl
2 X 431,8 + 1 X 153,1
863,6 + 153,1
+ 1016,7
2 X 563,2 + 1 X 242,6
1126,4 + 242,6
– 1369
ΔH = 1016,7 – 1369= – 352,3 kj
02 Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da
reação seguinte:3 Cl2 + 2 NH3 6 HCl + N2
N – H 93 kcal/mol
H – Cl 103 kcal/mol
N N 225 kcal/mol
Cl – Cl 58 kcal/mol
º
Cl – Cl 3 + 2 N – H
H
H
H – Cl 6
3 x
174 + 558
+ N N º
58 + 936 x
+ 732 kcal
103 6 x + 225
618 + 225
– 843 kcal
ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal
