EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS

EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS

PROFESSOR:DEIVD ANDRADE PORTO

• É a equação química à qual acrescentamos a entalpia da reação e na qual mencionamos todos os fatores que possam influir no valor dessa entalpia.

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

Professor: Deivd Porto

• A variação de entalpia de uma reação depende da temperatura, da pressão, do estado físico, do número de mol e da variedade alotrópica das substâncias envolvidas.

• Por esse motivo foi criado um referencial para fazermos comparações: a entalpia padrão.

• As entalpias serão sempre avaliadas em relação a uma mesma condição (condição padrão ou estado padrão).

ENTALPIA PADRÃO


O estado padrão de uma substância corresponde à sua forma mais estável, a 1 atm, a 25 °C.A entalpia padrão de uma substância é indicada por H0.

Toda substância simples, no estado padrão e na sua forma alotrópica mais estável (mais comum), tem entalpia (H) igual a zero.


Numa equação termoquímica, devemos indicar:

• a variação de entalpia (ΔH);• os estados físicos de todos os participantes e,

também, as variedades alotrópicas, caso existam;

• a temperatura e a pressão nas quais a reação ocorreu;

• o número de mol dos elementos participantes.


EXEMPLO

EXEMPLO 1:1 Cgraf + 1 O2(g) 1 CO2(g) ΔH = –394 kJ a 25 oC e 1 atm

A interpretação dessa equação termoquímica é dada por: a 25 ºC e 1 atm, 1 mol de carbono grafita (Cgraf) reage com 1 mol de gás oxigênio (O2), produzindo 1 mol de gás carbônico (CO2) e liberando 394 kJ.


• Normalmente, não são indicadas a pressão e a temperatura em que a reação se realizou, pois se admite que ela ocorreu no estado padrão, ou seja, à pressão constante de 1 atm e a 25 ºC.

• EXEMPLO 2: 1 NH3(g) 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) ΔH = +46,1 kJ

A interpretação dessa equação é: a 25 ºC e 1 atm, 1 mol de gás amônia (NH3) se decompõe, originando 1/2 mol de gás nitrogênio (N2) e 3/2 mol de gás hidrogênio (H2) e absorvendo 46,1 kJ.


• Podemos calcular o valor da variação de entalpia numa infinidade de reações químicas.

• Essa variação de entalpia é denominada entalpia ou calor de reação.

• Vamos estudar alguns tipos de entalpia de reações como: de formação, de combustão, de neutralização etc.

ENTALPIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS


• São denominadas reações de formação aquelas em que ocorre a formação (síntese) de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão.

• A variação de entalpia (ΔH) nessas reações pode receber os seguintes nomes: entalpia de formação, calor de formação, ΔH de formação ou entalpia padrãode formação.

Entalpia de formação


• Entalpia de formação é o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão, com H = 0.

• Agora, vamos representar as equações termoquímicas que caracterizam a formação de algumas substâncias bastante comuns, indicando os valores dos ΔH determinados experimentalmente:


• Conhecendo a equação de formação de uma substância e o valor do ΔH dessa reação, podemos estabelecer um novo conceito. Para isso vamos analisar a formação do gás carbônico [CO2(g)]:

• Cgraf + O2(g) CO2(g) ΔH = –394 kJ

• Como já sabemos que tanto o Cgraf como o O2(g) apresentam no estado padrão H0 = 0, podemos representar a reação de acordo com o gráfico ao lado.


Como a entalpia de formação do CO2(g) é –394kJ/mol, a análise do gráfico permite concluir que esse valor corresponde à entalpia do CO2:

ΔH formação CO2 = HCO2 entalpia de formação do CO⇒ 2 = –394 kJ/mol


Generalizando, temos:

entalpia de formação = entalpia da substância


Substância ΔH0f (kJ/mol)

Fe2O3(s) –822,2

H2O(l) –286

HCl(g) –92,5

Mg(OH)2(s) –924,7

NH3(g) –46,0

NO(g) +90,4

NaCl(s) –413

SO2(g) –297

SO3(g) –396

H2SO4(l) –813,8

Substância ΔH0f (kJ/mol)

Al2O3(s) –1676

CO(g) –110

CO2(g) –394

CH4(g) –74,9

C2H6(g) –84,5

C2H2(g) +227

CH3OH(l) –238

C2H5OH(l) –278

CH3COOH(l) –487,0

CaO(s) –635,5

Ca(OH)2(s) –986,6Entalpia padrão de formação de algumas substâncias a 25 ºC e 1 atm

Os valores das entalpias de formação normalmente são apresentados em tabelas:


• Esse tipo de tabela é muito útil, pois permite calcular a entalpia de muitas outras substâncias, assim como o ΔH de um grande número de reações. Para efetuarmos corretamente esses cálculos, devemos lembrar que:

ΔH de formação = H da substância ΔH = HP – HR


Vamos ver um exemplo de cálculo da entalpia de uma substância, ou seja, da sua entalpia de formação, a partir de uma equação termoquímica. A equação de decomposição do mármore pode ser representada por:


• São classificadas como reações de combustão aquelas em que uma substância, denominada combustível, reage com o gás oxigênio (O2), denominado comburente. Por serem sempre exotérmicas, as reações de combustão apresentam ΔH < 0.

Entalpia de combustão


• A variação de entalpia na combustão completa pode ser denominada entalpia de combustão, ΔH de combustão, calor de combustão ou entalpia padrão de combustão.

• Entalpia de combustão é a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão.


• Vejamos um exemplo: Combustão completa do álcool etílico (C2H6O):

Pela equação, podemos concluir que na combustão completa de 1 mol de C2H6O(l) ocorre a liberação de 1368 kJ:

Entalpia de combustão do C2H6O(l) = –1 368 kJ/mol


• A neutralização é a reação que ocorre entre o íon H+, proveniente de um ácido, e o íon OH–, proveniente de uma base, formando H2O.

Genericamente, temos:

Na reação entre um ácido e uma base fortes — que estão totalmente dissociados —, verificamos experimentalmente que ocorre a liberação de 13,8 kcal (= 57,7 kJ) a cada 1 mol deH2O(l) formado.

Variação de entalpia (ΔH) de neutralização


Entalpia de neutralização é o calor liberado na formação de 1 mol de H2O(l), a partir da reação entre 1 mol de H+ (aq) e 1 mol de OH (aq) nas condições padrão.

Nas reações de neutralização, sempre ocorrerá liberação de calor (ΔHneut < 0); porém, o valor do ΔHneut só é constante e igual a –57,5 kJ/mol de H2O na reação entre ácidos e bases fortes.


• Para que ocorra a quebra de ligação dos reagentes, é necessário fornecer energia; logo, estamos diante de um processo endotérmico. À medida que as ligações entre os produtos se formam, temos liberação de energia, ou seja, um processo exotérmico.

• A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual à energia liberada na sua formação. No entanto, a energia de ligação é definida para a quebra de ligações.

Energia de ligação


Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm.


• Exemplo:


Ligação Energia

H H 436,0

H F 563,2

H Cl 431,8

H Br 366,1

H I 298,7

C H 413,4

C O 353,5

C F 434,3

C Cl 327,2

C Br 280,7

C I 241,4

C C 346,8

Ligação Energia

C C 614,2

C C 833,4

C O (CO2) 804,3

H O 463,5

O O 468,6

N N 945,4

N H 391,0

N Cl 192,6

F F 153,1

Cl Cl 242,6

Br Br 192,8

I I 151,0

A tabela a seguir traz os valores médios de algumas energias de ligação em kJ/mol.


• Para uma dada reação, a variação de entalpia é sempre a mesma, esteja essa reação ocorrendo em uma ou em várias etapas.

• A lei de Hess permite concluir que o valor do ΔH do processo direto é a soma de todos os ΔH intermediários.

ΔH = ΔH1 + ΔH2 + .....................

LEI DE HESS


Um exemplo simples da aplicação da lei de Hess consiste na passagem de 1 mol de H2O(l) para o estado gasoso nas condições do estado padrão.

Isso pode ser feito em uma única etapa:

• H2O(l) H2O(g) ΔH = +44 kJ


Poderíamos também obter H2O(g) em duas etapas:

a) decomposição de 1 mol de H2O(l):

H2O(l) H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH = +286 kJ

b) formação de 1 mol de H2O(g):

H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) ΔH = –242 kJ


• Como a reação global corresponde à soma dessas duas reações, o ΔH da reação global também corresponde à soma dos ΔH das reações envolvidas:

• A lei de Hess permite concluir que o valor do ΔH do processo direto é a soma de todos os ΔH intermediários.


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