ENERGIA E
AS REAÇÕES
QUÍMICAS
Termoquímica é a parte da química que estuda as trocas de energia entre o sistema e o meio durante a
ocorrência de uma reação química ou de um processo físico.
ENTALPIA
É o conteúdo energético global que um sistema acumulou do
zero absoluto de temperatura até o estado em que se encontra.
A entalpia é a energia interma total de um sistema.
Processos endotérmicos e exotémicos
O processo endotérmico é aquele que ocorre com absorção de calor.
Se um pedaço de gelo for deixado sobre a mesa à temperatura ambiente, ele receberá calor do ambiente
e isso provocará a fusão do gelo. Logo,a fusão é um processo que absorve calor – é endotérmico.
Se um mol de óxido de mercúrio sólido se decompõe, à pressão constante, em um mol de mercúrio líquido e
meio mol de oxigênio gasoso, ocorre a absorção de 90,7 kJ de energia do ambiente.
Ou, em equação:
Que também pode ser representada por:
Então , trata-se de um processo endotémico.
Assim ,[Entalpia dos produtos] > [Entalpia dos reagentes] ∆H
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>0
O processo exotérmico é aquele que ocorre com liberação de calor.
Quando um sistema formado por água líquida é colocado em um
congelador, ele perde calor para esse ambiente e, em decorrência
disso, ocorre a solidificação da água . Assim, a solidificação da
água é um processo que libera calor – é exotérmico.
Quando um mol de hidrogênio gasoso reage, à pressão constante, com meio mol de oxigênio gasoso para
formar um mol de água líquida, ocorre a liberação de 285,8 kJ de energia para o meio ambiente.
Ou, em equação:
Que também pode ser representada por:
Então trata-se de um processo exotémico.
Assim, [Entalpia dos produtos] < [Entalpia dos reagentes] ∆H
<0
Diagramas de energia
H
H
reagente
produto
∆H < 0
∆H > 0
produto
reagente
Caminho do processo
Caminho do processo
Reação Exotérmica
Reação Endotérmica
Equação termoquímica
É a equação química acompanhada dos estados de agregação dos reagentes e produtos , do estado
alotrópico ( se houver) da temperatura e da pressão.
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C(graf) + O2 (g) → CO2 (g)
∆H = - 94,1 kcal (25ºC, 1 atm)
Regulador
de pressão
termômetro
Variação de entalpia
É impossível calcular a entalpia de um sistema ,
mas é possível calcular a variação da entalpia de
um sistema que é o calor liberado ou absorvido
quando uma transformação ocorre sob pressão
constante.
O instrumento usado para calcular a variação
de entalpia é o calorímetro.
isolante
reação
CALORÍMETRO
∆Hreação = H (produtos) - H (reagentes
)
Entalpia e o estado de agregação
O valor da entalpia depende do estado de agregação (estado físico).
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(s)
∆H = -291,8 kJ
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(ℓ)
∆H = -285,8 kJ
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g)
∆H = -241,8 kJ
Mais calor
Mais calor
líquido
sólido
Hsólido <
gasoso
Hlíquido < Hgasoso
Estado Padrão
A temperatura ,a pressão e a forma alotrópica de uma substância influenciam no valor da sua entalpia.
Assim, para universalizar a linguagem química,foi adotado um estado padrão.
Consideramos uma substância no estado padrão quando ele se encontrar na sua forma alotrópica mais
estável a 25º C e 1 atm.
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A IUPAC (união internacional de química pura e aplicada) recomenda utilizar a pressão padrão de 100kPa
que é um pouco menor do que 1 atm (101,3 kPa).
A entalpia de uma substância no estado padrão será chamada de entalpia padrão ( Hº ).
Por convenção, a entalpia padrão de substâncias simples no estado padrão será igual a zero (H0 = 0).
Principais variedades alotrópicas
(mais estável)
Oxigênio
Ozônio
(mais estável)
Enxofre rômbico
(mais estável)
Enxofre monoclínico
Fósforo branco
Fósforo vermelho
(mais estável)
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Entalpia padrão de formação (∆Hºf)
É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de substância composta partindo de substâncias
simples no estado padrão.
O calor de formação de uma substância é a entalpia da substância.
Tabela
Calores padrão de formação a 250C
Substância
Substância
H0f,
kJ mol-1
H0f,
kJ mol-1
CH4(g)
-74,8
H2O2 (l)
-187,6
CH3OH(l)
-239,0
H2S (g)
-20,6
C2H2(g)
226,8
H2SO4 (l)
814,0
C2H4(g)
52,3
NH3 (g)
-46,1
C2H6(g)
-84,6
NH4Cl (s)
-314,4
CO(g)
-110,5
NaCl (s)
-412,1
CO2(g)
-393,5
Na2O(s)
-415,9
HCl(g)
-92,3
O3 (g)
143
H2O(g)
-241,8
SO2 (g)
-296,8
H2O(l)
-285,8
SO3 (g)
-395,
Entalpia padrão de combustão (∆Hºc)
É o calor liberado na combustão completa de 1 mol de substância formando produtos no estado padrão.
C6H6(ℓ) + 15/2 O2(g) →
6CO2(g) + 3H2O(ℓ)
∆H = -3.267,6 kJ/mol
benzeno
C2H2(g) +
5/2 O2(g) →
2CO2(g) + H2O(ℓ)
∆H = -1.301,1 kJ/mol
CO2(g)
∆H = -283,0 kJ/mol
Etino(acetileno)
CO(g)
+ 1/2 O2(g) →
Monóxido de carbono
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Toda reação de combustão está baseada
na combinação de três fatores :
•
•
•
Combustível
Comburente
Calor
A falta de um deles interrompe
imediatamente a combustão.
Entalpia padrão de Ligação (∆Hºlig)
É o calor ou a energia absorvida na quebra completa de 1 mol de ligações simples , duplas ou triplas no
estado gasoso.
Exemplos: Cl2 (g)
→
2 Cl
N2 (g)
→
2 N (g)
HCl (aq)
→
LIGAÇÃO
∆H = 58 Kcal
(g)
∆H = 226 Kcal
∆H = 103 Kcal
H (g) + Cl (g)
ENTALPIA (KJ/MOL)
H - H
436
H - O
464
N - N
163
N = N
514
N ≡ N
946
C - H
413
N - H
389
O = O
498
O - O
134
C = O
799
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Lei de Hess
Em termodinâmica, a lei de Hess, proposta pelo químico russo
Germain Henri Hess em 1840 estabelece que a energia não pode
ser nem criada , nem destruída; somente pode ser trocada de uma
forma em outra.
A lei de Hess é utilizada para prever a transferência de entalpia
de uma reação ∆H, quando a reação é lenta, incompleta, explosiva
ou quando ocorrem outras reações simultaneamente.
A lei de Hess pode ser escrita como:
“A variação de entalpia de uma reação química
depende apenas dos estados inicial e final, não
importando o caminho da reação.”
Germain Henri Hess
Na aplicação da lei de Hess :
•
•
Se a equação química é invertida, o sinal de ∆H se inverte também.
Se os coeficientes são multiplicados, multiplicar ∆H pelo mesmo fator, ou em outras palavras,
multiplicando-se os coeficientes dos reagentes e produtos da equação termoquímica, o valor da
variação da entalpia também será dividido por esse número.
A lei de Hess permite determinar o ∆H de reações que não ocorrem ou que dificilmente ocorrem na
prática, através dos ∆H de outras reações que ocorrem na prática. A maioria dos ∆H de formação são
calculados indiretamente pela aplicação da lei de Hess
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