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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
Professor: Deivd Porto
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.
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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.
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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.
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• 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.
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• 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
Professor: Deivd Porto
• 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
Professor: Deivd Porto
• 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:
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• 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.
Professor: Deivd Porto
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
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Generalizando, temos:
entalpia de formação = entalpia da substância
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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:
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• 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
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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:
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• 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
Professor: Deivd Porto
• 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.
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• 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
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• 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
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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.
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• 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
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Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm.
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• Exemplo:
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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.
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• 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
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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
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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
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• 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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