Equações termoquímicas

Equações termoquímicas

  • 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.

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.

  • 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).

Numa equação termoquímica, devemos indicar:

  • 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 1:

  • 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.

  • 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.

  • 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.

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.

  • 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 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.

  • 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)]:

  • 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.

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:

  • 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:

  • 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.

  • 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.

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

  • 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.

  • 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.

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.

  • 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.

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

Exemplo:

  • Exemplo:

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

  • 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 + .....................

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.

  • 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:

  • 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:

  • 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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