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PublicouVitória Pedrosa Alterado mais de 10 anos atrás
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Termoquímica 3 Lei de Hess Colégio Inedi - 25 anos Prof. Luiz Antônio
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Termoquímica Relembrando . . . É a parte da Química que estuda as
variações de energia que acompanham as reações químicas.
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Termoquímica No sistema, i.e., reação de madeira + oxigênio
está havendo liberação de energia para o meio ambiente.
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Entalpia de um sistema (H)
Pode ser conceituada como o conteúdo energético do sistema. Variação de entalpia (H) H= Hp – Hr Sendo que Hp é a entalpia dos produtos e Hr é a entalpia dos reagentes.
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É aquela que libera calor para o meio.
Reação exotérmica É aquela que libera calor para o meio. Hp < Hr H < 0
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Reação exotérmica C (s) + O2 (g) CO2 (g) H = - 94,0 Kcal/mol.
ou C (s) + O2 (g) CO2 (g) ,0 Kcal/mol ou C (s) + O2 (g) ,0 Kcal CO2 (g)
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Reação Exotérmica E1= energia dos reagentes (r) E2= energia do complexo ativado (CA) E3= energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta c=variação de entalpia (H= Hp – Hr)
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É aquela que absorve calor do meio.
Reação endotérmica É aquela que absorve calor do meio. Hp > Hr H > 0
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Reação endotérmica N2(l) + O2(g) 2NO (g) H = + 42 Kcal/mol. ou
N2(l) O2(g) Kcal 2 NO(g) ou N2(l) + O2(g) 2 NO (g) Kcal
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Reação endotérmica E1= energia dos reagentes (r) E2= energia do complexo ativado (CA) E3= energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta c=variação de entalpia ( H= Hp – Hr)
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Calor ou entalpia de formação
É a quantidade de calor libertada ou absorvida na formação de um mol dessa substância à partir de substâncias simples (no estado padrão).
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Substâncias no estado padrão
Exemplificando . . . Grafite e diamante são substâncias simples, mas a forma alotrópica grafite é a mais estável. Por isso, o grafite é substância no estado padrão.
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Substâncias no estado padrão
Exemplificando . . . Convencionou-se atribuir Ho =0(zero) ao grafite e outras substâncias no estado padrão.
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Substâncias no estado padrão
(numa RQ) H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H= - 68,3 Kcal ½ H2(g) + I2(g)* HI(g) H= - 6,2 Kcal * I2(g), apesar de ser substância simples não é substância no estado padrão, pois não se encontra no estado mais comum (sólido). Substâncias no estado padrão.
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Entalpia Padrão (Ho) 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
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Entalpia de uma substância composta
É a entalpia de formação dessa substância a 1 atm e 25ºC, partindo-se de substância simples no estado e forma alotrópica mais comuns.
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Calor ou entalpia de combustão
É a variação de entalpia que ocorre na combustão de 1 mol de uma substância a 25ºC e 1 atm de pressão.
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Calor ou entalpia de combustão
Exemplificando . . . C(s) + O2(g) CO2(g) H= -94 Kcal/mol CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H= -213 Kcal/ mol
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Lei de Hess "A variação de entalpia envolvida numa reação química, sob determinadas condições experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos, seja a reação executada em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas".
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Lei de Hess
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Lei de Hess Essa lei é muito útil para determinar indiretamente calor de reação, impossível de ser medido experimentalmente. O calor total liberado ou absorvido nas reações sucessivas: A B e B C É igual ao calor liberado ou absorvido na reação: A C. O calor liberado ou absorvido na reação A C não depende do número de estados intermediários.
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Conseqüências da Lei de Hess
Podemos trabalhar com equações químicas como se fossem equações matemáticas, isto é, permite calcular o H de uma determinada reação x (incógnita) pela soma de reações de H conhecidos, cujo resultado seja a reação de x. Lembremo-nos que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, devemos multiplicar ou dividir o valor de H dessa reação pelo mesmo número.
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Conseqüências da Lei de Hess
Podemos obter NH4Cl(aq) por 2 caminhos diferentes. 1º caminho . . . NH3(g ) + HCl(g) NH4Cl(s) H = - 41,9 Kcal NH4Cl(s) H2O(l) NH4Cl(aq) H = -3,9 Kcal + NH3(g) + HCl(g) + H2O(l) NH4Cl(aq) H= -38 Kcal
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Conseqüências da Lei de Hess
2º caminho . . . NH3(g ) H2O(l) NH3 (aq) H = -8,5 Kcal HCl (g) H2O(l) HCl(aq) H = -17,3 Kcal + NH3(aq ) + HCl(aq) NH4Cl(aq) H= -12,2 Kcal NH3(g ) + HCl(g) + 2H2O(l) NH4Cl(aq) H= - 38 Kcal
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Energia de ligação 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.
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Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2), formando cloridreto (HI).
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E de ligação (Kcal/mol)
78,5 C Cl 99,5 C H (metano) 98,8 C H 83,1 C C 103,2 H Cl 104,2 H H 58,0 Cl Cl E de ligação (Kcal/mol) Ligação
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Energia de 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 (-)
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+104,0kcal/mol +58,0kcal/mol 2 x(-103,0kcal/mol)
Energia de ligação H2(g) Cl2(g) HCl(g) H - H Cl - Cl 2 H-Cl +104,0kcal/mol ,0kcal/mol x(-103,0kcal/mol) H = - 44,0 Kcal/mol
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THAT'S ALL FOLKS! (por enquanto)
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