TERMOQUÍMICA É a parte da Química que estuda as variações de energia que acompanham as reações químicas.

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.

REAÇÃO EXOTÉRMICA: É aquela que libera calor. Hp < Hr H < 0

C (s) + O2 (g)  CO2 (g) H = - 94,0 Kcal/mol. Exemplo: C (s) + O2 (g)  CO2 (g) H = - 94,0 Kcal/mol. ou C (s) + O2 (g)  CO2 (g) + 94,0 Kcal/mol ou C (s) + O2 (g) - 94,0 Kcal  CO2 (g)

Gráfico de Entalpia: 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 (D H= Hp – Hr)

REAÇÃO ENDOTÉRMICA: É aquela que absorve calor. Hp > Hr H > 0

N2(l) + O2(g) + 42 Kcal  2 NO(g) Exemplo: N2(l) + O2(g)  2NO (g) H = + 42 Kcal/mol. ou N2(l) + O2(g) + 42 Kcal  2 NO(g) ou N2(l) + O2(g)  2 NO (g) - 42 Kcal

Gráfico de Entalpia: 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 (D H= Hp – Hr)

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.

H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H= -68,3 Kcal Exemplo: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H= -68,3 Kcal ½ H2(g) + I2(g)  HI(g) H= -6,2 Kcal

Entalpia Padrão (H) 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).................... H0 C(grafite).................H=0 C(diamante)............. H0

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.

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.

C(s) + O2(g)  CO2(g) H= -94 Kcal/mol Exemplo: C(s) + O2(g)  CO2(g) H= -94 Kcal/mol CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H= -213 Kcal/ mol

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".

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.  

Conseqüências da Lei de Hess Podemos trabalhar com equações químicas como se fossem equações matemáticas, isto é, permite calcular o    de uma determinada reação x (incógnita) pela soma de reações de   conhecidos, cujo resultado seja a reação de x. Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de   desta reação pelo mesmo número.

EX: Podemos obter NH4Cl(aq) por 2 caminhos diferentes. NH3(g ) + HCl(g)  NH4Cl(s) H = -41,9 Kcal + NH4Cl(s) + H2O  NH4Cl(aq) H = -3,9 Kcal NH3(g) + HCl(g) + H2O  NH4Cl(aq) H=-38 Kcal

2º caminho: NH3 (g ) + H2O  NH3 (aq) H = -8,5 Kcal + HCl (g) + H2O  HCl(aq) H = -17,3 Kcal NH3 (aq ) + HCl(aq)  NH4Cl(aq) H= -12,2 Kcal NH3(g ) + HCl(g) + H2O  NH4Cl(aq) H= - 38 Kcal

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.

Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2), formando cloridreto (HI).

E de ligação (Kcal/mol) Cl  Cl 58,0 H  H 104,2 H  Cl 103,2 C  C 83,1 C  H 98,8 C  H (metano) 99,5 C  Cl 78,5

REAGENTES PRODUTOS 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 (-)

H2 + Cl2  2 HCl H - H + Cl - Cl  2 H-Cl +104,0 +58,0 2 x(-103,0) H = -44,0 Kcal