Os valores de Δ H variam quando um mais fatores se alteram, como: EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 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. Os valores de Δ H variam quando um mais fatores se alteram, como:

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Quantidade de reagentes e produtos (reação devidamente balanceada), expresso em mols. Temperatura e pressão. Estrutura cristalina ou alotrópica (se for o caso). Estado físico de reagentes e produtos.

Cgrafite + 2 H2 (g) → CH4 (g) Δ H = - 74,4KJ/mol (25°C, 100KPa) EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Exemplos: Cgrafite + 2 H2 (g) → CH4 (g) Δ H = - 74,4KJ/mol (25°C, 100KPa) Cgrafite + O2 (g) → 1 CO2 (g) Δ H = - 94kcal/mol (25°C, 1atm)

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA O estado padrão ou entalpia padrão (H0) de uma substância é caracterizado por:  Temperatura de 25°C Pressão de 1atm. Estrutura cristalina ou alotrópica mais estável (se for o caso). Estado físico usual da substância. Por convenção, substância simples ou elemento químico no estado padrão possui entalpia sempre zero.

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA A entalpia das reações químicas pode ser classificada de acordo com o tipo de reação ocorrida: Entalpia de formação: É a variação de entalpia, ou seja, quantidade de calor liberada ou absorvida por um processo na formação de 1mol de determinada substância partindo-se de suas respectivas sustâncias simples, admitindo-se todos os participantes no estado padrão.

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Exemplo: Cgrafite + O2 (g) → 1 CO2 (g) Δ H = - 94kcal/mol (25°C, 1atm) Δ H = (H)0f = Hp – Hr (H)0f = ( HCO2 (g)) – ( HC(g) + HO2(g) ) (H)0f = HCO2 (g) = – 94kcal/mol

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Entalpia de combustão: É a variação de entalpia, ou seja, quantidade de calor liberada na combustão total de 1 mol de determinada substância, a 25°C e 1 atm (estado padrão). A variação de entalpia (Δ H) desse tipo de reação é sempre negativa, por ser uma reação exotérmica.

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Exemplos: 1C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = -372,8 kcal/mol 1H2(g) + 1/2 O2(g) → 1H2O(l) ∆H = – 68,56kcal/mol

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Entalpia de ligação: A quebra de uma ligação química é um processo endotérmico, ou seja, toda ligação necessita de energia para ser quebrada. A formação de uma ligação, por outro lado, é um processo exotérmico, ou seja, toda ligação libera energia quando é constituída.

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Entalpia de ligação: Assim denomina-se energia de ligação a variação de entalpia (∆H ) da reação em que 1 mol de ligações é quebrado, estando os reagentes e produtos no estado gasoso, a 25ºC e 1 atm.

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Exemplos: HCl(g)  H(g) + Cl(g) ∆H = + 431,8 kJ/mol Cl2(g)  Cl + Cl ∆H = + 242,6 kJ/mol

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Dada seguinte reação de decomposição: N2H4(g)  2 N(g) + 4 H(g) ∆H = 1720 kJ/mol Sabendo-se que são quebradas ligações de N-H e N-N, e que a energia de ligação de N-H é de 390 kJ/mol , podemos calcular a energia de ligação de N-N da seguinte maneira:

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Fórmula estrutural da hidrazina: H N N H  2 N(g) + 4 H(g) H H Ligações rompidas: N H 4 . 390 = 1560 kJ N N 1.x = x kJ Energia total: (1560 + x) = ∆H = 1720 kJ/mol Assim a energia de ligação N N = 160 kJ/mol

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Lei de Hess A variação da entalpia de uma reação é sempre a mesma, sendo igual a soma das variações de entalpia das etapas em que essa reação pode ser desmembrada , esteja essa reação ocorrendo em uma ou várias etapas. Δ H = Δ H1 + Δ H2 + Δ H3....

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Lei de Hess Exemplo: Dada a reação: Cgrafite + O2 (g) → CO2 (g) , podemos determinar a variação de entalpia, considerando as etapas: Cgrafite + O2 (g) → CO(g) + ½ O2 (g) Δ H = -283kJ CO(g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) Δ H = -110,4 kJ

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA Lei de Hess Cgrafite + O2 (g) → CO(g) + ½ O2 (g) Δ H = -283kJ CO(g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) Δ H = -110,4 kJ Cgrafite + O2 (g) → CO2 (g) Δ H = -283 + (-110,4 ) Δ H = - 393,4 kJ