Termoquímica 3 Lei de Hess Colégio Inedi - 25 anos Prof. Luiz Antônio

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

Termoquímica No sistema, i.e., reação de madeira + oxigênio está havendo liberação de energia para o meio ambiente.

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.

É aquela que libera calor para o meio. Reação exotérmica É aquela que libera calor para o meio. Hp < Hr H < 0

Reação exotérmica 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)

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)

É aquela que absorve calor do meio. Reação endotérmica É aquela que absorve calor do meio. Hp > Hr H > 0

Reação endotérmica 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

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)

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).

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.

Substâncias no estado padrão Exemplificando . . . Convencionou-se atribuir Ho =0(zero) ao grafite e outras substâncias no estado padrão.

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.

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).................... 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.

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

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".

Lei de Hess

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.  

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.

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

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

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) 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

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 (-)

+104,0kcal/mol +58,0kcal/mol 2 x(-103,0kcal/mol) Energia de ligação H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g) H - H + Cl - Cl  2 H-Cl +104,0kcal/mol +58,0kcal/mol 2 x(-103,0kcal/mol) H = - 44,0 Kcal/mol

THAT'S ALL FOLKS! (por enquanto)