EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

É a equação química à qual acrescentamos entalpia da reação e na qual mencionamos a 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

1) Quantidade de reagentes e produtos (reação devidamente balanceada), expresso em mols. 2) Temperatura e pressão.

3) Estrutura cristalina ou alotrópica (se for o 4) caso). Estado físico de reagentes e produtos.

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

Exemplos: C grafite + 2 H 2 (g) → CH 4 (g) Δ H = - 74,4KJ/mol (25°C, 100KPa) C grafite + O 2 (g) → 1 CO 2 (g) Δ H = - 94kcal/mol (25°C, 1atm)

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

O estado padrão ou entalpia padrão (H 0 ) 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:

1) 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: C grafite + O 2 (g) → 1 CO 2 (g)

Δ H = (H) 0 f = H p

Δ H = - 94kcal/mol (25°C, 1atm)

– H r (H) 0 f = ( H CO2 (g)) – ( H C(g) + H O2(g) )

(H) 0 f = H CO2 (g) = – 94kcal/mol

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

2) Entalpia de combustão:

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

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

Exemplos: 1C 2 H 6(g) + 7/2 O 2(g)

→

2 CO 2(g) + 3 H 2 O (l) ∆H = -372,8 kcal/mol 1H 2 (g) + 1/2 O 2 (g)

→

1H 2 O(l) ∆H = – 68,56kcal/mol

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

3) 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

3) 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 Cl 2(g)



Cl + Cl ∆H = + 242,6 kJ/mol

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

Dada seguinte reação de decomposição: N 2 H 4(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 H 1 + Δ H 2 + Δ H 3 ....

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

Lei de Hess Exemplo:

Dada a reação:

C grafite + O 2 (g) → CO 2 (g) ,

podemos determinar a variação de entalpia, C grafite CO considerando as etapas: (g) + O 2 (g) → CO (g) + ½ O 2 (g)

Δ H = -283kJ

+ ½ O 2 (g)

→

CO 2 (g)

Δ H = -110,4 kJ

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

Lei de Hess

C grafite CO (g) + O 2 (g) → CO (g) + ½ O 2 (g)

Δ H = -283kJ

+ ½ O 2 (g)

→

CO 2 (g)

Δ H = -110,4 kJ C grafite + O 2 (g) → CO 2 (g) Δ H = -283 + (-110,4 ) Δ H = - 393,4 kJ