Transcript EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
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.
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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.
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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
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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 .
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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
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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.
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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.
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Exemplos: HCl (g)
H (g) + Cl (g) ∆H = + 431,8 kJ/mol Cl 2(g)
Cl + Cl ∆H = + 242,6 kJ/mol
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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:
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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
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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 ....
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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