É o estudo do calor envolvido nas reações químicas ex: combustão, queima de uma vela, fervura...
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É o estudo do calor envolvido nas reações químicas
◦ Ex: combustão, queima de uma vela, fervura dos alimentos, respiração celular, etc.
Os princípios fundamentais do calor e do trabalho se aplicam no estudo de uma reação química e nas mudanças do estado físico de uma substância.
CALOR é a energia em trânsito de um corpo a uma temperatura mais alta para um corpo a uma temperatura mais baixa. Ou seja, há variações de temperatura. ◦ Quando você sente uma sensação quente, é porque
recebeu energia.◦ Quando a sensação é de frio, significa que você perdeu
energia.
O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃO É DENOMINADO
CALORIMETRIA.
O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É DENOMINADO
CALORÍMETRO.
Entalpia (H)
É o total de energia liberada ou absorvida em uma transformação de um dado sistema, a pressão constante.
Transformação exotérmica: libera calor para o meio ambiente.
A + B→ C + D + calor Hi Hf ∆H
Sendo que:
Hf < Hi ∆ H = Hf - Hi ∆ H < 0
Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente.
A + B + calor → C + DHi ∆H Hf
Sendo que:
Hf > Hi
∆ H = Hf - Hi
∆ H > 0
A forma alotrópica mais estável de uma substância é aquela que apresenta menor energia e a esta é atribuído valor de entalpia igual a zero (H = 0).
É costumeiro se indicar entalpia em condição padrão por ΔH0. Assim, para as formas alotrópicas do elemento químico carbono, oxigênio e enxofre,temos...
2. Estado alotrópico dos reagentes e produtos (lembre-se: Alotropia ocorre quando um mesmo elemento químico forma diferentes substâncias simples).
Principais variedades alotrópicas :
Gás oxigênio (O2) = mais estável, menor entalpia.Gás ozônio (O3) = mais reativo, maior entalpia.
Carbono grafite (C6) = mais estável, menor entalpia.Carbono diamante (C6) = mais reativo, maior entalpia.
Fósforo vermelho (Pn) = mais estável, menor entalpia.Fósforo branco (P4) = mais reativo, maior entalpia.
Enxofre rômbico (S8) = mais estável, menor entalpia.Enxofre monoclínico (S8) = mais reativo, maior entalpia.
Quando envolve liberação de calor, denomina-se
REAÇÃO EXOTÉRMICA. (aquecem o ambiente).
◦ ex: processos de combustão, respiração animal
Quando envolve absorção de calor, denomina-se
REAÇÃO ENDOTÉRMICA. (esfriam o ambiente).
◦ ex: fotossíntese
2. Temperatura: as determinações de ∆H devem ser feitas a temperatura constante, pois ela influi no seu valor. Geralmente as transformações são feitas em condições-padrão, a 25ºC.
3. Quantidades de reagentes e produtos: o valor do ∆H é determinado pelas quantidades dos reagentes.
FATORES QUE INFLUEM NO VALOR DA ENTALPIA
∆ H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR > HP ∆ H < 0 EXO
Se HR < HP ∆ H > 0 ENDO
HP = ENTALPIA PRODUTO
HR = ENTALPIA REAGENTE
∆H = VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Equação termoquímica: nela devem constar o valor da entalpia e todos os fatores que nela influem no seu valor:
Estado físico
Pressão
Temperatura
Variedade alotrópica
Ex:
C(grafite) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 392,9 kJ/mol
(a 25ºC e 1 atm)
Entalpia padrão: é aquela medida no estado padrão.
Estado padrão:
Temperatura de 25ºC Pressão de 1 atm Forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum da
substância.
Substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero.
A + B → C + D + CALOR
C(grafite ) + O2(g) → CO2(g) ∆ H =
– 94,0 kcal/mol
C(grafite ) + O2(g) → CO2(g) + 94,0 Kcal/mol
A + B + CALOR → C + D
CH4(g) → C(grafite) + 2H2(g) ∆ H = + 17,9kcal/mol
CH4(g) + 17,9kcal/mol → C(grafite) + 2H2(g)
CH4(g) → C(grafite)+ 2H2(g) ∆ H = + 17,9 kcal/mol
Fe3O4(s) → 3 Fe(s) + 2 O2(g) ∆ H = + 267,0 kcal
C(grafite ) + O2(g) → CO2(g) ∆ H = – 94,0 kcal/mol
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆ H = – 136,8 kcal/mol
É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância no estado-padrão, a partir de substância simples.
Ex: Formação da Amônia
N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ΔH°f = -286KJ
Pode ser considerada como a entalpia inversa a de formação de uma substância.
H2O2(l) →→ H2O(l) + ½ O2 (g) ∆ H = -90 KJ/mol
É o calor liberado na queima de 1 mol de uma substância no estado-padrão.
Ex: Queima do enxofre
S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH°C = -78 KJ/mol
É a variação de entalpia que acontece durante a dissolução de um mol de uma dada substância numa determinada quantidade de solvente, originando uma concentração específica, geralmente diluição infinita.
É a variação de entalpia que ocorre durante a neutralização de um mol de íons H+ com um mol de íons OH -, ambos em soluções diluídas. (ocorre entre um ácido e uma base).
Energia necessária para o rompimento de um mol de ligações entre um dado par de átomos, no estado gasoso.
Observe o diagrama de energia e julgue as afirmativas:
I- O processo é exotérmico;
II- A reação tem variação de entalpia igual a –30 kcal
III- A energia de ativação vale +130 kcal
IV- O valor do complexo ativado é +90 kcal
Para uma reação exotérmica, indique quais são as informações corretas:
a. a entalpia decresce.b. ∆ H tem sinal negativo.c. a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes.d. o calor é absorvido pelo meio ambiente.
a, b, c
Com base nos dados:
Ligação Energia de ligação (kJ/mol)H – H 436Cl – Cl 243H – Cl 432
Pede-se estimar que o ∆ H da reação representada por :
H2 (g) + Cl 2 (g) → 2 HCl (g)
dado em kJ por mol de HCl (g) é igual a:
a) – 92,5 b) –185 c) -247 d) +185 e) +92,5
436 243 2*432
∆H = 436 + 243 + 2*(-432)
∆H = -185 kJ → 2 mol
1 mol → -92,5 kJ
Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol:
Al2O3(s) = – 1670; MgO(s) = – 604.
Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da
reação representada por:
3 MgO (s) + 2 Al (s) 3 Mg (s) + Al2O3 (s)
Seu valor é igual a:
a) a) – 1066 kj.
b) b) – 142 kj.
c) c) + 142 kj.
d) d) + 1066 kj.
e) e) + 2274 kj.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)]
ΔH = (– 1670) – (– 1812)
ΔH = – 1670 + 1812
ΔH = + 142 kJ
Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o H de
formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H da reação abaixo será:
2 FeO + 1/2 O2 Fe2O32 FeO + 1/2 O2 Fe2O3
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)]
a) – 68,4 kcal/mol.
b) + 68,4 kcal/mol.
c) – 132,5 kcal/mol.
d) + 132,5 kcal/mol.
e) – 260,5 kcal/molΔH = (– 196,5) – (– 128,04)
ΔH = – 196,5 + 128,04
ΔH = – 68,42 kcal
0O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada:
A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a:
Entalpias de formação em kj/mol,
CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = – 108.
CH4 (g) + H2O (V) CO (g) + 3 H2 (g)CH4 (g) + H2O (V) CO (g) + 3 H2 (g)
a) + 254 kj.
b) – 127 kj.
c) – 479 kj.
d) + 508 kj.
e) – 254 kj.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 287)]
ΔH = (– 108) – [– 75 – 287]
ΔH = (– 108) – (– 362)
ΔH = – 108 + 362
ΔH = 254 kj