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1. ENTALPIA (H):  É a energia total de um sistema medida à pressão constante. Não é possível medir a entalpia, mede-se  a variação de entalpia ou calor de reação (∆H). 2. REAÇÃO EXOTÈRMICA:   Libera calor.  ∆H<O.   ∆ H= Hprodutos - Hreagentes  Hprodutos < Hreagentes. TERMOQUÍMICA
 
C 2 H 5 OH(ℓ)  + 3 O 2 (g)  2 CO 2 (g)  + 3 H 2 O(ℓ)  + 1368kJ C 2 H 5 OH(ℓ) + 3O 2 (g)  2 CO 2 (g)+3 H 2 O(ℓ)  ∆H=  -1368kJ Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo do lado dos produtos ou o  ∆ H<O é citado após a equação.
3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA:   Absorve calor.  ∆H>O.   ∆ H= Hprodutos - Hreagentes  Hprodutos  > Hreagentes. C(s)  +  H 2 O(g)  + 31,4   kcal   CO(g) + H 2 (g)  C(s)  +  H 2 O(g)  CO(g) + H 2 (g)  ∆H= +31,4kcal Na Reação Endotérmica o calor aparece com sinal positivo do lado dos reagentes  ou o ∆H>O é citado após a equação.
REAGENTES PRODUTOS C(s)  +  H 2 O(g) CO(g) + H 2 (g)
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1. LEI DE HESS:  A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação.  Resumindo:  A soma dos ∆Hs de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total  .
A B C ∆ H 1 ∆ H 2 ∆ H 3 ∆ H 3  =  ∆H 1  +  ∆H 2 LEI DE HESS
EXEMPLOS DE CÁLCULOS ENVOLVENDO A LEI DE HESS. 2.1 (CESGRANRIO) Observe o gráfico: O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO 2 (g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:
Resolução: 1. A combustão de 1 mol de SO2(g) é: SO 2 (g)  +  ½  O 2 (g)  SO 3 (g)  2. Considerar os valores do gráfico como sendo positivos e determinar o valor do espaço  (x) que tem  SO 2 (g)+ ½  O 2 (g) como reagente e SO 3 (g) como produto:  x = 94 – 71 = 23. 3. Como a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos ( estamos “descendo” no gráfico) o valor do ∆H é negativo, pois a reação é exotérmica. Então:  ∆H = -23 kcal.
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Calor de Formação É O CALOR ENVOLVIDO NA FORMAÇÃO DE UM MOL DA SUBSTÂNCIA A PARTIR DE SEUS ELEMENTOS NO ESTADO PADRÃO. ESTADO PADRÃO: 1 atm, 25°C  E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM DA SUBSTÂNCIA C (grafite)  +  O 2 (gasoso)  CO 2 (gasoso) ∆ H f  =   -94,1 kcal.mol -1
SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO. C (grafite)  H = 0   C (diamante)  H  ≠ 0 O 2  (gasoso)  H = 0  O 3  (gasoso)  H  ≠ 0 S (rômbico)  H = 0  S (monoclínico)   H  ≠ 0 P n  (vermelho)  H = 0   P 4  (branco)   H  ≠ 0
CÁLCULO DO  ∆ H A PARTIR DOS CALORES DE FORMAÇÃO ( ∆ H f ). ∆ H =  ∆ H produtos -  ∆ H reagentes
Calcule o calor de combustão do etanol: C 2 H 5 OH( ℓ )  +  3O 2 (g)  2CO 2 (g)  +  3H 2 O( ℓ ) ∆ H de formação de C 2 H 5 OH( ℓ ) = -278 kJ/mol ∆ H de formação de CO 2 (g) = -394 kJ/mol ∆ H de formação de  = H 2 O( ℓ ) = -286 kJ/mol RESOLUÇÃO:  ∆ H = ∆H produtos - ∆H reagentes   C 2 H 5 OH( ℓ )  +  3O 2 (g)   2CO 2 (g)  +  3H 2 O( ℓ ) -278kJ  +  zero  2.(-394)  + 3. (-286) Hreagentes = -278kJ  -688kJ  +  -858kJ Hprodutos = -1546kJ ∆ H = ∆H produtos - ∆H reagentes = -1546kJ – (-278) kJ ∆ H = -1268 kJ
ENERGIA DE LIGAÇÃO É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO. H – H (gasoso) H (gasoso) + H (gasoso)   ∆ H = + 436 kJ
EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS REAGENTES SÃO ROMPIDAS ( ∆ H>0) E AS LIGAÇÕES DOS PRODUTOS SÃO FORMADAS (( ∆ H<0), O SALDO É O  ∆ H DA REAÇÃO. Dadas as energias de ligação em kcal/mol : C = C  147  C ℓ  - C ℓ  58 C - C ℓ   79  C - H  99 C - C  83 Calcular a energia envolvida na reação:  H 2 C = CH 2  (g)  +  C ℓ 2  (g)  H 2 CC ℓ   - CH 2 C ℓ  (g)
H 2 C = CH 2  (g)  +  C ℓ 2  (g)   H 2 CC ℓ   - CH 2 C ℓ  (g) REAGENTES:  LIGAÇÕES ROMPIDAS:  ∆ H > 0. H 2 C = CH 2  (g)  +  C ℓ 2  (g)   4 C –H = 4. 99  =  +396  1 C = C = 1. 147 = +147  Hreagentes= 396+147+58 = 1 Cℓ- Cℓ =1. 58=  + 58  +701kcal. PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H<0. H 2 CC ℓ   - CH 2 C ℓ  (g) 4 C-H = 4.-99 =  -396 2 C-Cℓ = 2. -79 =  -158  Hprodutos = -396 + -158 + -83 1 C-C = 1.-83 =  -83  -637 kcal ∆ H =  + 701  – 637  = +64 kcal.

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Entalpia, reações químicas e lei de Hess

  • 1. 1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante. Não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (∆H). 2. REAÇÃO EXOTÈRMICA: Libera calor. ∆H<O. ∆ H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos < Hreagentes. TERMOQUÍMICA
  • 2.  
  • 3. C 2 H 5 OH(ℓ) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O(ℓ) + 1368kJ C 2 H 5 OH(ℓ) + 3O 2 (g) 2 CO 2 (g)+3 H 2 O(ℓ) ∆H= -1368kJ Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo do lado dos produtos ou o ∆ H<O é citado após a equação.
  • 4. 3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA: Absorve calor. ∆H>O. ∆ H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos > Hreagentes. C(s) + H 2 O(g) + 31,4 kcal CO(g) + H 2 (g) C(s) + H 2 O(g) CO(g) + H 2 (g) ∆H= +31,4kcal Na Reação Endotérmica o calor aparece com sinal positivo do lado dos reagentes ou o ∆H>O é citado após a equação.
  • 5. REAGENTES PRODUTOS C(s) + H 2 O(g) CO(g) + H 2 (g)
  • 6.
  • 7. 1. LEI DE HESS: A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação. Resumindo: A soma dos ∆Hs de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .
  • 8. A B C ∆ H 1 ∆ H 2 ∆ H 3 ∆ H 3 = ∆H 1 + ∆H 2 LEI DE HESS
  • 9. EXEMPLOS DE CÁLCULOS ENVOLVENDO A LEI DE HESS. 2.1 (CESGRANRIO) Observe o gráfico: O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO 2 (g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:
  • 10. Resolução: 1. A combustão de 1 mol de SO2(g) é: SO 2 (g) + ½ O 2 (g) SO 3 (g) 2. Considerar os valores do gráfico como sendo positivos e determinar o valor do espaço (x) que tem SO 2 (g)+ ½ O 2 (g) como reagente e SO 3 (g) como produto: x = 94 – 71 = 23. 3. Como a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos ( estamos “descendo” no gráfico) o valor do ∆H é negativo, pois a reação é exotérmica. Então: ∆H = -23 kcal.
  • 11.
  • 12.
  • 13. Calor de Formação É O CALOR ENVOLVIDO NA FORMAÇÃO DE UM MOL DA SUBSTÂNCIA A PARTIR DE SEUS ELEMENTOS NO ESTADO PADRÃO. ESTADO PADRÃO: 1 atm, 25°C E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM DA SUBSTÂNCIA C (grafite) + O 2 (gasoso) CO 2 (gasoso) ∆ H f = -94,1 kcal.mol -1
  • 14. SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO. C (grafite) H = 0 C (diamante) H ≠ 0 O 2 (gasoso) H = 0 O 3 (gasoso) H ≠ 0 S (rômbico) H = 0 S (monoclínico) H ≠ 0 P n (vermelho) H = 0 P 4 (branco) H ≠ 0
  • 15. CÁLCULO DO ∆ H A PARTIR DOS CALORES DE FORMAÇÃO ( ∆ H f ). ∆ H = ∆ H produtos - ∆ H reagentes
  • 16. Calcule o calor de combustão do etanol: C 2 H 5 OH( ℓ ) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 3H 2 O( ℓ ) ∆ H de formação de C 2 H 5 OH( ℓ ) = -278 kJ/mol ∆ H de formação de CO 2 (g) = -394 kJ/mol ∆ H de formação de = H 2 O( ℓ ) = -286 kJ/mol RESOLUÇÃO: ∆ H = ∆H produtos - ∆H reagentes C 2 H 5 OH( ℓ ) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 3H 2 O( ℓ ) -278kJ + zero 2.(-394) + 3. (-286) Hreagentes = -278kJ -688kJ + -858kJ Hprodutos = -1546kJ ∆ H = ∆H produtos - ∆H reagentes = -1546kJ – (-278) kJ ∆ H = -1268 kJ
  • 17. ENERGIA DE LIGAÇÃO É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO. H – H (gasoso) H (gasoso) + H (gasoso) ∆ H = + 436 kJ
  • 18. EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS REAGENTES SÃO ROMPIDAS ( ∆ H>0) E AS LIGAÇÕES DOS PRODUTOS SÃO FORMADAS (( ∆ H<0), O SALDO É O ∆ H DA REAÇÃO. Dadas as energias de ligação em kcal/mol : C = C 147 C ℓ - C ℓ 58 C - C ℓ 79 C - H 99 C - C 83 Calcular a energia envolvida na reação: H 2 C = CH 2 (g) + C ℓ 2 (g) H 2 CC ℓ - CH 2 C ℓ (g)
  • 19. H 2 C = CH 2 (g) + C ℓ 2 (g) H 2 CC ℓ - CH 2 C ℓ (g) REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆ H > 0. H 2 C = CH 2 (g) + C ℓ 2 (g) 4 C –H = 4. 99 = +396 1 C = C = 1. 147 = +147 Hreagentes= 396+147+58 = 1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58 +701kcal. PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H<0. H 2 CC ℓ - CH 2 C ℓ (g) 4 C-H = 4.-99 = -396 2 C-Cℓ = 2. -79 = -158 Hprodutos = -396 + -158 + -83 1 C-C = 1.-83 = -83 -637 kcal ∆ H = + 701 – 637 = +64 kcal.