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Termoquímica




Estudo Geral dos Equilíbrios Térmicos
       Professor Costa Freire
Termoquímica

                         Absorção de calor
                              Sublimação

                Fusão                        Vaporização
    SÓLIDO                     LÍQUIDO                     GÁS
             Solidificação                   Condensação



                             Liberação de calor


Definição:
“Termoquímica é o estudo das quantidades de calor
liberadas ou absorvidas durante reações químicas.”
Termoquímica
          Classificação das reações químicas
O fornecimento ou a liberação de calor (energia) é a
transformação física que, quase sempre, acompanha as
reações químicas.


Para a termoquímica, as reações químicas se classificam
em:
 ✔
   Reações exotérmicas; e
 ✔ Reações endotérmicas.
Termoquímica
                               Calorimetria
“É o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas
ou absorvidas durante os fenômenos físicos e/ou químicos.”
 Quantidade de calor é diferente de temperatura. A temperatura de um corpo é
 função da agitação (velocidades de translação, de vibração e de rotação) de suas
 partículas. A quantidade de calor é função da temperatura e da massa total do
 sistema que contém o corpo.


Definição:
“Caloria é a quantidade de calor necessária para elevar de
14,5ºC para 15,5ºC a temperatura de 1g de água.”
Termoquímica
 Unidades de quantidade de calor:
                             1 kcal = 1.000 cal
                        1 cal = 4,18 .107 erg = 4,18 j
                                1 kj = 1.000 j

Definições:
Calorímetro é um aparelho usado para medir a quantidade
de calor liberado ou absorvido em uma reação química ou
transformação física.
“Calor específico é a quantidade de calor necessária para
elevar de 1ºC a temperatura de 1g da substância.”
Termoquímica
Uso do calorímetro de água:
   ✔Provoca-se uma reação química ou transformação física dentro da água;
   ✔Mede-se a elevação da temperatura da água;

   ✔Calcula-se a quantidade de calor liberada pela reação química ou
   transformação física.


Observação:
A quantidade de calor cedida (Qc) pela reação ou pelo corpo é igual à
quantidade de calor recebida (Qr) pela água.


A quantidade de calor (Qr) de um corpo depende de sua massa (m), do seu
calor específico (c) e da variação de temperatura (Δθ) ao qual é submetido:
                               Qr = mc . Δθ
Termoquímica
Definição:
Bomba Calorimétrica é um aparelho usado para medir o
calor de combustão de substâncias.

 Observação:
 Como a bomba calorimétrica é um aparelho hermeticamente fechado e de
 volume constante, costuma-se denominar calor a volume constante (Qv) à
 quantidade de calor aí medida.
Termoquímica
                             Energia interna
Existem dois tipos de energia:
✔  Energia cinética (associada ao movimento); e
✔  Energia potencial (armazenada para produzir algum
   trabalho).

 Hipóteses a serem consideradas numa reação química:
 1ª hipótese – quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for
               maior do que a energia interna total dos produtos formados
               (energia final), a reação irá liberar energia (reação exotérmica);
 2ª hipótese – quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for
               menor do que a dos produtos formados (energia final), a reação
               irá absorver a energia que falta (reação endotérmica).
Termoquímica
Definições:
         Primeiro princípio da Termodinâmica
             (lei da conservação de energia)

“A energia total após a reação é igual à energia total antes
da reação.”
“A energia não pode ser criada nem destruída, apenas
transformada.”
“E um sistema isolado, a quantidade total de energia é
constante.
Termoquímica
Definições:
Entalpia (H) ou conteúdo de calor é a grandeza que mede
o conteúdo energético das substâncias.
“Se a pressão e temperatura forem constantes nos estados
inicial e final da reação, a variação da entalpia será a
medida da quantidade de calor liberada ou absorvida pela
reação.
 Variação de energia:
     Reação exotérmica       ΔH = Hprod. – Hreag. < 0

     Reação endotémica       ΔH = Hprod. – Hreag. > 0

 Os diagramas de entalpia são conhecidos como diagramas de energia.
Termoquímica

Consideremos a reação da queima de carvão a céu aberto:

                     2C(s) + O2(g)            2CO(g)

O aumento de volume gerado pelos gases da reação gera um trabalho de
expansão que é obtido pela seguinte fórmula:

                                 ζ = P . ΔV
Considerando-se a equação de Clapeyron PV = nRT, obtém-se a seguinte
equação:

                                ζ = (Δn)RT
Termoquímica
         Fatores que influem as entalpias das reações
✔    Quantidades de reagentes e de produtos:

               2H2(g)   +   O2(g)        2H2O(v)      ΔH = -485,8 kj

    Há liberação de 485,8 kj quando 2 mols de H2 reagem com 1 mol de O2,
    produzindo 2 mols de H2O.

    Quando a reação acima é dividida por 2, temos:

                              1
               H2(g)    +       O            H2O(v)       ΔH = -242,9 kj
                              2 2(g)
Termoquímica
              Fatores que influem as entalpias das reações
✔        Estado físico dos reagentes e dos produtos:
                             1
     I       H2(g)     +       O                   H2O(v)       (vapor)          ΔH1 = -242,9 kj/mol
                             2 2(g)
                             1
    II       H2(g)     +       O                   H2O(v)      (líquido)         ΔH2 = -286,6 kj/mol
                             2 2(g)
                             1
    III      H2(g)     +       O                   H2O(v)       (sólido)         ΔH3 = -292,6 kj/mol
                             2 2(g)

                                                              Estados físicos                Variações de
                                                                diferentes                entalpia diferentes


               GÁS
               GÁS                                 LÍQUIDO
                                                   LÍQUIDO                                         SÓLIDO
                                                                                                   SÓLIDO
         (vapor de água)
          (vapor de água)                       (água líquida)
                                                 (água líquida)                                     (gelo)
                                                                                                     (gelo)
                               Diminui a agitação (energia) das moléculas de água

                            Aumenta o saldo de energia (ΔH) liberada no final da reação
Termoquímica
  Entalpia (kJ/mol)



                                           1
                              H2(g) +        O
                                           2 2(g)
                 0

                                 ΔH1        ΔH2         ΔH3
                                                                      H2O(v)
            -242,9


                                                                                            ΔHvap. = +43,7 kj/mol
                                                                      H2O(l)
            -286,6


                                                                                           ΔHfusão = +6,0 kj/mol
                                                                      H2O(s)
            -292,6




                                                                 Caminho da transformação

Verifica-se experimentalmente que o calor latente de vaporização da água é 2,43 kj/g, logo, 1 mol de H2O absorve 43,7 kj para
evaporar. Esse valor é chamado de entalpia molar de vaporização da água.
Termoquímica
      Fatores que influem as entalpias das reações
✔   Estado alotrópico:
            C(grafite)   +    O2(g)   CO2(g)   ΔH1 = -393,1 kj/mol

            C(diamante) +     O2(g)   CO2(g)   ΔH2 = -395,0 kj/mol


        Estados alotrópicos                          Variações de
            diferentes                            entalpia diferentes
Termoquímica
Entalpia (kJ/mol)




                             C(diamante) +     O2(g)


                                                                                  ΔH = -1,9 kj/mol
                             C(grafite) +    O2(g)


                                                                 ΔH1     ΔH2


                                                                             CO2(g)



                                                                       Caminho da transformação


               C(diamante)      C(grafite)   ΔH = -1,9 kj/mol (exotérmica)

               C(grafite)     C(diamante)    ΔH = +1,9 kj/mol (endotérmica)
Termoquímica
         Fatores que influem as entalpias das reações
✔    Dissolução/diluição:
    Há dissoluções exotérmicas e endotérmicas. A quantidade total de calor
    liberado ou absorvido tende a um certo limite. Essa quantidade máxima de calor
    é denominada entalpia (ou calor) de diluição total (ou infinita) da substância.

                                   Água
             H2SO4(l) +   aq               H2SO4(aq)    ΔH = -84,4 kj/mol
                                   Água
             CaCl2(s) +   aq               CaCl2(aq)    ΔH = -82,7 kj/mol

                                   Água
             NH4NO3(s)+   aq               NH4NO3(aq)   ΔH = +26,3 kj/mol
Termoquímica
        Fatores que influem as entalpias das reações
✔   Temperatura na qual se efetua a reação química:
               H2(g) +      Cl2(g)              2HCl(g)   ΔH = -183,9 kj/mol (a 15ºC)

               H2(g) +      Cl2(g)              2HCl(g)   ΔH = -184,1 kj/mol (a 75ºC)
                               15ºC                             75ºC
    Entalpia
                                                          H2(g) + Cl2(g)

                         H2(g) + Cl2(g)                   ΔH3
                                                                               ΔH2
                                                          2HCl(g)
                                          ΔH1
                         2HCl(g)                          ΔH4


                                                                    Caminho da transformação
Termoquímica
         Fatores que influem as entalpias das reações
✔    Pressão
    Há influência perceptível somente em pressões elevadíssimas, da ordem de
    1.000 atm. Abaixo disso, praticamente não é perceptível a influência nos calores
    de reações envolvendo sólidos, líquidos ou mesmo gases.
Termoquímica
                        Equação termoquímica
Definição:
“Equação termoquímica é a equação química à qual
acrescentamos a entalpia da reação e na qual
mencionamos todos os fatores que possam influir no
valor dessa entalpia.”
                     1
         H2(g) +       O              H2O(l)    ΔH = - 286,6 kj/mol (25ºC; 1 atm)
                     2 2(g)
     C(diamante) +     O2(g)          CO2(g)    ΔH = - 395,0 kj/mol (25ºC; 1 atm)
       1             1         Água
         H    +        Cl             HCl(aq)   ΔH = - 167,2 kj/mol (25ºC; 1 atm)
       2 2(g)        2 2(g)
          H2(g) +     Cl2(g)          2HCl(g)   ΔH = - 184,1 kj/mol (75ºC; 1 atm)
Termoquímica
Estado padrão dos elementos e dos compostos químicos
Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância
Entalpia (ou calor) de combustão de uma substância
Entalpia (ou calor) de neutralização
Energia de ligação
Generalizações
Exercícios
Termoquímica
                                    Lei de Hess
“A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou
absorvida) em uma reação química depende apenas dos
estados inicial e final da reação.”
  C(grafite) + O2(g)
  C(grafite) + O2(g)                 Primeiro caminho                        CO2(g)
                                                                             CO2(g)
   (estado inicial)
    (estado inicial)                        ΔH                           (estado final)
                                                                          (estado final)




                 Segundo caminho       CO(g) + 1 O2(g)
                                       CO(g) + 2 O2(g)       Segundo caminho
                       ΔH1         (estado intermediário)          ΔH2
                                    (estado intermediário)


A esses dois caminhos correspondem dois valores experimentais, para as variações
de entalpia, supondo pressão e temperatura constantes.
Termoquímica
  C(grafite) + O2(g)
  C(grafite) + O2(g)                 Primeiro caminho                           CO2(g)
                                                                                CO2(g)
   (estado inicial)
    (estado inicial)                        ΔH                              (estado final)
                                                                             (estado final)




                 Segundo caminho       CO(g) + 1 O2(g)
                                       CO(g) + 2 O2(g)          Segundo caminho
                       ΔH1         (estado intermediário)             ΔH2
                                    (estado intermediário)



Primeiro caminho:        C (grafite) +   O2(g)               CO2(g)        ΔH = -393,3 kj
                                         1
Segundo caminho: C (grafite) +           2 O2(g)             CO(g)         ΔH1 = -110,3 kj
                                         1
                         CO(g)      +    2 O2(g)             CO2(g)        ΔH2 = -283,0 kj

Somando:       ΔH1 + ΔH2 = -110,3 + (-283,0) = -393,3

Portanto:      ΔH = ΔH1 + ΔH2
Termoquímica
                                Conclusão
“Partindo-se sempre de um mesmo estado inicial e
chegando-se sempre a um mesmo estado final, o ΔH será
sempre o mesmo, quer a reação seja direta, quer ela se
efetue em várias etapas.”

O ΔH independe do caminho percorrido durante a reação. Cada estado tem uma
entalpia ou conteúdo de calor (H) fixo e bem definido:
  ● no estado inicial: H
                          inicial tem valor fixo;
  ● no estado final: H
                       final também tem valor fixo.
A entalpia é função de estado, ou seja, o valor de ΔH é fixo e bem definido, não
dependendo dos estados intermediários. Por isso, a lei de Hess é também conhecida
como a lei dos estados inicial e final.
Termoquímica
                   Consequências da lei de Hess
1ª As equações termoquímicas podem ser somadas como
se fossem equações matemáticas, daí a lei de Hess ser
também chamada de lei da soma dos calores de reação.


                1
C (grafite) +     O        CO(g)    ΔH1 = -110,3 kj
                2 2(g)
                1
CO(g)     +       O
                2 2(g)
                           CO2(g)   ΔH2 = -283,0 kj

C (grafite) +   O2(g)      CO2(g)   ΔH = -110,3 – 283,0 ⇒ ΔH = –393,3 kj
Termoquímica
                   Consequências da lei de Hess
2ª Invertendo uma equação termoquímica, devemos trocar
o sinal de ΔH.

C (grafite) +   O2(g)             CO(g)         ΔH = –393,3 kj

CO2(g)            C (grafite) +     O2(g)       ΔH = +393,3 kj

     Zero (substancias)                     Zero (quantidade de calor)


Isso representa a conservação de energia entre os estados inicial e final.
Termoquímica
                   Consequências da lei de Hess
3ª Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica
por um número diferente de zero, o valor de ΔH será
também multiplicado (ou dividido) por esse número.

C (grafite) +   O2(g)       CO(g)      ΔH = –393,3 kj

C (grafite) +   O2(g)       CO(g)      ΔH = –393,3 kj

2C (grafite) + 2O2(g)       2CO(g)     ΔH = –786,6 kj


As equações termoquímicas podem sofrer tratamentos matemáticos desde que esses
tratamentos sejam feitos também com os valores de ΔH.

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Termoquímica

  • 1. Termoquímica Estudo Geral dos Equilíbrios Térmicos Professor Costa Freire
  • 2. Termoquímica Absorção de calor Sublimação Fusão Vaporização SÓLIDO LÍQUIDO GÁS Solidificação Condensação Liberação de calor Definição: “Termoquímica é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante reações químicas.”
  • 3. Termoquímica Classificação das reações químicas O fornecimento ou a liberação de calor (energia) é a transformação física que, quase sempre, acompanha as reações químicas. Para a termoquímica, as reações químicas se classificam em: ✔ Reações exotérmicas; e ✔ Reações endotérmicas.
  • 4. Termoquímica Calorimetria “É o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante os fenômenos físicos e/ou químicos.” Quantidade de calor é diferente de temperatura. A temperatura de um corpo é função da agitação (velocidades de translação, de vibração e de rotação) de suas partículas. A quantidade de calor é função da temperatura e da massa total do sistema que contém o corpo. Definição: “Caloria é a quantidade de calor necessária para elevar de 14,5ºC para 15,5ºC a temperatura de 1g de água.”
  • 5. Termoquímica Unidades de quantidade de calor: 1 kcal = 1.000 cal 1 cal = 4,18 .107 erg = 4,18 j 1 kj = 1.000 j Definições: Calorímetro é um aparelho usado para medir a quantidade de calor liberado ou absorvido em uma reação química ou transformação física. “Calor específico é a quantidade de calor necessária para elevar de 1ºC a temperatura de 1g da substância.”
  • 6. Termoquímica Uso do calorímetro de água: ✔Provoca-se uma reação química ou transformação física dentro da água; ✔Mede-se a elevação da temperatura da água; ✔Calcula-se a quantidade de calor liberada pela reação química ou transformação física. Observação: A quantidade de calor cedida (Qc) pela reação ou pelo corpo é igual à quantidade de calor recebida (Qr) pela água. A quantidade de calor (Qr) de um corpo depende de sua massa (m), do seu calor específico (c) e da variação de temperatura (Δθ) ao qual é submetido: Qr = mc . Δθ
  • 7. Termoquímica Definição: Bomba Calorimétrica é um aparelho usado para medir o calor de combustão de substâncias. Observação: Como a bomba calorimétrica é um aparelho hermeticamente fechado e de volume constante, costuma-se denominar calor a volume constante (Qv) à quantidade de calor aí medida.
  • 8. Termoquímica Energia interna Existem dois tipos de energia: ✔ Energia cinética (associada ao movimento); e ✔ Energia potencial (armazenada para produzir algum trabalho). Hipóteses a serem consideradas numa reação química: 1ª hipótese – quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for maior do que a energia interna total dos produtos formados (energia final), a reação irá liberar energia (reação exotérmica); 2ª hipótese – quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for menor do que a dos produtos formados (energia final), a reação irá absorver a energia que falta (reação endotérmica).
  • 9. Termoquímica Definições: Primeiro princípio da Termodinâmica (lei da conservação de energia) “A energia total após a reação é igual à energia total antes da reação.” “A energia não pode ser criada nem destruída, apenas transformada.” “E um sistema isolado, a quantidade total de energia é constante.
  • 10. Termoquímica Definições: Entalpia (H) ou conteúdo de calor é a grandeza que mede o conteúdo energético das substâncias. “Se a pressão e temperatura forem constantes nos estados inicial e final da reação, a variação da entalpia será a medida da quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação. Variação de energia: Reação exotérmica ΔH = Hprod. – Hreag. < 0 Reação endotémica ΔH = Hprod. – Hreag. > 0 Os diagramas de entalpia são conhecidos como diagramas de energia.
  • 11. Termoquímica Consideremos a reação da queima de carvão a céu aberto: 2C(s) + O2(g) 2CO(g) O aumento de volume gerado pelos gases da reação gera um trabalho de expansão que é obtido pela seguinte fórmula: ζ = P . ΔV Considerando-se a equação de Clapeyron PV = nRT, obtém-se a seguinte equação: ζ = (Δn)RT
  • 12. Termoquímica Fatores que influem as entalpias das reações ✔ Quantidades de reagentes e de produtos: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(v) ΔH = -485,8 kj Há liberação de 485,8 kj quando 2 mols de H2 reagem com 1 mol de O2, produzindo 2 mols de H2O. Quando a reação acima é dividida por 2, temos: 1 H2(g) + O H2O(v) ΔH = -242,9 kj 2 2(g)
  • 13. Termoquímica Fatores que influem as entalpias das reações ✔ Estado físico dos reagentes e dos produtos: 1 I H2(g) + O H2O(v) (vapor) ΔH1 = -242,9 kj/mol 2 2(g) 1 II H2(g) + O H2O(v) (líquido) ΔH2 = -286,6 kj/mol 2 2(g) 1 III H2(g) + O H2O(v) (sólido) ΔH3 = -292,6 kj/mol 2 2(g) Estados físicos Variações de diferentes entalpia diferentes GÁS GÁS LÍQUIDO LÍQUIDO SÓLIDO SÓLIDO (vapor de água) (vapor de água) (água líquida) (água líquida) (gelo) (gelo) Diminui a agitação (energia) das moléculas de água Aumenta o saldo de energia (ΔH) liberada no final da reação
  • 14. Termoquímica Entalpia (kJ/mol) 1 H2(g) + O 2 2(g) 0 ΔH1 ΔH2 ΔH3 H2O(v) -242,9 ΔHvap. = +43,7 kj/mol H2O(l) -286,6 ΔHfusão = +6,0 kj/mol H2O(s) -292,6 Caminho da transformação Verifica-se experimentalmente que o calor latente de vaporização da água é 2,43 kj/g, logo, 1 mol de H2O absorve 43,7 kj para evaporar. Esse valor é chamado de entalpia molar de vaporização da água.
  • 15. Termoquímica Fatores que influem as entalpias das reações ✔ Estado alotrópico: C(grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH1 = -393,1 kj/mol C(diamante) + O2(g) CO2(g) ΔH2 = -395,0 kj/mol Estados alotrópicos Variações de diferentes entalpia diferentes
  • 16. Termoquímica Entalpia (kJ/mol) C(diamante) + O2(g) ΔH = -1,9 kj/mol C(grafite) + O2(g) ΔH1 ΔH2 CO2(g) Caminho da transformação C(diamante) C(grafite) ΔH = -1,9 kj/mol (exotérmica) C(grafite) C(diamante) ΔH = +1,9 kj/mol (endotérmica)
  • 17. Termoquímica Fatores que influem as entalpias das reações ✔ Dissolução/diluição: Há dissoluções exotérmicas e endotérmicas. A quantidade total de calor liberado ou absorvido tende a um certo limite. Essa quantidade máxima de calor é denominada entalpia (ou calor) de diluição total (ou infinita) da substância. Água H2SO4(l) + aq H2SO4(aq) ΔH = -84,4 kj/mol Água CaCl2(s) + aq CaCl2(aq) ΔH = -82,7 kj/mol Água NH4NO3(s)+ aq NH4NO3(aq) ΔH = +26,3 kj/mol
  • 18. Termoquímica Fatores que influem as entalpias das reações ✔ Temperatura na qual se efetua a reação química: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) ΔH = -183,9 kj/mol (a 15ºC) H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) ΔH = -184,1 kj/mol (a 75ºC) 15ºC 75ºC Entalpia H2(g) + Cl2(g) H2(g) + Cl2(g) ΔH3 ΔH2 2HCl(g) ΔH1 2HCl(g) ΔH4 Caminho da transformação
  • 19. Termoquímica Fatores que influem as entalpias das reações ✔ Pressão Há influência perceptível somente em pressões elevadíssimas, da ordem de 1.000 atm. Abaixo disso, praticamente não é perceptível a influência nos calores de reações envolvendo sólidos, líquidos ou mesmo gases.
  • 20. Termoquímica Equação termoquímica Definição: “Equação termoquímica é a equação química à qual acrescentamos a entalpia da reação e na qual mencionamos todos os fatores que possam influir no valor dessa entalpia.” 1 H2(g) + O H2O(l) ΔH = - 286,6 kj/mol (25ºC; 1 atm) 2 2(g) C(diamante) + O2(g) CO2(g) ΔH = - 395,0 kj/mol (25ºC; 1 atm) 1 1 Água H + Cl HCl(aq) ΔH = - 167,2 kj/mol (25ºC; 1 atm) 2 2(g) 2 2(g) H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) ΔH = - 184,1 kj/mol (75ºC; 1 atm)
  • 21. Termoquímica Estado padrão dos elementos e dos compostos químicos Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância Entalpia (ou calor) de combustão de uma substância Entalpia (ou calor) de neutralização Energia de ligação Generalizações Exercícios
  • 22. Termoquímica Lei de Hess “A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.” C(grafite) + O2(g) C(grafite) + O2(g) Primeiro caminho CO2(g) CO2(g) (estado inicial) (estado inicial) ΔH (estado final) (estado final) Segundo caminho CO(g) + 1 O2(g) CO(g) + 2 O2(g) Segundo caminho ΔH1 (estado intermediário) ΔH2 (estado intermediário) A esses dois caminhos correspondem dois valores experimentais, para as variações de entalpia, supondo pressão e temperatura constantes.
  • 23. Termoquímica C(grafite) + O2(g) C(grafite) + O2(g) Primeiro caminho CO2(g) CO2(g) (estado inicial) (estado inicial) ΔH (estado final) (estado final) Segundo caminho CO(g) + 1 O2(g) CO(g) + 2 O2(g) Segundo caminho ΔH1 (estado intermediário) ΔH2 (estado intermediário) Primeiro caminho: C (grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH = -393,3 kj 1 Segundo caminho: C (grafite) + 2 O2(g) CO(g) ΔH1 = -110,3 kj 1 CO(g) + 2 O2(g) CO2(g) ΔH2 = -283,0 kj Somando: ΔH1 + ΔH2 = -110,3 + (-283,0) = -393,3 Portanto: ΔH = ΔH1 + ΔH2
  • 24. Termoquímica Conclusão “Partindo-se sempre de um mesmo estado inicial e chegando-se sempre a um mesmo estado final, o ΔH será sempre o mesmo, quer a reação seja direta, quer ela se efetue em várias etapas.” O ΔH independe do caminho percorrido durante a reação. Cada estado tem uma entalpia ou conteúdo de calor (H) fixo e bem definido: ● no estado inicial: H inicial tem valor fixo; ● no estado final: H final também tem valor fixo. A entalpia é função de estado, ou seja, o valor de ΔH é fixo e bem definido, não dependendo dos estados intermediários. Por isso, a lei de Hess é também conhecida como a lei dos estados inicial e final.
  • 25. Termoquímica Consequências da lei de Hess 1ª As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas, daí a lei de Hess ser também chamada de lei da soma dos calores de reação. 1 C (grafite) + O CO(g) ΔH1 = -110,3 kj 2 2(g) 1 CO(g) + O 2 2(g) CO2(g) ΔH2 = -283,0 kj C (grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH = -110,3 – 283,0 ⇒ ΔH = –393,3 kj
  • 26. Termoquímica Consequências da lei de Hess 2ª Invertendo uma equação termoquímica, devemos trocar o sinal de ΔH. C (grafite) + O2(g) CO(g) ΔH = –393,3 kj CO2(g) C (grafite) + O2(g) ΔH = +393,3 kj Zero (substancias) Zero (quantidade de calor) Isso representa a conservação de energia entre os estados inicial e final.
  • 27. Termoquímica Consequências da lei de Hess 3ª Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valor de ΔH será também multiplicado (ou dividido) por esse número. C (grafite) + O2(g) CO(g) ΔH = –393,3 kj C (grafite) + O2(g) CO(g) ΔH = –393,3 kj 2C (grafite) + 2O2(g) 2CO(g) ΔH = –786,6 kj As equações termoquímicas podem sofrer tratamentos matemáticos desde que esses tratamentos sejam feitos também com os valores de ΔH.