O documento discute os conceitos fundamentais da termoquímica, incluindo entalpia, variação de entalpia, reações exotérmicas e endotérmicas, calor de formação, combustão e ligação. A lei de Hess é explicada como uma ferramenta para calcular variações de entalpia em reações complexas a partir de reações elementares.

1. TERMOQUÍMICA É a parte da Química que estuda as variações de energia que acompanham as reações químicas.

2. ENTALPIA DE UM SISTEMA (H): Pode ser conceituada como o conteúdo energético do sistema. VARIAÇÃO DE ENTALPIA (  H)  H= Hp – Hr, sendo que Hp é a entalpia dos produtos e Hr é a entalpia dos reagentes.

3. REAÇÃO EXOTÉRMICA : É aquela que libera calor. Hp < Hr  H < 0

4. C (s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H = - 94,0 Kcal/mol. ou C (s) + O 2 (g)  CO 2 (g) + 94,0 Kcal/mol ou C (s) + O 2 (g) - 94,0 Kcal  CO 2 (g) Exemplo:

5. E1= energia dos reagentes (r) E2= energia do complexo ativado (CA) E3= energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta c=variação de entalpia (D H= Hp – Hr) Gráfico de Entalpia: Reação Exotérmica

6. REAÇÃO ENDOTÉRMICA : É aquela que absorve calor. Hp > Hr  H > 0

7. N 2(l) + O 2(g)  2NO (g)  H = + 42 Kcal/mol. ou N 2(l) + O 2(g) + 42 Kcal  2 NO (g) ou N 2(l) + O 2(g)  2 NO (g) - 42 Kcal Exemplo:

8. E1= energia dos reagentes (r) E2= energia do complexo ativado (CA) E3= energia dos produtos (p) b=energia de ativação da reação direta c=variação de entalpia (D H= Hp – Hr) Gráfico de Entalpia: Reação Endotérmica

9. CALOR OU ENTALPIA DE FORMAÇÃO: É a quantidade de calor libertada ou absorvida na formação de um mol dessa substância à partir de substâncias simples no estado padrão.

10. Exemplo: H 2(g) + ½ O 2(g)  H 2 O (g)  H= -68,3 Kcal ½ H 2(g) + I 2(g)  HI (g)  H= -6,2 Kcal

11. Entalpia Padrão (  H) A entalpia de uma substância simples, a 1 atm e 25ºC,no estado padrão e forma alotrópica mais estável, é considerada igual a zero. H 2(g) .................... H=0 O 2(g) .................... H=0 O 3(g) .................... H  0 C (grafite) .................H=0 C (diamante) ............. H  0

12. Entalpia de uma substância composta: É a entalpia de formação dessa substância a 1 atm e 25ºC, partindo-se de substância simples no estado e forma alotrópica mais comuns.

13. CALOR OU ENTALPIA DE COMBUSTÃO: É a variação de entalpia que ocorre na combustão de 1 mol de uma substância a 25ºC e 1 atm de pressão.

14. Exemplo: C (s) + O 2(g)  CO 2(g)  H= -94 Kcal/mol CH 4(g) + 2O 2(g)  CO 2(g) + 2H 2 O (g)  H= -213 Kcal/ mol

15. LEI DE HESS &quot;A variação de entalpia envolvida numa reação química, sob determinadas condições experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos , seja a reação executada em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas&quot;.

17. Essa lei é muito útil para determinar indiretamente calor de reação, impossível de ser medido experimentalmente. O calor total liberado ou absorvido nas reações sucessivas: A  B e B  C é igual ao calor liberado ou absorvido na reação A  C. O calor liberado ou absorvido na reação A  C não depende do número de estados intermediários.

18. Conseqüências da Lei de Hess Podemos trabalhar com equações químicas como se fossem equações matemáticas, isto é, permite calcular o  de uma determinada reação x (incógnita) pela soma de reações de  conhecidos, cujo resultado seja a reação de x. Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de  desta reação pelo mesmo número.

19. EX: Podemos obter NH 4 Cl(aq) por 2 caminhos diferentes. 1º caminho: NH 3 (g ) + HCl(g)  NH 4 Cl(s)  H = -41,9 Kcal + NH 4 Cl(s) + H 2 O  NH 4 Cl(aq)  H = -3,9 Kcal NH 3 (g) + HCl(g) + H 2 O  NH 4 Cl(aq)  H=-38 Kcal

20. 2º caminho : NH 3 (g ) + H 2 O  NH 3 (aq)  H = -8,5 Kcal + HCl (g) + H 2 O  HCl(aq)  H = -17,3 Kcal + NH 3 (aq ) + HCl(aq)  NH 4 Cl(aq)  H= -12,2 Kcal NH 3 (g ) + HCl(g) + H 2 O  NH 4 Cl(aq)  H= - 38 Kcal

21. ENERGIA DE LIGAÇÃO: É a energia necessária para romper um mol de ligações quando se obtêm os átomos isolados no estado gasoso. A principal aplicação prática é permitir o cálculo da variação de entalpia de reações, conhecendo-se as energias de ligações.

22. Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio (H 2 ) e gás cloro (Cl 2 ), formando cloridreto (HI).

23. Ligação E de ligação (Kcal/mol) Cl  Cl 58,0 H  H 104,2 H  Cl 103,2 C  C 83,1 C  H 98,8 C  H (metano) 99,5 C  Cl 78,5

24. REAGENTES A quebra de uma ligação é um processo endotérmico (  H > 0): SINAL (+) PRODUTOS A formação de uma ligação é um processo Exotérmico (  H  0): SINAL (-)

25. H 2 + Cl 2  2 HCl H - H + Cl - Cl  2 H-Cl +104,0 +58,0 2 x(-103,0)  H = -44,0 Kcal