TERMOQUÍMICA

1. TERMOQUÍMICA Estuda as variações de calor ou de entalpia que acompanham as reações químicas.

2. Processo exotérmico: libera calor para o ambiente e transmite sensação de aquecimento. Processo endotérmico: absorve calor do ambiente e transmite sensação de frio. Entalpia (H) de um sistema químico é seu conteúdo energético. Em animais e plantas, assim como no laboratório, as reações ocorrem, usualmente, a pressão constante, e o calor absorvido ou liberado por um sistema químico a pressão constante é chamado de variação de entalpia e simbolizado por DH. Então: DH = Hfinal - Hinicial Para uma reação química: DHreação = Hprodutos - Hreagentes O DH de uma reação química é chamado calor de reação

3. Diagramas de entalpia Reações exotérmicas: liberam calor

4. Reações endotérmicas: absorvem calor

5. Entalpia (ou calor) de Formação (DHf): é o calor envolvido na formação de 1 mol de substância composta, a partir de substâncias simples no estado padrão. • Estado padrão: • estado físico e alotrópico mais estáveis • condição ambiente: 25oC e 1 atm • Por convenção , a entalpia de substâncias simples no estado padrão vale zero, isso • nos permite determinar a entalpia de qualquer substância composta. • Exemplo: entalpia de formação da água líquida A entalpia de formação medida experimentalmente será numericamente igual à entalpia da substância composta correspondente.

6. Entalpia (ou calor) de Combustão (DHcomb): é o calor liberado na combustão completa de 1 mol de substância química, no estado padrão. Exemplo: entalpia (ou calor) de combustão da grafite. • Cálculo de DH da reação com H(form) • A entalpia de uma substância é numericamente igual ao seu DH de formação; • Sendo os valores de DH de formação dos participantes, valerá a relação:

7. LEI DE HESS • Se um processo puder ser realizado por vários caminhos, constituídos por diferentes • números de etapas endotérmicas ou exotérmicas, o valor do DH global do processo: • não dependerá do número de etapas; • não dependerá do tipo de cada etapa; • será dado pela soma algébrica dos valores dos DH das etapas.

8. Estratégia para a resolução dos exercícios Exemplo: determinar a entalpia, a 25oC e 1 atm, para a reação representada pela equação a seguir:

11. ENERGIA DE LIGAÇÃO: é a energia necessária para romper 1 mol de ligações químicas • entre dois átomos no estado gasoso. • Exemplo: quando se diz que a energia de ligação H – H vale 436 kJ/mol, significa que: • para quebrar 1 mol de ligações entre átomos de hidrogênio no estado gasoso, o sistema • precisa “receber” 436 kJ. • se ao contrário, 1mol de ligações se formar, o sistema “libertará” 436 kJ. • Em síntese, todo rompimento de ligações é um processo endotérmico, e toda união entre • átomos é exotérmica.

12. Para o cálculo do DH de uma reação basta conhecer todas as energias envolvidas e efetuar as seguintes etapas: 1. Calcular a energia absorvida na quebra de ligações dos reagentes. 2. Calcular a energia liberada nas uniões entre átomos que formarão os produtos. 3. Calcular o saldo energético entre as duas etapas anteriores. Exemplo: Calculando o DH do seguinte processo: Dadas as energias de ligação: