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. 

Calorímetro: para reações em meio aquoso.

Bomba calorimétrica: para reações de combustão.

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...

Carbono C (grafita) C(diamante)

Oxigênio O2(g) e O3(g)

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

FATORES QUE INFLUEM NO VALOR DA ENTALPIA

1. O ESTADO FÍSICO

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 gráfico e responda qual a variação de entalpia (∆H)?

∆H = Hp - Hr

∆H = 10 – 22

∆H = - 12

Observe o gráfico e responda qual a energia de ativação?

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Qual é a energia do complexo ativado?

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Exotérmico

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