O fogo � proveniente de uma rea��o de combust�o que libera grande quantidade de calor.
Roupas secando: processo f�sico, onde a �gua absorve calor do sol e evapora, secando as roupas. �NDICE
| ENTALPIA | |
| TIPOS DE REA��ES | |
| DIAGRAMA DE ENTALPIA | |
| FATORES QUE ALTERAM O ΔH | |
| ESTADO PADR�O | |
| EQUA��O TERMOQU�MICA | |
| CALOR DA REA��O | |
| LEI DE HESS |
Uma das conseq��ncias do progresso da humanidade � o aumento no consumo da energia, pois n�o imaginamos civiliza��o moderna sem ind�strias, autom�veis, avi�es, fog�es, geladeiras, etc.
A grande fonte de nossos recursos energ�ticos s�o, sem d�vida, as rea��es qu�micas, j� que durante a ocorr�ncia destas, h� perda ou ganho de energia. Essas varia��es energ�ticas s�o freq�entemente expressas na forma de calor e ser�o estudadas na Termoqu�mica.
Termoqu�mica � a parte da Qu�mica que estuda as quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as rea��es qu�micas.
Os calores liberados ou absorvidos pelas rea��es s�o expressos em Joule (J), ou caloria (cal).
Uma caloria � a quantidade de calor necess�ria pa-ra aquecer um grama de �gua de 14,5 �C a 15,5 �C. Seu m�ltiplo � a quilocaloria, (kcal), sendo que:
Rela��o entre cal, joule:
O aparelho usado para medir a quantidade de calor envolvida nas transforma��es f�sicas ou qu�micas � o calor�metro.
1. Entalpia (H)
Entalpia � o conte�do de calor de um sistema, � press�o constante. N�o � poss�vel fazer a medida absoluta da entalpia de um sistema, mas podemos medir (com calor�metros), a varia��o de entalpia, DH, que ocorre numa rea��o. Esta varia��o � entendida como a diferen�a entre a entalpia final (dos produtos da rea��o) e a entalpia inicial (dos reagentes da rea��o).
DH = varia��o de entalpia
Hf = soma das entalpias dos produtos da rea��o
Hi = soma das entalpias dos reagentes da rea��o
2. Tipos de rea��es
2.1. Rea��es Exot�rmicas
S�o aquelas que liberam calor para o meio ambiente.
Exemplos
Combust�o da gasolina, queima da vela, etc.
H� uma diminui��o do conte�do calor�fico do sistema. Se ocorre libera��o de calor, podemos concluir que, no final, a quantidade de calor (Hf) contida no sistema � menor que no in�cio (Hi) do processo.
como DH= Hf � Hi, logo, DH < 0
Exemplos
Seja a combust�o do acetileno:C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g) ΔH = -310,6 kcal
De onde conclu�mos que durante esta rea��o, a 25 �C e 1 atm, s�o liberados 310,6 kcal para cada mol de acetileno queimado.
2.2. Rea��es Endot�rmicas
S�o aquelas que absorvem calor do meio ambiente.
Exemplo
Decomposi��o da am�nia, etc.
Numa rea��o endot�rmica, h� aumento do conte�do calor�fico do sistema. Se ocorre absor��o de energia, podemos concluir que, no final, a quantidade de calor (Hf) contida no sistema � maior que no in�cio do processo (Hi).
como DH = Hf � Hi, logo, DH > 0.
O DH das rea��es endot�rmicas � positivo.
Exemplo
Seja a decomposi��o da �gua:
H2O(l)→ H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH = + 68,4 kcal
de onde conclu�mos que durante essa rea��o, a 25 �C e 1 atm, s�o absorvidas 68,4 kcal para cada mol de �gua decomposta.
3. Diagrama de Entalpia
No diagrama de entalpia, relacionamos num eixo vertical os valores de Hi e Hf e podemos, portanto, calcular o valor de DH.
3.1. Diagrama de Rea��o Exot�rmica
Os produtos possuem entalpia menor que os reagentes. Logo, houve perda de calor e o DH � negativo.
Exemplo
Hi = �26,4 kcal
Hf = �94,1 kcal
DH = Hf � Hi →DH = �94,1 � (�26,4)→ DH = � 67,7 kcal
Rea��o Exot�rmica
DH negativo
3.2. Diagrama de Rea��o Endot�rmica
Os produtos possuem entalpia maior que os rea- gentes. Logo, houve ganho de calor e o DH � positivo.
Exemplos
Hi = � 94,1 kcal
Hf = � 26,4 kcal
DH = Hf� Hi → DH = � 26,4 � (�94,1)→ DH = +67,7 kcal
Rea��o Endot�rmica
DH positivo
4. Fatores que alteram o ΔH
4.1. Estado F�sico de Reagentes e Produtos
O estado f�sico de reagentes e produtos interfere no DHde uma rea��o. Se em um determinado processo ocorrido com os mesmos reagentes, no mesmo estado f�sico e mesmo produto, cujos estados f�sicos s�o diferentes, a energia liberada no estado s�lido � maior que no estado l�quido e esta � maior no estado gasoso. Isso acontece porque o vapor � um estado mais energ�tico que o s�lido.
Exemplificando
Observamos que os produtos diferem apenas no estado f�sico.
Graficamente, podemos representar:
4.2. Estado Alotr�pico de Reagentes e Produtos
Um mesmo elemento pode formar subst�ncias simples diferentes. A este fen�meno damos o nome de alotropia.
Na natureza encontramos muitas variedades alotr�picas, tais como:
� Carbono
� Enxofre
� F�sforo
� Oxig�nio
Para uma rea��o envolvendo variedades alotr�picas de um mesmo elemento, vamos obter entalpias diferentes. Por exemplo:
C(grafite) + O2(g)→ CO2(g) DH1 = � 392,9 kJ
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) DH2 = � 395 kJ
Podemos dizer que o diamante apresenta, em sua estrutura cristalina, mais entalpia que o grafite. Portanto, o diamante � mais reativo (menos est�vel) que o grafite (mais est�vel).
Graficamente, encontramos:
Para as demais formas alotr�picas citadas, podemos colocar:
4.3. Temperatura
A determina��o do ΔH deve ser feita a uma temperatura constante, pois se verifica, experimentalmente, que a varia��o de temperatura tem influ�ncia sobre o valor do ΔH. Normalmente, as determina��es de DH s�o feitas em condi��es-padr�o, ou seja, temperatura de 25 �C.
4.4. A Quantidade de Reagentes e Produtos
ODH de qualquer rea��o � determinado pela quantidade de reagentes envolvidos.
Exemplo
5. O Estado-Padr�o
Como � imposs�vel determinar o valor absoluto da entalpia de um sistema, adota-se um referencial ou padr�o. Por conven��o adotam-se as seguintes condi��es para ser um padr�o:
� temperatura de 25 �C
� press�o de 1 atm
� estado f�sico mais comum a 25 �C e 1 atm
Exemplo
H2O(l), O2(g), Al(s), Hg(l), Cl2(g)
� estado alotr�pico mais est�vel
Exemplo
C(gr), O2(g), S(R), P(V)Observa��o
Caso o padr�o seja subst�ncia simples (elemento qu�mico), a ela ser� atribu�do arbitrariamente o valor zero de entalpia.
Exemplos
H2O(l) � � padr�o, mas H � 0 (n�o � subst�ncia simples)
H2(g) � � padr�o e subst�ncia simples, logo H = 0.
O2(l) � � subst�ncia simples, mas n�o � padr�o, logo H � 0.
C(s,gr) � � subst�ncia simples e est� no estado alotr�pico mais est�vel, logo H = 0.
Como determinar, ent�o, uma entalpia relativa?
Veja a seguinte rea��o a 25 �C e 1 atm:
Assim, a entalpia �gua l�quida (f�rmula) � igual a � 68,4 kcal/mol.
6. Equa��o Termoqu�mica
A equa��o qu�mica � a representa��o da rea��o qu�mica. Equa��es que trazem, al�m dos reagentes e produtos, o estado f�sico (ou alotr�pico) desses reagentes e produtos, a temperatura, a press�o do processo e a varia��o da entalpia envolvida na rea��o s�o chamadas equa��es termoqu�micas.
S(r�mico) + 1O2(g) � 1SO2(g) DH = �70,92Kcal (a 25�C e 1atm)
Significado: quando 1 mol de enxofre r�mbico reage com 1 mol de oxig�nio gasoso, liberam 70,92 kcal para formar 1 mol de di�xido de enxofre gasoso.
1C(gr) + 2S(R) � 1CS2(l) DH = 18Kcal ( a 25�C e 1atm)
Significado: quando 1 mol de carbono grafite reage com 2 mols de enxofre r�mbico, ocorre absor��o de 18 kcal para formar 1 mol de dissulfeto de carbono l�quido.
Observa��o
Quando na equa��o n�o aparecer indica��o da temperatura e press�o, significa que o processo ocorreu a 25 �C e 1 atm (condi��es ambientes).
(a mudan�a do estado f�sico acarreta uma mudan�a no valor do DH).
C(gr) + O2(g) � CO2(g) DH = � 94,1Kcal
C(d) + O2(g) � CO2(g) DH = � 94,4Kcal
(a mudan�a do estado alotr�pico acarreta uma mudan�a no valor do DH).
7. Calor de Rea��o
A varia��o de entalpia que ocorre numa rea��o � chamada de calor de rea��o ou entalpia de rea��o e � medida a 25 �C e 1 atm. Esse calor de rea��o recebe, conforme a rea��o, as seguintes denomina��es: calor de forma��o, calor de combust�o, calor de neutraliza��o etc.
7.1. Calor de Forma��o
� a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a forma��o de 1 mol de um composto, a partir de subst�ncias simples, no estado padr�o.
Por exemplo: a 25 �C e 1 atm, temos:
H2(g) +
DH = �68,4 kcal / mol, o que significa que, para formar um mol de �gua l�quida, a partir de subst�ncias simples, H2(g) e O2(g), no estado padr�o (25 �C, e 1 atm, estado f�sico e alotr�pico mais est�vel) h� a libera��o de 68,4 kcal.
Os valores das entalpias de forma��o s�o muito importantes, pois representam a pr�pria entalpia de 1 mol da subst�ncia que est� sendo formada, j� que, nas rea��es de forma��o, Hi � sempre zero.
Exemplos
1)
Como as entalpias do H2(g) e O2(g) s�o iguais a zero (estado padr�o), a entalpia inicial, (Hi), tamb�m � zero, portanto:
DHf = Hf � Hi � DHf = Hf � 0
DHf = Hf, logo DHf H2O(i) = � 68,4Kcal
DHf H2O(i), significa que 1 mol de �gua l�quida possui a entalpia igual a � 68,4 kcal.
2)
3)
7.2. Calor de Combust�o
� a varia��o de entalpia (DH) na combust�o de 1 mol de uma subst�ncia a 25 �C e 1 atm.
Por exemplo
C6H12O6(s) + 6O2(g) � 6CO2(g) + 6H2O(l) DHc = � 673 kcal/mol
logo a combust�o de 1 mol de glicose libera 673 kcal.
O DH nesse caso � sempre negativo, pois as combust�es s�o sempre exot�rmicas.
7.3. Energia de Liga��o
Para rompermos uma liga��o entre 2 �tomos, devemos fornecer energia. Assim o processo � sempre endot�rmico e o DH � sempre positivo. Quanto mais est�vel � a liga��o, maior � a quantidade de energia absorvida para romp�-la.
Chamamos calor de liga��o ou energia de liga��o � quantidade de calor absorvida para rompermos um mol de liga��es, considerando reagentes e produtos no estado gasoso, a 25 �C e 1 atm.
Com uma tabela de energia de liga��o podemos calcular a energia total necess�ria para romper as liga��es de 1 mol de mol�culas, ou ainda, o que � mais importante, o DH das rea��es.
Exemplo
Conhecendo-se as seguintes energias de liga��o;
C � H ... + 98,8 kcal/mol
C � C ... + 200,6 kcal/mol
podemos calcular a energia total necess�ria para "quebrar" as liga��es de 1 mol de mol�culas de acetileno (C2H2).
H � C � C � H(g)� 2C(g) + 2H(g)
Quebramos
DH = + 197,6 + 200,6 →
Por�m, para calcularmos o ΔH de uma rea��o, usando valores de energia de liga��o, devemos observar que se para romper liga��es h� absor��o de de energia, para formar, h� libera��o de energia (processo exot�rmico).
Cl2(g)→ 2Cl(g) ΔH = +58 kcal
2Cl(g)→ Cl2(g) ΔH = � 58 kcal
O ΔH ser� o saldo energ�tico entre o calor absorvido no rompimento das liga��es entre os �tomos dos reagentes e o calor liberado na forma��o das liga��es entre os �tomos dos produtos.
Exemplo
Calcular o ΔH da rea��o:
C2H4(g) + H2(g)→ C2H6(g)
conhecendo-se as seguintes energias de liga��o, em kcal/mol:
C = C ... + 146,8
C � H ... + 98,8
C � C ... + 83,2
H � H ... + 104,2
Resolu��o
Total de liga��es quebradas:
Total de liga��es formadas:
ΔH = 4 � 98,8 + 1 � 146,8 + 1 � 104,2 + 6 � (�98,8) + 1 � (� 83,2)
Por�m, observando cuidadosamente a rea��o, podemos perceber que apenas houve o rompimento de uma liga��o C = C (+ 146,8) e uma H � H (+ 104,2) enquanto formou-se uma liga��o C � C (� 83,2) e duas C � H (2 � (� 98,8)):
Somando-se os valores, obtemos o ΔH:
ΔH = + 146,8 + 104,2 � 83,2 � 197,6
8. Lei de Hess
Por volta de 1840, Germain Herman Hess, trabalhando na determina��o de certos calores de rea��o, cuja medida experimental era muito dif�cil, constatou que: "A varia��o de entalpia (ΔH) de uma rea��o qu�mica depende apenas dos estados final e inicial, n�o importando o caminho da rea��o". Esta importante lei experimental foi chamada de lei dos estados final ou inicial, lei de adi��o de calores ou, simplesmente, Lei de Hess.
Seja uma rea��o gen�rica A → B da qual se quer determinar o ΔH. Esta rea��o pode ser realizada por diversos caminhos, onde, para cada um deles, os estados inicial e final s�o os mesmos.
Para que A se transforme em B temos 3 caminhos:
A → B
A → C → D → B
A → E → B
sendo que:
ΔHx = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3
ou
ΔHx = ΔH4 + ΔH5
Portanto, n�o importa o n�mero de etapas que o processo apresenta, o ΔH da rea��o total ser� a soma dos ΔH das diversas etapas, e em conseq��ncia a equa��o termoqu�mica pode ser tratada como uma equa��o matem�tica. Logo, quando usamos a Lei de Hess no c�lculo do DH de uma rea��o, devemos arrumar as equa��es fornecidas de modo que a soma delas seja a equa��o cujo ΔH estamos procurando. Para isso, usamos os seguintes procedimentos:
a) Somando v�rias equa��es, somamos tamb�m os respectivos ΔH;
b) Invertendo a equa��o, invertemos tamb�m o sinal do ΔH;
c) Multiplicando uma equa��o por um n�mero qualquer (diferente de zero), multiplicamos tamb�m o ΔH, pelo mesmo n�mero.
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Este site foi atualizado em 31/03/09