Termoquímica: Entalpia e Variação de Energia

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Termoquímica 
Entalpia (H) 
→ Energia trocada em uma transformação 
química, medida à pressão constante 
▹Unidades de energia: caloria e joule (S.I.); 1 cal 
= 4,18J 
→ Variação de entalpia: quantidade de calor 
ganhada ou perdida em um processo; ΔH = 
Hprodutos - Hreagentes 
→ Processo exotérmico (ΔH<0): libera energia na 
forma de calor, aquecendo os arredores 
▹Energia dos produtos < dos reagentes 
▹Representações na equação: ΔH<0, “-” ou calor 
no reagente 
 
→ Processo endotérmico: absorve energia na 
forma de calor, resfriando os arredores 
▹Energia dos produtos > dos reagentes 
▹Representações na equação: ΔH>0, “+” ou calor 
no produto 
 
Fatores que influenciam o 
ΔH 
→ Pressão e temperatura: pode aumentar ou 
diminuir o ΔH 
→ Quantidade dos reagentes e produtos: o ΔH é 
proporcional a quantidade de reagentes ou de 
produtos e respeita a estequiometria 
→ Estados físicos dos reagentes e produtos: o 
estado solido tem menor energia, o líquido é 
intermediário e o gasoso é o de maior energia 
▹Solido-líquido, líquido-gasoso e solido-gasoso = 
endotérmicas 
▹Gasoso-líquido, líquido-solido e gasoso-solido = 
exotérmicas 
→ Alotropia: mesmo elemento formando 
diferentes substâncias simples 
▹A substância alotrópica mais estável terá 
menor energia 
→ Equações no sentido direto e inverso: caso a 
reação direta seja endotérmica (+), a inversa será 
exotérmica (-) e vice-versa 
 
✲ Entalpia padrão = 0 
‣ Substância simples (um único elemento na 
constituição) 
‣ Estado físico mais comum (+ abundante) a 25°C 
e 1 atm. 
‣ Estado alotrópico mais estável 
- Mais estável: carbono grafite, O2, Srômbico e 
Pvermelho 
- Menos estável: carbono diamante, O3, Smonoclínico 
e Pbranco 
 
Entalpia ou calor de reação 
→ Entalpia de formação: calor absorvido ou 
liberado na formação de 1 mol de um composto a 
partir de substâncias simples no estado padrão 
→ Entalpia de combustão: energia liberada na 
combustão de 1 mol de uma substância, a 25°C e 
1 atm. (processo sempre exotérmico) 
▹Poder calorifico: energia liberada na queima de 
massa de combustível 
→ Entalpia de neutralização: calor liberado 
quando 1 mol de íons H+ reage com 1 mol de íons 
OH- para formação de 1 mol de H2O 
→ Entalpia de dissolução: energia liberada ou 
absorvida na dissolução de 1 mol de uma 
substância no estado padrão 
 
Energia de ligação 
→ ΔH = ΣLR + ΣLF: somatório de ligações 
rompidas + formadas 
▹Quebra de ligações: processo endotérmico (+); 
reagentes 
▹Formação de ligações: processo exotérmico (-); 
produtos 
 
Lei de Hess 
→ A variação de entalpia do processo global é 
igual a soma das variações de entalpia das etapas 
da reação; ΔHg = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔHn 
→ Manipulação das equações químicas: 
▹Se a equação química é invertida, o sinal de ΔH 
se inverte 
▹Ao multiplicar ou dividir os coeficientes 
estequiométricos, o ΔH também será 
multiplicado ou dividido por esse número 
→ A variação de entalpia é uma função de 
estado: o valor do ΔH para uma reação é sempre 
o mesmo, independente do modo como é 
realizado; depende somente do estado final e do 
inicial