Química (Apostila)-304-306

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Vamos ver um exemplo da combustão completa do álcool etílico 
(C 2 H 6 O): 
C 2 H 6 O (l) + 3O 2(g) → 2CO 2(g) + 3H 2 O (l) ΔH f º = –1368 kJ/mol 
Pela equação, podemos concluir que na combustão completa de 1 
mol de C 2 H 6 O (l) ocorre a liberação de 1368 kJ. Logo, a entalpia de 
combustão do C 2 H 6 O (l) é -1368 kJ/mol. 
CALOR OU ENTALPIA DE LIGAÇÃO 
Em todas as reações químicas ocorre a quebra das ligações 
existentes nos reagentes e formação de novas ligações nos produtos. 
Mas como ocorre essa quebra? Bem, para que ocorra a quebra de 
ligação dos reagentes é necessário fornecimento de energia, sendo 
assim esse é um processo endotérmico. Já na formação das 
ligações dos produtos, ocorre a liberação de energia, que é um 
processo exotérmico. O valor da energia absorvida na quebra de 
uma ligação é igual ao da energia liberada na sua formação. No 
entanto, a energia de ligação é referente a quebra de ligações. 
Contudo, temos que a energia de ligação é a energia absorvida na 
quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm. 
Ok? 
A tabela a seguir mostra os valores médios de algumas entalpias de 
ligação em KJ/mol. 
Ligação Energia Ligação Energia Ligação Energia 
H H 436 C I 241 F F 153 
H F 563 C C 347 Cl Cl 243 
H Cl 432 C C 614 C O 353 
H Br 366 C C 833 C F 434 
H I 299 O O 469 C O 804 
C H 413 N N 945 H O 463 
C Cl 327 N H 391 Br Br 193 
C Br 281 N Cl 193 I I 151 
Veja esse exemplo: 
 H 2(g) + Cl 2(g) → 2HCl 
(H-H) (Cl-Cl) 2(H-Cl) 
+436 +243 2.(432)
+679KJ (absorvido) -864KJ (liberado)
ΔH = +679KJ + (-864KJ)
ΔH = -185KJ ( reação exotérmica )
Nesse caso, a energia liberada é maior que a absorvida, portanto a 
reação será exotérmica. Ok? 
CALOR OU ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
Como você já deve saber, a neutralização é a reação que ocorre entre 
o íon H + , proveniente de um ácido, e o íon OH – , proveniente de uma 
base, formando H 2 O.
Quando essa reação acontece entre um ácido e uma base ​forte 
totalmente dissociados, ocorre a liberação de 13,8 kcal (= 57,7 kJ) a 
cada 1 mol de H ​2​O​(l)​ formado. Veja esse exemplo: 
1HCl ​(aq)​ + 1NaOH ​(aq) 
1H​+​(aq) ​+ 1Cl​-​(aq)​ + 1Na ​+​(aq) ​+ 1OH​-​(aq)​ → 1Na​+​(aq) ​+ 1Cl​-​(aq)​ + 1H​2​O​(l)
1H​+​(aq) ​+ 1OH​-​(aq)​ ​→ 1H​2​O​(l) ​ΔH = –57,7 kJ 
Então, a ​entalpia de neutralização ​é o calor liberado na formação 
de 1 mol de H​2​O​(l)​, a partir da reação entre 1 mol de H​+​(aq) e 1 mol de 
OH​–​(aq) nas condições padrão. Lembrando que nas reações de 
neutralização sempre ocorre liberação de calor ΔH<0. 
Bom gás nobre, agora que você viu os tipos de entalpia de reações, 
vamos falar de uma lei que se tornou muito importante na 
Termoquímica! 
Perceba que até agora utilizamos a valor de ΔH para realizar os 
cálculos e encontrar a entalpia das substâncias. Entretanto, algumas 
reações químicas não podem ter seu ΔH determinado 
experimentalmente. Sendo assim, a entalpia desse tipo de reação 
pode ser calculada por meio das entalpias de outras reações, que são 
as reações intermediárias. E você sabe qual a lei que determinou 
isso? Foi a lei de Hess! 
LEI DE HESS 
De acordo com a lei, o valor da variação de entalpia de uma 
determinada reação química será sempre o mesmo, 
independentemente do modo como ela é realizada. Isso significa que