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Entalpias de Reação

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Entalpias de Reação
Toda e qualquer reação química é acompanhada por uma transferência de energia na forma de calor.
ΔH = H(produtos) – H(reagentes)
A variação de entalpia de uma reação química é dada pela entalpia dos produtos menos a entalpia dos reagentes.
Ex: CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)	 H = -890 kJ
Para a combustão do metano a formar dióxido de carbono e água líquida são produzidos 890kJ de calor quando 1 mol de metano sofre combustão em um sistema a pressão constante.
OBS: Com a combustão de 1 mol de CH4 com 2 mols de O2 libera 890kJ de calor, a combustão de 2 mols de metano com 4 mol de oxigênio libera duas vezes mais calor, 1780 kJ.
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) H = 1780 kJ
A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do H é diretamente proporcional à quantidade).
Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do H:
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g)	H = +890 kJ
A variação na entalpia depende do estado:
H2O(g)  H2O(l)	H = -88 kJ
EX: Qual a quantidade de calor liberado quando 4,50g de gás metano são queimados em um sistema à pressão constante?
Lei de Hess
(Combinação das Entalpias de Reação)
A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser divididas.
Por exemplo:
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)	H = -802 kJ
2H2O(g)  2H2O(l)			 H = -88 kJ
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)	H = -890 kJ
Como exemplo da Lei de Hess, examinemos a oxidação do carbono, na forma de grafita, representado por C(gr), a dióxido de carbono:
 A primeira etapa é a oxidação do carbono:
C(gr) + ½ O2(g) → CO(g) ΔH = -110,5 kJ
A segunda é a oxidação do monóxido de carbono a dióxido de carbono:
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = -283,0 kJ
Ex: Examinemos a síntese do propano, C3H8, um gás usado como combustível em fogões de acampamento:
3C(gr) +4H2(g)→ C3H8(g)
 Calcule a entalpia padrão da reação a partir dos dados experimentais.
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O ΔH = -222,0 kJ
C(gr) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -394,0 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH = - 286,0 kJ

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