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/...

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 ligações 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. corre 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