1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante.

Não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (∆H).

2. REAÇÃO EXOTÈRMICA: Libera calor. ∆H<O. ∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos < Hreagentes.

REAGENTES

PRODUTOS2CO2(g) + 3H2O(ℓ)

C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)

∆H= -1368kJ/mol

H (kJ)

C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1368kJ

C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2 CO2(g)+3 H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ

Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo do lado dos produtos ou o ∆H<O é citado após a equação.

3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA:

Absorve calor. ∆H>O.

∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos > Hreagentes.

C(s) + H2O(g) + 31,4 kcal CO(g) + H2(g)

C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal

Na Reação Endotérmica o calor aparece com sinal positivo do lado dos reagentes ou o ∆H>O é citado após a equação.

REAGENTES

PRODUTOS

C(s) + H2O(g)

CO(g) + H2(g)

∆H= +31,4kcal

I. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) + 285,8 kJ

II. 1/2 H2(g) + 1/2 Cℓ2(g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ

III. 1/2 H2(g) + 1/2 F2(g) HF (g) + 268,6 kJ

IV. H2(g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C2H2 (g) V. 2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol

1. LEI DE HESS: A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação. Resumindo: A soma dos ∆Hs de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .

1.LEI DE HESS: O ∆H de reação química só depende dos estados inicial e final.

∆H = Hfinal – H inicial

∆H = Hprodutos – H reagentes

∆H1 ∆H2

∆H3

∆H3 = ∆H1 + ∆H2

LEI DE HESS

EXEMPLOS DE CÁLCULOS ENVOLVENDO A LEI DE HESS.

2.1 (CESGRANRIO) Observe o gráfico:

O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO2(g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:

1. A combustão de 1 mol de SO2(g) é: SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) 2. Considerar os valores do gráfico como sendo

positivos e determinar o valor do espaço (x) que tem SO2(g)+ ½ O2(g) como reagente e SO3(g) como produto: x = 94 – 71 = 23.

3. Como a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos ( estamos “descendo” no gráfico) o valor do ∆H é negativo, pois a reação é exotérmica. Então: ∆H = -23 kcal.

2.2 (UNESP) A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera, estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir:

(I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g)

(II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394 kJ.mol-1

(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1

Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.

(I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X

(II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1

(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1

RESOLUÇÃO:

2C(s) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -788kJ.

2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g) ∆H= +283 kJ

2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= -505 kJ

É O CALOR ENVOLVIDO NA FORMAÇÃO DE UM MOL DA SUBSTÂNCIA A PARTIR DE SEUS ELEMENTOS NO ESTADO PADRÃO.

ESTADO PADRÃO: 1 atm, 25°C E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM DA SUBSTÂNCIA

C (grafite) + O2(gasoso) CO2(gasoso)

∆Hf = -94,1 kcal.mol-1

SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO.

C (grafite) H = 0

C (diamante) H ≠ 0

O2 (gasoso) H = 0

O3 (gasoso) H ≠ 0

S (rômbico) H = 0

S (monoclínico) H ≠ 0

Pn (vermelho) H = 0

P4 (branco) H ≠ 0

CÁLCULO DO ∆H A PARTIR DOS CALORES DE FORMAÇÃO (∆Hf).

∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes

Calcule o calor de combustão do etanol:

C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ)

∆H de formação de C2H5OH(ℓ) = -278 kJ/mol∆H de formação de CO2(g) = -394 kJ/mol∆H de formação de = H2O(ℓ) = -286 kJ/mol

RESOLUÇÃO:

∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes

C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ)

-278kJ + zero 2.(-394) + 3. (-286)

Hreagentes = -278kJ -788kJ + -858kJ

Hprodutos = -1646kJ

∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes = -1646kJ – (-278) kJ

∆H = -1368 kJ

É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO.

H – H (gasoso)

H (gasoso) + H (gasoso)

∆H = + 436 kJ

EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS REAGENTES SÃO ROMPIDAS (∆H>0) E AS LIGAÇÕES DOS PRODUTOS SÃO FORMADAS ((∆H<0), O SALDO É O ∆H DA REAÇÃO.

Dadas as energias de ligação em kcal/mol :

C = C 147 Cℓ - Cℓ 58

C - Cℓ 79 C - H 99

C - C 83

Calcular a energia envolvida na reação:

H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)

H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)

REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆H > 0.H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g)

4 C –H = 4. 99 = +396

1 C = C = 1. 147 = +147 Hreagentes= 396+147+58 =

1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58 +701kcal.

PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H<0.

H2CCℓ - CH2Cℓ (g)

4 C-H = 4.-99 = -396

2 C-Cℓ = 2. -79 = -158 Hprodutos = -396 + -158 + -83

1 C-C = 1.-83 = -83 -637 kcal

∆H = + 701 – 637 = +64 kcal.