Exercícios sobre termoquímica em Química

Lei de Hess

Em meados do século XIX o químico Germain Hess descobriu que a variação de entalpia (ΔH) de uma reação química dependia apenas do estado inicial e do estado final da reação.

Observe que a entalpia envolvida na transformação de A para C independe se a reação foi realizada em uma única etapa (A→C), ou em várias etapas(A→B→C).
A partir deste conceito chegamos à conclusão de que é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através dos calores das reações intermediárias.

Exemplo:

A reação de combustão completa do carbono é representada por:

C+ O​2​​ → CO2​​
ΔHglobal = ?

Sendo esta a sua reação global com valor de ΔH desconhecido. Porém, sabemos que está equação acontece em duas etapas:

Portanto, conhecendo os valores de ΔH das reações intermediárias, é possível chegar ao valor de ΔH da nossa equação global, somando estas equações intermediárias e cortando os reagentes com produtos
iguais de reações distintas:

OBS1.: Repare que a reação global formada pelo somatório das etapas tem que ser idêntica a reação global dada pela questão.

OBS2: Caso algumas das reações sejá invertida, é necessario alterar o sinal do ΔH. E caso a reação sejá multiplicada do dividida, deve-se multiplicar o dividir o ΔH também.

Entalpia de Ligação

Imagine dois átomos ligados e no estado gasoso. A quebra da ligação que une estes dois átomos sempre envolverá absorção de energia, e a união destes dois átomos sempre envolverá liberação de energia.
Os processos de união e quebra são opostos, mas sempre envolverão a mesma quantidade de energia quando estivermos falando da mesma ligação. A energia de ligação é a energia necessária para quebrar 1 mol de ligações no estado gasoso.

Sendo assim, é possível determinar a variação de entalpia de qualquer reação se forem conhecidas as energias de todas as ligações nas substâncias envolvidas. Basta escrever a reação em duas etapas:

- Quebra de todas as ligações dos reagentes, com variação de entalpia igual à soma de todas as
energias de ligação;
- Formação das ligações dos produtos, desta vez liberando a energia correspondente à soma das
energias de ligação dos produtos.
- A soma das variações de entalpia nestas duas etapas fornecerá a variação de entalpia global da reação
completa.

PSIU!!

- Ligação dos reagentes é quebrada = absorve calor, sinal positivo.
- Ligação dos produtos é formada = libera calor, sinal negativo.

Exemplo 1:

Energia de ligação do composto CH​4​​
 

4.(C - H) = 4 . 412 = 1648 kJ

Exemplo 2:
Qual a variação de entalpia(ΔH) da reação abaixo?
H​2​​ + Cl​2​​ → 2 HCl
 

Cálculo da variação de entalpia

Na termoquímica, como havíamos dito, não é possível medir a entalpia das substâncias. O que se pode medir e calcular com precisão é a variação de entalpia ao longo das transformações químicas destas substâncias.
Definimos então a variação de entalpia(∆H) algebricamente como:

∆H = Hprodutos - Hreagentes

Considere o seguinte exemplo, com todas as substâncias no estado padrão:

Podemos interpretar o gráfico da seguinte maneira: o H2(g) e o 1/2 O2(g) estão no nível zero, logo tem valor de entalpia igual a zero, pois são substâncias simples e estão no estado padrão.

Analisando o ∆H < 0 , concluímos que a reação é exotérmica e que o sistema em reação perde energia (calor) para o meio ambiente. Consequentemente, o produto final (H2​​O(​​​l)​) ficará em um nível de energia mais baixo (- 286,6 kJ).
Podemos então provar o ∆H dado como:

Esse valor é chamado de entalpia (ou calor) padrão de formação do H2O(l) e é designado por ∆ H°f​​ , em que o expoente zero indica o estado padrão, e o índice f indica que se trata da entalpia de formação.
Definimos então:

Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância é a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes, estando todas no estado padrão.