Termoquímica
Reação exotérmica e reação endotérmica
Reação exotérmica é a que ocorre com liberação de calor.
[Entalpia dos produtos] < [Entalpia dos reagentes]
® ΔH < 0
Reação endotérmica é a que ocorre com absorção de calor.
[Entalpia dos produtos] > [Entalpia dos reagentes]
® ΔH > 0
Equação termoquímica
Equação termoquímica
- É a equação química acompanhada do valor do l , g, aq.
-
os estados alotrópicos, se houver;
- a temperatura e a pressão.
-
Entalpia
Por convenção, a entalpia padrão de substâncias simples na forma alotrópica mais estável a 25°C e 1 atm é igual a zero (H0 = 0).
Entalpia padrão de formação, ou simplesmente entalpia de uma substância X, é o
-
-
ΔH0 da reação de formação de 1 mol de X a partir de seus elementos, com H0 = 0.
-
ΔHreação = Σ H (produtos) - Σ H (reagentes) Entalpia de combustão de uma substância X é o Δ
H da reação de combustão completa de 1 mol da substância X.
Entalpia de solução de uma substância X é o Δ
H do processo de dissolução de 1 mol da substância X numa quantidade de solvente suficientemente grande para que uma diluição da solução obtida não seja acompanhada de liberação nem de absorção de calor.
No caso do Δ
H de solução de um composto sólido (cristalino) em água, temos:
ΔH(solução) = ΔH(reticular) + ΔH(hidratação)
Calor de neutralização ou entalpia de neutralização:
H+(aq) + OH
-(aq)
® H2O(l)
ΔH = -58 kJ
O calor de neutralização é constante (
ΔH = -58 kJ) na neutralização entre ácidos fortes e bases fortes.
Energia de ligação
Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligação no estado gasoso.
ΔHreação = calor liberado na
formação das ligações
presentes nos produtos- calor absorvido na
quebra das ligações
presentes nos reagentesou ainda...
ΔHreação = energia necessária
para quebrar
todas as ligações dos reagentes
+
energia liberada
para formar
todas as ligações dos produtos
Lei de Hess
Lei de Hess ou lei dos estados inicial e final - O Δ
H de uma reação só depende dos estados inicial e final e não depende dos estados intermediários.
Como conseqüência da lei de Hess, temos que as equações termoquímicas podem ser operadas como se fossem equações algébricas.
A lei de Hess permite determinar o ΔH de reações que não ocorrem ou que dificilmente ocorrem na prática, através dos ΔH de outras reações que ocorrem na prática. A maioria dos Δ
H de formação são calculados indiretamente pela aplicação da lei de Hess.
Entropia
Entropia é uma grandeza termodinâmica relacionada com o grau de desordem dos sistemas.
maior desordem ® maior entropia menor desordem ® menor entropia SA (g) > SA (l) > SA (s) S aumenta com a temperatura.
Equação de Gibbs
ΔG = ΔH - T.ΔS 
ΔG < 0 ® liberação de energia livre ® reação espontânea ΔG > 0 ® absorção de energia livre ® reação não-espontânea ΔG = 0 ® equilíbrio A energia livre liberada numa reação é a energia máxima que é livre para produzir trabalho útil.
Energia de organização = T·ΔS
Reação exotérmica é a que ocorre com liberação de calor.
[Entalpia dos produtos] < [Entalpia dos reagentes]
® ΔH < 0
Reação endotérmica é a que ocorre com absorção de calor.
[Entalpia dos produtos] > [Entalpia dos reagentes]
® ΔH > 0
Equação termoquímica
Equação termoquímica
- É a equação química acompanhada do valor do l , g, aq.
-
os estados alotrópicos, se houver;
- a temperatura e a pressão.
-
Entalpia
Por convenção, a entalpia padrão de substâncias simples na forma alotrópica mais estável a 25°C e 1 atm é igual a zero (H0 = 0).
Entalpia padrão de formação, ou simplesmente entalpia de uma substância X, é o
-
-
ΔH0 da reação de formação de 1 mol de X a partir de seus elementos, com H0 = 0.
-
ΔHreação = Σ H (produtos) - Σ H (reagentes) Entalpia de combustão de uma substância X é o Δ
H da reação de combustão completa de 1 mol da substância X.
Entalpia de solução de uma substância X é o Δ
H do processo de dissolução de 1 mol da substância X numa quantidade de solvente suficientemente grande para que uma diluição da solução obtida não seja acompanhada de liberação nem de absorção de calor.
No caso do Δ
H de solução de um composto sólido (cristalino) em água, temos:
ΔH(solução) = ΔH(reticular) + ΔH(hidratação)
Calor de neutralização ou entalpia de neutralização:
H+(aq) + OH
-(aq)
® H2O(l)
ΔH = -58 kJ
O calor de neutralização é constante (
ΔH = -58 kJ) na neutralização entre ácidos fortes e bases fortes.
Energia de ligação
Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligação no estado gasoso.
ΔHreação = calor liberado na
formação das ligações
presentes nos produtos- calor absorvido na
quebra das ligações
presentes nos reagentesou ainda...
ΔHreação = energia necessária
para quebrar
todas as ligações dos reagentes
+
energia liberada
para formar
todas as ligações dos produtos
Lei de Hess
-
Lei de Hess ou lei dos estados inicial e final - O Δ
H de uma reação só depende dos estados inicial e final e não depende dos estados intermediários.
Como conseqüência da lei de Hess, temos que as equações termoquímicas podem ser operadas como se fossem equações algébricas.
A lei de Hess permite determinar o ΔH de reações que não ocorrem ou que dificilmente ocorrem na prática, através dos ΔH de outras reações que ocorrem na prática. A maioria dos Δ
H de formação são calculados indiretamente pela aplicação da lei de Hess.
Entropia
Entropia é uma grandeza termodinâmica relacionada com o grau de desordem dos sistemas.
maior desordem ® maior entropia menor desordem ® menor entropia SA (g) > SA (l) > SA (s) S aumenta com a temperatura.
Equação de Gibbs
ΔG = ΔH - T.ΔS ΔG < 0 ® liberação de energia livre ® reação espontânea ΔG > 0 ® absorção de energia livre ® reação não-espontânea ΔG = 0 ® equilíbrio A energia livre liberada numa reação é a energia máxima que é livre para produzir trabalho útil.
Energia de organização = T·ΔS