Termoquímica – Entalpia, Gráficos e Estequiometria envolvendo Entalpia

Por essa razão, as equações termoquímicas irão apresentar, além dos reagentes e dos produtos, a quantidade de calor envolvida no processo

Exemplo:

Nesta reação, a quantidade de calor liberada junto com o produto foi de 44,2 kcal.

Nesta reação, a quantidade absorvida de calor durante a reação foi de 46,0kcal.

ENTALPIA

A entalpia (H) representa a quantidade de calor contida em um sistema, à pressão constante. Dessa maneira, é possível associar a palavra entalpia à energia.

VARIAÇÃO DE ENTALPIA (∆H)

A quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação, a pressão constante, é chamada de calor de reação ou entalpia de reação.

Observe a equação química genérica abaixo:

A + B → C + D ∆H

Tanto os reagentes, quanto os produtos apresentam sua própria entalpia. Logo, a variação da entalpia de uma reação química é dada pela diferença de entalpia dos estados final e inicial.

A representação dessas entalpias é dada por:

• Hʀ → entalpia dos reagentes (A e B)

• Hᵖ → entalpia dos produtos (C e D)

Assim:

∆H = Hᵖ – Hᴿ

TIPOS DE EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS

As reações químicas podem liberar ou absorver calor. Dependendo dessa condição, essas reações podem ser classificadas em:

REAÇÃO ENDOTÉRMICA

É uma reação onde ocorre absorção de energia. Assim, podemos concluir que a entalpia dos produtos (Hᵖ) é maior que a dos reagentes (Hʀ):

Hᵖ > Hᴿ

Sendo assim, como a relação ΔH = Hᵖ – Hʀ é válida, tem-se que ΔH > 0 para as reações endotérmicas.
Graficamente, as reações endotérmicas podem ser representadas da seguinte maneira:

Quanto à representação das equações termoquímicas, estas podem ser feitas de diferentes maneiras:

N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ΔH = + 43 kcal

N2(g) + O2(g) + 43 kcal → 2NO(g)

N2(g) + O2(g) → 2NO(g) – 43 kcal

REAÇÃO EXOTÉRMICA

É uma reação onde ocorre liberação de energia. Dessa maneira, a entalpia dos reagentes é maior que a dos reagentes.

Hᴿ > Hᵖ

Sendo assim, como a relação ΔH = Hᵖ – Hʀ é válida, tem-se que ΔH < 0 para as reações endotérmicas.
No caso das reações químicas exotérmicas, a representação gráfica é dada por:

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = – 94 kcal

C(s) + O2(g) – 94 kcal → CO2(g)

C(s) + O2(g) → CO2(g) + 94 kcal

Analisando os gráficos apresentados, observa-se que no ponto de máximo do gráfico tem-se a chamada de energia de ativação, que pode ser definida como:

Energia de ativação: é a quantidade de energia necessária para que uma reação química ocorra. Abaixo dessa quantidade definida, a reação química não se processa.

Quando uma reação química se processa, ocorrem choques entre as moléculas dos reagentes. Nesses choques, as ligações dos reagentes são enfraquecidas e inicia-se a formação de novas ligações. Essa etapa representa o estado intermediário, também chamado de complexo ativado.

Essa energia de ativação pode sofrer alteração na presença de um catalisador no meio reacional. O catalisador é uma substância que tem a capacidade de reduzir a energia de ativação. Esse catalisador não participa efetivamente da reação, ou seja, não é consumido no processo.

Observe o gráfico abaixo, que representa a variação de entalpia de uma reação química na presença e na ausência de um catalisador:

EXERCÍCIO RESOLVIDO

01. Observe o gráfico abaixo e determine o valor da energia de ativação:

a) na presença do catalisador;
b) na ausência do catalisador.

Resolução:

a) Energia de ativação na ausência de catalisador = 60 – 10 = 50 kcal

b) Energia de ativação na presença de catalisador = 43 – 10 = 33 kcal

∆H = Hᴾ – Hᴿ = 30 – 10 = + 20 kcal

PRINCIPAIS TIPOS DE ENTALPIA

• Casos de entalpia ou calor de formação

É a energia envolvida na formação de um mol de uma determinada substância, a partir das substâncias simples correspondentes, no estado-padrão.

Exemplo:

H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O (l) ∆H= – 68,5 kcal/mol

H2(g) + S(Rômbico) + 2 O2(g) → H2SO4(l) ∆H= – 194,5 kcal/mol

2 C(grafite) + 3 H2(g) + 1/2 O2 → C2H3OH(l) ∆H= – 66,4 kcal/mol

O valor da entalpia de formação é calculado considerando-se que a entalpia padrão de substâncias simples é igual a 0.

∆Hf(H2) = ∆Hf(C) = ∆Hf(O2) = 0

• Entalpia de combustão

É a energia liberada na combustão total de um mol de uma determinada substância.

Exemplo:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ) ΔH= – 212,8kcal/mol

CH3OH(g) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O ΔH= – 173,6kcal/mol

• Entalpia de neutralização

É a energia liberada na neutralização de um ácido por uma base.

Exemplo:

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O ΔH= – 13,84 kca

• Entalpia de ligação
É a energia liberada ou absorvida para que as ligações das moléculas sejam rompidas ou formadas. Para que o rompimento de ligações é necessária a absorção de energia, tratando-se, portanto, de um processo endotérmico. Já na formação de novas ligações, há liberação de energia, tratando-se, portanto, de um processo exotérmico. Isso ocorre, uma vez que a formação de novas ligações confere estabilidade à molécula.

Os valores da energia de ligação são tabelados, e, portanto, fixos. Observe os exemplos abaixo:

CÁLCULO DA ENTALPIA A PARTIR DE RELAÇÕES ESTEQUIOMÉTRICOS

É possível fazer o cálculo da entalpia a partir de relações estequiométricas. Para tal, é preciso relacionar a energia liberada ou absorvida com quantidade de matéria (mol). A resolução desse tipo de problema estequiométrico seguirá todas as etapas já estudadas.

EXERCÍCIO RESOLVIDO

02. Dada a reação abaixo:

2 CH³OH⁽ˡ⁾ + 3 O²⁽ᵍ⁾ → 4 H²O⁽ˡ⁾ + 2 CO²⁽ᵍ⁾ ΔH = – 1453 kJ

Determine a energia liberada por 320 g de etanol.

Resolução:

A partir da equação termoquímica, sabe-se que 2 mol de CH³OH libera 1453 kJ. Sabe-se que 1 mol de metanol apresenta 32 g/mol. Assim, tem-se que:

2 mol CH³OH ___ 1453 kJ
2 x 32g ___ 1453 kJ
320g ____ H …
H = – 7265 kJ