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- Sistema e vizinhança
Chamaremos de sistema à reação química em estudo, e vizinhança, o ambiente ao redor do sistema. A
vizinhança engloba o recipiente onde está ocorrendo a reação, o ar nas
proximidades, a mão do operador, se este estiver segurando o recipiente e outro
meio material em contato com o recipiente.
2
- Trocas de energia entre o sistema e a vizinhança
Uma reação química pode ocorrer com liberação de calor. Neste caso, o
calor liberado estaria sendo transferido para a vizinhança,
provocando uma elevação na temperatura do recipiente, do ar e do meio material
em contato com o recipiente.
3
- Reação exotérmica e endotérmica
O processo será exotérmico, quando liberar calor para a vizinhança; e
será endotérmico quando absorver calor da vizinhança. No primeiro caso, a temperatura da vizinhança irá
aumentar e no segundo, diminuir.
4 –
Trabalho
Quando reações
gasosas ocorrem em um sistema fechado de volume variável, o sistema poderá
exercer trabalho sobre a vizinhança, quando os produtos ocuparem um volume
maior que o inicial. O trabalho é de módulo negativo quando há diminuição de
volume. Neste caso, dizemos que a vizinhança exerceu trabalho sobre o sistema.
W=dn.R.T
Sendo (W) trabalho, (dn) variação do número
de mols, (R) Constante Universal dos Gases: 2 cal. (T) Temperatura em K.
5 - Entalpia (H)
O conteúdo de calor de um sistema não pode ser medido, mas a
variação de calor sofrida em uma reação química, pode ser medida pela
calorimetria. Quando o processo se realiza à pressão constante, recebe o nome
de "variação de entalpia". Assim, entalpia é o conteúdo energético de
um sistema quando este sofre uma transformação à pressão constante.
ΔH = Hf - Hi
Por definição, a entalpia de substância simples, na forma
alotrópica mais comum e a 25 oC e 1 atm, é zero.
Exemplos: H(H2) = 0
cal;
H(O2)
= 0 cal;
HC(grafite)
= 0 cal
Em uma reação exotérmica, o conteúdo de calor final é menor que o
inicial, e portanto o ΔH é negativo;
já na reação endotérmica, o ΔH é positivo.
ΔH< 0: reação exotérmica
ΔH> 0: reação
endotérmica
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- Calor de combustão
É a variação
de entalpia da reação de combustão de um mol
do referido combustível, onde a água produzida, deve estar no estado
liquido.
Resolução: Inicialmente, devemos escrever a equação:
2C2H2(g) +
5 O2(g) ® 4CO2(g)
+ 2H2O(l)
ΔH= – 621,4 kcal
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- Calor de formação
É a variação de entalpia da reação de síntese total de um mol
da referida substância.
8
- Lei de Hess
A variação de entalpia de uma reação, depende apenas dos estados
inicial e final.
Na prática, a lei de Hess é útil para encontrar o calor de uma dada reação, através dos calores de outras reações. Para
isso, é preciso "ajeitar" as reações dadas, tal que somadas, membro
a membro, resulte na reação desejada.
Exemplo: Calcular o calor da
reação: 2SO2(g) + O2(g) ® 2SO3(g),
sabendo-se que o calor de formação do SO2 é -71,0 kcal e o calor de
formação do SO3 é – 94,4 kcal.
Resolução: Inicialmente,
devemos escrever as equações referentes à formação:
S(s) + O2(g) ® SO2(g)
ΔH = – 71 kcal
S(s) + 3/2O2(g) ® SO3(g)
ΔH = – 94,4 kcal
A seguir,
comparando as equações dadas com a equação desejada, verificamos que devemos multiplicar e inverter a primeira e
multiplicar por 2 a segunda:
2SO2 ® 2S(s) + 2O2(g) ΔH = + 142 kcal
2S(s) + 3O2(g) ® 2SO3(g)
ΔH = – 188,8 kcal
Finalmente, devemos somar as duas equações, membro a
membro:
2SO2(g) + O2(g) ® 2SO3(g) ΔH = – 46,8 kcal
9
- Energia de ligação
É a variação de entalpia no processo de ruptura de um mol de ligações,
de um determinado tipo, no estado gasoso.
Exemplo: H2(g) ® 2H(g) ΔH = 104,2 kcal
Cl2(g) ® 2Cl(g) ΔH = 57,9 kcal
Exemplo: Calcule o ΔH da reação:
C2H4
(g) + H2 (g) ® C2H6
(g)
Dadas as energias de ligação em
kcal:
C = C 146,8
kcal/mol C ― C 83,2 kcal/mol
C ― H 98,8
kcal/mol H ― H 104,2 kcal/mol
ΔH = [4 . 98,8 + 146,8 + 104,2 ] – [ 6.(98,8) + 83,2]
ΔH = – 29,8 kcal
