Termoquímica: lei de Hess, energia de ligação e formação Notas de revisão para ENEM Química

Termoquímica: lei de Hess, energia de ligação e formação

Introdução

A termoquímica é o ramo da química que investiga as quantidades de calor que são liberadas ou absorvidas durante as transformações químicas. Este estudo é fundamental para compreender como a energia se comporta nas reações.

Lei de Hess

Conceito fundamental

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Lei de Hess - Princípio Fundamental

A lei de Hess estabelece que a mudança de entalpia em uma reação química depende exclusivamente dos estados inicial e final, sem considerar quantas etapas intermediárias existam no processo.

Em outras palavras: não importa qual caminho a reação tome - o que conta é onde ela começa e onde termina.

Como aplicar na prática

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Passos para aplicar a Lei de Hess:

Somar as equações termoquímicas fornecidas
Ajustar os coeficientes quando necessário (multiplicando por 2, invertendo sinais, etc.)
Cancelar as substâncias que aparecem em ambos os lados
Somar os valores de $\Delta H$ correspondentes

Exemplo prático

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Exemplo Trabalhado: Aplicação da Lei de Hess

Dados: Considere estas equações termoquímicas:

I. $\text{C(grafite)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)}$ $\Delta H = -94,1 \text{ kcal}$
II. $\text{H}_2\text{(g)} + \frac{1}{2} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(ℓ)}$ $\Delta H = -68,3 \text{ kcal}$
III. $\text{CH}_4\text{(g)} + 2 \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)} + 2 \text{H}_2\text{O(ℓ)}$ $\Delta H = -212,8 \text{ kcal}$

Objetivo: Encontrar o $\Delta H$ da reação: $\text{C(grafite)} + 2 \text{H}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CH}_4\text{(g)}$

Resolução:

Mantenha a equação I como está
Multiplique a equação II por 2
Inverta a equação III (mude o sinal do $\Delta H$ )

Resultado: $\Delta H = -17,9 \text{ kcal/mol}$

Energia de ligação

Definição

A energia de ligação representa a energia necessária para quebrar ou formar um mol de determinada ligação química quando todas as substâncias estão no estado gasoso, nas condições padrão (25°C e 1 atm).

Processos importantes

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Processos Energéticos nas Ligações Químicas

Quebra de ligação: processo endotérmico ( $\Delta H$ positivo) - as moléculas precisam receber energia para romper suas ligações
Formação de ligação: processo exotérmico ( $\Delta H$ negativo) - as moléculas liberam energia ao estabelecer novas ligações, atingindo menor energia

Lembre-se: "Quebrar custa energia (positivo), formar libera energia (negativo)"

Fórmula para cálculo

A variação de entalpia usando energias de ligação segue esta relação:

$\Delta H = (+\text{energia das ligações quebradas}) + (-\text{energia das ligações formadas})$

Exemplo de aplicação

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Exemplo Trabalhado: Cálculo com Energia de Ligação

Reação: $2 \text{HBr(g)} + \text{Cl}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{HCl(g)} + \text{Br}_2\text{(g)}$

Dados da tabela de energias de ligação:

H-Br: 87,4 kcal/mol
Cl-Cl: 57,9 kcal/mol
H-Cl: 103,1 kcal/mol
Br-Br: 46,1 kcal/mol

Cálculo:

Ligações quebradas: $(2 \times 87,4) + (57,9) = +232,7 \text{ kcal}$
Ligações formadas: $(2 \times 103,1) + (46,1) = -252,3 \text{ kcal}$
$\Delta H = +232,7 - 252,3 = -19,6 \text{ kcal}$

Energia de formação

Conceito

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Entalpia de Formação

Também conhecida como entalpia de formação, representa a variação de calor que ocorre quando se forma 1 mol de uma substância a partir de seus elementos químicos mais simples, no estado padrão.

Ponto importante: A entalpia padrão de formação para elementos simples é sempre zero.

Fórmula principal

$\Delta H = H°_{\text{Produtos}} - H°_{\text{Reagentes}}$

Exercício resolvido

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Exemplo Trabalhado: Calor de Combustão do Metano

Problema: Calcule o calor de combustão do metano, em kJ/mol, usando as entalpias de formação:

Substância	$\Delta H°$ de formação (kJ/mol)
$\text{CH}_4\text{(g)}$	-74
$\text{CO}_2\text{(g)}$	-394
$\text{H}_2\text{O(g)}$	-242

Equação: $\text{CH}_4\text{(g)} + 2 \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{H}_2\text{O(g)} + \text{CO}_2\text{(g)}$

Resolução:

Passo 1: Calcule a entalpia dos reagentes: $H°_R = (-74) + 2 \times (0) = -74 \text{ kJ}$

Passo 2: Calcule a entalpia dos produtos: $H°_P = (-394) + 2 \times (-242) = -878 \text{ kJ}$

Passo 3: Aplique a fórmula: $\Delta H = H°_P - H°_R = -878 - (-74) = \mathbf{-804 \text{ kJ/mol}}$

bookmarkSummary

Pontos-Chave para Lembrar:

A lei de Hess permite calcular entalpias de reações "impossíveis" combinando reações conhecidas
Quebrar ligações sempre consome energia (endotérmico, $\Delta H$ positivo)
Formar ligações sempre libera energia (exotérmico, $\Delta H$ negativo)
A entalpia de formação de elementos simples no estado padrão é zero
Nas fórmulas, sempre subtraia: $\Delta H = \text{Produtos} - \text{Reagentes}$

Termoquímica: lei de Hess, energia de ligação e formação (ENEM Química): Notas de revisão