voltar

Entalpia e energia de reações

Nicole, Rebecca, Gabriela / June 2022 (186 Palavras, 2 Minutos)

Processos Endotérmicos e Exotérmicos

Exotérmico

• $H_{p} < H_{r} \therefore \triangle H < 0$

(Variação de entalpia dos produtos é menor que dos reagentes, então a variação da entalpia é menor que 0.) ($\triangle H =$ Variação da entalpia)

• Reagentes $\rightarrow$ produto + calor

Gráfico

Exemplos:

• Combustão;
• Formação de geada.

Endotérmico

• $H_{r} < H_{p} \therefore \triangle H > 0$

(Variação de entalpia dos reagentes é menor que dos produtos, então a variação da entalpia é maior que 0.)

• Reagentes + calor $\rightarrow$ produto

Gráfico

Exemplo:

• Evaporação.

Formulas uteis

Descobrir a variação da entalpia

\(\triangle H = H_{p} - H_{r}\)

Quantidade de calor liberado/absorvido

\(Q = m * c * \triangle T\)

• M = Massa;
• C = calor especifico do material (da água é 1 Cal/g ou 4,186 J/g);
• $\triangle T$ = variação da tempetura.

Estado padrão

• 1 atm;
• 25ºC;
• Variedade atropica mais estavel;
• Estado fisico mais comum.

Fatores que alteram a variação da etalpia

• Estado físico;
• Estado alotropico;
• Temperatura;
• Concentração (quantidade de mol).

Substancias simples

TODA SUBSTÂNCIA tem a $\triangle H = 0$. Exemplo: O$_{2}$.

Metéodos para determinar a variação da entalpia

Entalpia de formação

Energia liberada ou absorvida na formação de 1 mol de substância (do lado do produto) a partir de substâncias no estado-padrão.

Entalpia de ligação

Energia necessária para que se rompa uma ligação de uma substância no estado padrão.

Lei de Hess

Não importa o caminho da reação, a energia liberada/absorvida será a mesma.

Velocidade média

\[Vm = \frac{\triangle Q}{\triangle t} = \frac{Q_{final} - Q_{inicial}}{t_{final} - t_{inicial}}\]

Energia de ativação

Quantidade de energia minima necessária para que a reação de processe.

Maior Ea, mais lenta.

Menor Ea, mais rápida.

Fatores que alteram a Ea

• Catalisadores (diminui a energia necessária);
• Superficie de contato (maior = mais rapida);
• Temperatura (mais quente = mais choques efetivos);
• Massa (mais reagentes = mais choques);

Complexo ativado

Estado intermediario (instavel) entre reagentes e produtos.