Termoquímica — Termodinâmica Química
Primeira Lei da Termodinâmica
- : sistema absorve calor; : libera
- (trabalho de expansão/compressão)
- Para processos a pressão constante (típico em laboratório):
Entalpia
- ΔH < 0 → exotérmico (produtos têm menor entalpia)
- ΔH > 0 → endotérmico
- Propriedade de estado — independe do caminho
Lei de Hess
A variação de entalpia de uma reação é soma algébrica das entalpias de qualquer conjunto de etapas que leve dos reagentes aos produtos.
Exemplo — formação do CO:
| Reação | ΔH (kJ/mol) |
|---|---|
| C(s) + O₂(g) → CO₂(g) | −393,5 |
| CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) | −283,0 |
| C(s) + ½O₂(g) → CO(g) | −110,5 |
Inverte a 2ª equação e soma com a 1ª.
Entalpia de Formação Padrão (ΔH°f)
Entalpia da formação de 1 mol do composto a partir dos elementos nas formas mais estáveis a 298 K e 1 bar.
- Elementos no estado padrão: ΔH°f = 0 por definição
- Aplicação (Lei de Hess generalizada):
Energia de Ligação
Entalpia de dissociação (média) de ligações covalentes em fase gasosa:
| Ligação | D (kJ/mol) |
|---|---|
| C–C | 347 |
| C=C | 614 |
| C≡C | 839 |
| C–H | 413 |
| O–H | 463 |
| H–H | 436 |
IMPORTANT
Energia de ligação dá ΔH aproximado (usa médias). Para cálculos precisos, use ΔH°f.
Segunda Lei e Espontaneidade
A 1ª lei não prevê espontaneidade. A 2ª lei introduz a entropia (S):
Energia de Gibbs (G)
| ΔH | ΔS | ΔG | Espontaneidade |
|---|---|---|---|
| − | + | sempre − | Sempre espontâneo |
| + | − | sempre + | Nunca espontâneo |
| − | − | depende de T | Espontâneo a baixa T |
| + | + | depende de T | Espontâneo a alta T |
Relaciona termodinâmica (ΔG°) com equilíbrio (K) diretamente.
Equação de Kirchhoff
Como ΔH varia com a temperatura:
onde .
Para ΔCp constante:
TIP
O ITA frequentemente pede para calcular ΔH em temperatura diferente de 298 K. Use Kirchhoff com os Cp fornecidos na questão.