Pratica 4 Calor De Reacao

UENF

Universidade Estadual do Norte Fluminense

Centro de Ciência e Tecnologia

Laboratório de Ciências
Químicas

QUÍMICA GERAL II – EXPERIMENTAL
QUARTA PRÁTICA: Calor de reação
Teoria
Qualquer reação química é acompanhada pela absorção ou liberação de energia, normalmente sob a forma de calor. Quando esta energia é medida sob pressão constante, ela é chamada de entalpia.
Chama-se de “variações de entalpia” as variações de energia ocorridas nas reações, medidas sob pressão constante, e representa-se por:
∆H = Hp - Hr , onde:
∆H = variação de entalpia da reação (calor de reação);
Hp = entalpia dos produtos;
Hr = entalpia dos reagentes.
De acordo com a variação de entalpia, as reações químicas podem ser classificadas em endotérmicas e exotérmicas.
Reações endotérmicas:
Muitas reações, para se processarem, necessitam de um fornecimento externo de energia, que, entre outras formas, pode se manifestar pela diminuição da temperatura do sistema devido ao consumo de calor. Esta absorção de energia indica que a energia dos produtos é maior que a energia dos reagentes. Para a reação:
A + B + x cal → C + D podemos concluir que ∆H é maior que zero, ou seja, ∆H = + x cal.
Reações exotérmicas:
Outras reações, ao se processarem, liberam energia sob a forma de calor, que geralmente se manifesta por aumento na temperatura do sistema. Esta liberação de calor indica que a energia dos produtos é menor que a energia dos reagentes. Para a reação:
A + B → C + D + x cal podemos concluir que ∆H é menor que zero, ou seja, ∆H = - x cal.
Os cálculos termoquímicos são feitos com base na Lei de Hess, que nos diz: “O efeito térmico global de um processo químico é a soma dos efeitos térmicos de todas as etapas intermediárias do processo”. Exemplo: a formação do dióxido de carbono por dois processos (Figura 1).
1. Em duas etapas sucessivas:
C (s) + ½ O2 (g) → CO (g)
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)

∆Hºa = -26,4 kcal.mol-1
∆Hºb = -67,6 kcal.mol-1

2. Em uma única etapa, o processo é a soma das duas