Lei de Hess

Em termodinâmica, a lei de Hess, proposta pelo químico suíço Germain Henry Hess em 1840 estabelece que: 

A energia não pode ser nem criada nem destruída; somente pode ser trocada de uma forma em outra.

A lei de Hess é utilizada para prever a transferência de entalpia de uma reação ΔH_r, quando a reação é lenta, incompleta, explosiva ou quando ocorrem outras reações simultaneamente.

O valor da variação da entalpia para uma certa reação química é sempre o mesmo, independentemente do modo como é realizada; depende somente do estado inicial e final.

𝞓H = 𝞓H_{reagentes +} 𝞓H_produtos

Por exemplo, consideremos a reação em que 1 mol de água (H₂O) é transformado em água no estado gasoso. Essa reação é realizada duas vezes; porém, optou-se por caminhos diferentes:

(1º) Foi realizada em uma única etapa:

H₂O_(l) → H₂O_(v)   ΔH= +44 kJ

(2º) Foi realizada em duas etapas:

1ª etapa: H₂O_(l) → H_2(g) + ½ O_{2 (g)} ΔH= +286 kJ
2ª etapa: H_2(g) + ½ O_{2 (g)} → H₂O_(v)   ΔH= -242 kJ
H₂O_(l) → H₂O_(v)   ΔH= +44 kJ

Observe que independentemente de ter-se realizado uma ou duas etapas, a variação da entalpia (ΔH) é sempre igual a 44 kJ. Isso ocorre por que o ΔH é a soma algébrica dos valores de ΔH das etapas que compõem o processo, ou seja, dos processos intermediários:

𝞓H= 𝞓H1 + 𝞓H2 + 𝞓H3 +..... + 𝞓Hn

Essa lei se tornou muito importante na Termoquímica, porque determinadas reações químicas não podem ter seu ΔH determinado experimentalmente. Entretanto, de acordo com a Lei de Hess a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada por meio das entalpias de outras reações (reações intermediárias)

Equação Termoquímica

Equação termoquímica é uma reação química que apresenta:

1) Quantidade de reagentes e produtos (reação devidamente balanceada).

2) Temperatura e pressão.

3) Estrutura cristalina ou alotrópica (se for o caso).

4) Estado físico de reagentes e produtos.

5) O calor da reação (∆H).

Ex: 1 C(gr) + 1 O2 (g) ==> 1 CO2 (g)

∆H = -94kcal/mol (25°C, 1atm)

Observações: 
1. Estado padrão na termoquímica é caracterizado por:

– Temperatura de 25°C

– Pressão de 1atm.

– Estrutura cristalina ou alotrópica mais estável (se for o caso).

– Estado físico usual da substância.

2. Por convenção, substância simples ou elemento químico no estado padrão possui entalpia sempre zero.

– Calor ou entalpia padrão de formação (DH)0f : endotérmico ou exotérmico.

– Calor ou entalpia de combustão (exotérmico).

– Calor ou entalpia ou energia de ligação (endotérmico).

– Calor ou entalpia de neutralização (exotérmico).

– Lei de Hess.

Energia Interna

A energia interna, cujo símbolo é U, define-se como sendo a soma das energias cinéticas dos átomos e moléculas que se encontram no interior de um sistema e das energias potenciais associadas às suas mútuas interações, isto é, é a energia total contida num sistema fechado.

A energia interna de um sistema depende apenas do estado físico deste, pelo que não inclui a energia cinética, a energia potencial, as suas energias nucleares ou outras energias intra-atômicas do próprio sistema, isto é, da fronteira entre o sistema e a sua vizinhança.

A energia interna absoluta de um sistema num dado estado não pode ser medida diretamente. É sim possível observar o seu aumento ou diminuição, dependendo do trabalho que faça ou receba o sistema ou do calor que ganhe ou perca. A grandeza que traduz este aumento ou diminuição é a variação da energia interna, cujo símbolo é D U.

Para um sistema fechado, a variação da energia interna é igual ao calor absorvido pelo sistema através da sua fronteira (Q), menos o trabalho realiza do pelo sistema sobre a fronteira (W). Este princípio pode ser traduzido pela seguinte expressão: D U = Q-W.

A energia interna de um sistema está diretamente associada à sua temperatura. Quando um sistema recebe uma determinada quantidade de calor, sofre um aumento de sua energia interna e conseqüentemente um aumento de temperatura. Assim se:

Logo para um sistema onde há um aumento de temperatura, também haverá um aumento na energia interna e com isso o volume do gás que está preso dentro do recipiente também aumentará.

Um bom exemplo desse aumento da energia interna é quando colocamos ar no embolo e depois o comprensamos ao máximo, o gás que está lá dentro se expandirá conforme ganha temperatura, aumentando assim sua energia interna.

Termoquímica

              Termoquímica

A Termoquímica estuda o calor das reações provocado pela troca de energia do meio externo com os reagentes. O calor é uma das formas de energia mais comum que se conhece.

                                                                   

                                                                                UNIDADE DE CALOR

                                                            

                                                                 

 Toda reação química absorve ou gera calor, ou seja, há sempre uma troca de energia. A emissão ou absorção de luz, de calor, de eletricidade são manifestações dessa energia que podem até provocar mudanças de estado físico nos componentes das reações. 

   No quadro abaixo estão exemplos de tipos de reações com perda ou ganho de calor (energia):

REAÇÕES QUE LIBERAM ENERGIA	REAÇÕES QUE ABSORVEM ENERGIA
Queima do carvão	Cozimento de alimentos
Queima da vela	Fotossíntese das plantas, o sol fornece energia
Reação química em uma pilha	Pancada violenta inicia a detonação de um explosivo
Queima da gasolina no carro	Cromagem em para-choque de carro, com energia elétrica

                                                  Transformações Químicas e Físicas

Transformações físicas: são aquelas que ocorrem sem que se formem novas substâncias. Os seja, as substâncias continuam a ser as mesmas, poderão apenas estar mais divididas, por exemplo, ou mudarem de estado físico.

   Exemplos de transformações físicas:

• Um papel que se rasga.
• Um vidro que se parte.
• A água que ferve, evaporando-se.
• Um gelado que derrete.

Transformações químicas: ocorrem quando existe a formação de novas substâncias, isto é, substâncias com propriedades diferentes das substâncias iniciais.

Exemplos de transformações químicas, muitas das situações que te rodeiam no dia-a-dia, tais como:

• Quando grelhas um bife.
• A fruta que amadurece na fruteira.
• Um fósforo que arde.
• A fotossíntese realizada pelas plantas.
• O enferrujamento do ferro.

a água evapora, quando é aquecida

ao acender um fósforo

    

                                                                        

                                                       Tipos de Reações

As reações químicas podem ser de dois tipos:

1. Reações exotérmicas:  são as reações químicas que produzem ou liberam calor, como por exemplo:

•       a queima do carvão:   C + O2          - >         CO2 + calor     ou

• a combustão da gasolina:  C8H18 + 25/2 O2    - >  8CO2 + 9H2O + calor

(nesse caso estamos considerando o calor como produto da reação).

2. Reações endotérmicas: são as reações químicas que absorvem calor do meio externo, como por exemplo:                        

• a decomposição do carbonato de cálcio:   CaCO3 + calor        - >        CaO + CO2     

ou

•  a síntese do oxido nítrico: N2 + O2 + calor      - >       2NO

Representação Gráfica:

                                                            

                                                    CALORIMETRIA

Calorimetria é o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante os fenômenos físicos e/ou químicos.

É usual expressar a quantidade de calor em calorias (cal):

Caloria é a quantidade de calor necessária para elevar de 14,5 °C para 15,5 °C a temperatura de 1 grama de água.                                                                                                                               

                                      

                                                   calorímetro instrumento utilizado na medição

                                   

                                          Tipos de calorímetros:

Calorímetros isotérmicos

São aqueles em que idealmente não há variação de temperatura durante a experiência. Desta forma o que ocorre é a variação no fluxo de calor. Alguns aparelhos possuem termopilhas para medir o fluxo de calor trocado no processo.

Calorímetros isoperibol

Um calorímetro isoperibol é aquele em que a temperatura do Meio é mantida constante, independentemente da temperatura do calorímetro propriamente dito, embora se tente que as diferenças de temperatura não sejam elevadas. Consequentemente, as trocas de calor entre o vaso calorimétrico e o Meio existem deliberadamente e, sendo devidamente controladas, a quantidade de calor permutado entre aqueles dois meios é conhecida e proporcional à diferença das respectivas temperaturas.