As reações exotérmicas e endotérmicas estão relacionadas com a variação de entalpia (ΔH) de um processo químico. Essa variação corresponde à quantidade de energia liberada ou absorvida durante o processo, e é medida
por meio de calorímetros. Podemos calcular a variação da entalpia por meio da expressão abaixo, em que vemos a diferença entre a entalpia dos produtos (ou entalpia final) e a entalpia dos reagentes (ou entalpia inicial): ΔH = Hfinal – Hinicial ou ΔH = Hprodutos - Hreagentes 📚 Você vai
prestar o Enem 2020? Estude de graça com o Plano de Estudo Enem De Boa 📚 Podemos afirmar que as reações exotérmicas ocorrem com liberação de energia (calor) e, por isso, ΔH é menor que zero (entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos
reagentes). De forma genérica, temos: A → B + calor Hreagentes > Hprodutos ΔH = Hprodutos - Hreagentes ΔH < 0 As reações exotérmicas podem ser representadas como mostrado abaixo: A → B ΔH < 0 Graficamente, podemos representá-las da seguinte forma:  Alguns exemplos de reações exotérmicas são: Síntese da amônia (NH3): N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ΔH = -92,2 kJ ou N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) + 92,2 kJ Reações de combustão são sempre exotérmicas, como por exemplo: C2H6O (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔH = -1368 kJ/mol Reações físicas como liquefação e solidificação também são exemplos de reações exotérmicas. 🎓 Você ainda não sabe qual curso fazer? Tire suas dúvidas com o Teste Vocacional Grátis do Quero Bolsa 🎓 Reações EndotérmicasAs reações endotérmicas, por sua vez, ocorrem com absorção de energia (calor) e, por isso, ΔH é maior que zero (entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes). De forma genérica, temos: A + calor → B Hreagentes < Hprodutos ΔH = Hprodutos - Hreagentes ΔH > 0 As reações endotérmicas podem ser representadas por: A → B ΔH > 0 Graficamente, podemos representá-las da seguinte forma: Alguns exemplos de reações endotérmicas são:
2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g) ΔH = -92,2 kJ ou 2 NH3 (g) + 92,2 kJ → N2 (g) + 3 H2 (g)
Efeito da TemperaturaA temperatura afeta de modos diferentes as reações exotérmicas e endotérmicas. Quando fornecemos temperatura a um sistema em equilíbrio, por exemplo, estaremos favorecendo a ocorrência da reação que absorve calor, isto é, a reação endotérmica. Por outro lado, se diminuirmos a temperatura do sistema, estaremos favorecendo a reação que libera calor, ou seja, a reação exotérmica. Exemplo: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) ΔH < 0 Como a reação acima é exotérmica (ΔH < 0), a diminuição da temperatura favorece a formação dos produtos, deslocando o equilíbrio para o sentido dos produtos (para a direita). Já, se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio será deslocado para o sentido dos reagentes (para a esquerda), que consiste em um processo endotérmico. 🎯 Simulador de Notas de Corte Enem: Descubra em quais faculdades você pode entrar pelo Sisu, Prouni ou Fies 🎯 Energia de LigaçãoTodas as reações químicas envolvem quebra e formação de novas ligações para transformar os reagentes em produtos. Sabendo a energia envolvida nesse processo, podemos calcular a variação de entalpia dessas reações Para quebrar uma ligação, é preciso fornecer energia aos reagentes, o que consiste em um processo endotérmico (ΔH > 0). Conforme as ligações vão se formando para gerar os produtos, a energia é liberada, caracterizando um processo exotérmico (ΔH < 0). A energia absorvida para quebrar uma ligação é numericamente igual a energia liberada na sua formação. A energia de ligação é definida, no entanto, como sendo a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25°C e 1 atm. Exemplos: 1 H – H (g) → H (g) + H (g) ΔH = +436 kJ 1 Cl – Cl (g) → Cl (g) + Cl (g) ΔH = +242,6 kJ 📝 Você quer garantir sua nota mil na Redação do Enem? Baixe gratuitamente o Guia Completo sobre a Redação do Enem! 📝 Exercício de fixação ENEM/2010 Em nosso cotidiano, utilizamos as palavras “calor” e “temperatura” de forma diferente de como elas são usadas no meio científico. Na linguagem corrente, calor é identificado como “algo quente” e temperatura mede a “quantidade de calor de um corpo”. Esses significados, no entanto, não conseguem explicar diversas situações que podem ser verificadas na prática. Do ponto de vista científico, que situação prática mostra a limitação dos conceitos corriqueiros de calor e temperatura? A A temperatura da água pode ficar constante durante o tempo em que estiver fervendo. B Uma mãe coloca a mão na água da banheira do bebê para verificar a temperatura da água. C A chama de um fogão pode ser usada para aumentar a temperatura da água em uma panela. D A água quente que está em uma caneca é passada para outra caneca a fim de diminuir sua temperatura. E Um forno pode fornecer calor para uma vasilha de água que está em seu interior com menor temperatura do que a dele. Quando a entalpia dos produtos de uma reação e maior que a entalpia dos reagentes a reação e exotérmica?Numa reação exotérmica – aquela que libera calor –, a entalpia dos produtos (Hp) é menor que a dos reagentes (Hr). Se Hp < Hr, ΔH < 0. Inversamente, numa reação endotérmica, a entalpia dos produtos (Hp) é maior que a dos reagentes (Hr).
Quando a entalpia dos produtos e maior que a entalpia dos reagentes temos uma reação?Em reações endotérmicas (endo significa “para dentro”), em que há absorção de calor, a energia total do sistema aumentará. Isso significa que a entalpia dos produtos será maior que a entalpia dos reagentes (HP > HR), portanto, a variação da entalpia será positiva (? H > 0).
Quando a entalpia dos reagentes e maior?Hi corresponde à energia inicial ou entalpia do reagente. Se a entalpia inicial for maior que a final ela será negativa, pois significa que ocorreu uma reação exotérmica, ou seja, houve liberação de calor.
Quando a entalpia e constante?Entalpia é geralmente expressa como a alteração de entalpia. Quando um processo ocorre a uma pressão constante, o calor desenvolvido (libertados ou absorvido) é igual à variação de entalpia. Olhando se q é exotérmica ou endotérmica pode-se determinar uma relação entre AH e q.
|
Quando a entalpia dos produtos for maior do que a entalpia dos reagentes a reação química será sempre?
Postagens relacionadas
direito autoral © 2024 pt.ketajaman Inc.
