Constante de Equilíbrio e Temperatura - Equação de Van´t Hoff

A equação de Van't Hoff relaciona a variação da temperatura e a variação da constante de equilíbrio, mediante a variação da entalpia.

Se assumirmos que o calor Q de uma reação é constante com a temperatura T, chegamos à seguinte equação diferencial:

ln(K1/K2) = -(ΔHo/R)*[(1/T2)-(1/T1)] onde,

K1 é a constante de equilíbrio à temperatura absoluta T1,

K2 é a constante de equilíbrio à temperatura absoluta T2,

ΔHo é a variação da entalpia e

R é a constante dos gases nobres

Aplicando a equação da energia livre de Gibbs,

ΔGo = ΔHo - T.ΔSo <=> ΔGo = -RTln(K), temos

ln(K) = -(ΔHo/R)*(1/T) + (ΔSo/R), derivando em ordem à temperatura, temos

dln(K)/dT = ΔHo/RT2 (temperatura ao quadrado)

Se analisarmos o gráfico da variação do logaritmo natural da constante de equilíbrio ln(K) de um dado equilíbrio químico, em função da temperatura, temos uma linha recta cujo declive é o valor negativo da razão entre a variação da entalpia e a constante dos gases -ΔHo/R, e cujo ponto de intercepção na origem é o valor da razão entre a variação da entropia e a constante dos gases ΔSo/R.

Entalpia

Entalpia é a grandeza física relacionada ao total de energia interna de um sistema por determinada quantidade de substância. A unidade, no Sistema Internacional de Unidades, para a entalpia é o Joule por mol.

A variação de entalpia (ΔH) é representada por uma proporção com um número fixo de mols.

Quanto ao sinal do (ΔH) existem dois tipos de reação:
- Reações exotérmicas: ΔH menor que zero, há uma libertação de calor;

- Reações endotérmicas: ΔH maior que zero , há uma absorção de calor.

Factores que influenciam o valor do ΔH

Quantidade de reagentes e produtos: o valor do ΔH de uma reação varia em função da concentração de cada um de seus participantes. O aumento da concentração provoca um aumento proporcional da variação de entalpia.

Os estados físicos dos reagentes e produtos: substâncias no estado sólido provocam variações de entalpia maiores do que no estado líquido; e estas, maiores do que no estado gasoso.

Estado alotrópico de reagentes e produtos: cada estado alotrópico tem um valor de entalpia distinto.

Lei de Hess

Em 1840, um físico chamado Germain Henri Hess, com base em seus estudos sobre calores de reação, descobriu que, de um modo geral, quando uma reação se dá em etapas, a soma dos calores de reação correspondentes aos diversos estágios é igual ao calor de reação obtido quando a reação é realizada completamente em uma só etapa.
Então, enunciou sua lei: "Quando uma reação química apresenta etapas intermediárias, a variação de entalpia da reação geral equivale à soma das variações de entalpia de cada uma das etapas intermediárias.