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Introdução à termoquímica

Acompanhe a aula sobre Termoquímica

Classificação das reações termoquímicas

Tipos de calores termoquímicos

Cálculo da variação da entalpia pela entalpia de formação

Cálculo da entalpia da reação pela energia de ligação

Cálculo da entalpia da reação pela lei de Hess

Exercício de reações

Exercício de termoquímica com gráfico

Além das transformações na matéria, os processos físicos e químicos acompanham também mudanças na energia dos sistemas. Essas modificações na energia são observadas na forma de absorção ou liberação de calor ao longo das transformações.
A parte da química que estuda a energia térmica envolvida nos processos físicos e químicos é a termoquímica.

Entalpia

Chamamos a energia térmica contida nas substâncias de entalpia, representada pela letra H. Quando reagentes se transformam em produtos em uma reação química, a entalpia do sistema se modifica, ocasionando a absorção ou liberação de uma quantidade de calor que é a diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes. Este calor envolvido na reação recebe o nome de variação de entalpia e é representado por ΔH.

Reações exotérmicas

As reações que liberam calor são chamadas de reações exotérmicas. Nestas reações os reagentes tem entalpia maior que a dos produtos.
Quando energia é liberada pelo sistema, dizemos que a variação de entalpia é negativa, ou seja, ΔH < 0.

Por exemplo, as reações de combustão são exotérmicas e o calor pode ser considerado um produto da reação:

Reações endotérmicas

Quando a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes, então a reação absorve calor e é chamada de reação endotérmica.
A variação de entalpia nestas reações é positiva, ou seja, ΔH > 0.

Um exemplo de reação endotérmica é a decomposição do carbonato de cálcio, em que o calor pode ser considerado um reagente:

Entalpia de formação (ΔHf​​°)

Chamamos de entalpia de formação a variação de entalpia envolvida na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples no estado-padrão (forma mais estável nas condições ambientes do alótropo mais abundante).

Entalpia de combustão (ΔH°comb​​)

A variação de entalpia na reação de combustão de 1 mol de uma substância é chamada de entalpia de combustão.

Entalpia de neutralização (ΔH°​neut​​)

A variação de entalpia no processo de neutralização entre 1 mol de H+ e 1 mol de OH- é denominada entalpia de neutralização.

Lei de Hess

A variação de entalpia em um processo é sempre igual à soma das variações de entalpia das etapas entre o estado inicial e o final, não importando quantas ou quais sejam as etapas.
Podemos aplicar a Lei de Hess para calcular esta variação de entalpia de três formas:

a) usando as entalpias de formação

Desejamos determinar o ΔH da reação a seguir:

Dividiremos a reação em duas etapas:

i. Regeneração das substâncias simples no estado-padrão, de todos os elementos;
ΔH1​​ = - ΔH​f​​° (reagentes)

Esta etapa é equivalente ao inverso da reação de formação de 2 mols de água, então o ΔH é duas vezes o calor de formação da água, com sinal invertido já que a água é o reagente e não o produto neste caso.

ii. Formação dos produtos a partir destas substâncias simples.
ΔH​2​​ = ΔHf​​° (produtos)

Pela Lei de Hess, a variação de entalpia da reação é a soma do ΔH de cada etapa:

Em resumo, basta encontrar a diferença entre a entalpia de formação dos produtos e a dos reagentes, multiplicadas pelos coeficientes estequiométricos:

ΔH = ΔHf°​produtos​​ - ΔHf°​reagentes​​

OBS.: A entalpia de formação das substâncias simples no estado-padrão, como o C (graf) e o H2 (g) é igual a zero!

b) usando as energias de ligação

Desejamos determinar o ΔH da reação:

Dividiremos a reação em duas etapas:

i. Quebra de todas as ligações dos reagentes (endotérmica);

ii. Formação das ligações dos produtos (exotérmica).

A variação de entalpia em cada etapa é dada pelas entalpias de ligação, disponíveis na tabela abaixo:



Na primeira etapa são quebradas as ligações H–H e Cl–Cl, consumindo energia (sinal positivo) e na segunda são formados 2 mols de ligações H–Cl, liberando energia (sinal negativo).
Então, pela Lei de Hess, a variação de entalpia total será a soma das duas etapas:

Em resumo, basta somar as energias das ligações quebradas e subtrair as das ligações formadas, multiplicadas pelo respectivo número de ligações quebradas ou formadas:

ΔH = Hlig(quebradas)​​ - ΔHlig(formadas)​​

c) usando outras reações conhecidas

Desejamos determinar o ΔH da reação:

conhecendo as variações de entalpia destas outras reações:

Podemos manipular estas reações de modo a se tornarem etapas da reação da qual não conhecemos o ΔH.
A primeira reação precisa ser invertida para que o CO​(g)​​ se encontre do lado dos reagentes. Quando invertemos uma reação, precisamos trocar o sinal da sua variação de entalpia.
A segunda reação já tem o CO2(g)​​ do lado dos produtos, então se mantém da forma como está escrita.
Temos então:

OBS.: Se for necessário multiplicar uma das etapas por um número para obter a proporção correta entre reagentes e produtos, o ΔH desta etapa deve também ser multiplicado pelo mesmo número.