Termoquímica

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Processos que envolvem energia sempre tiveram papel importante na história da humanidade, como podemos citar as máquinas a vapor na Revolução Industrial ou a queima de biocombustíveis na atualidade. Não só em processos industriais e em larga escala, a energia é também importante em processos vitais para organismos vivos, como a queima de glicose na respiração celular.

Diversos fenômenos estão relacionados com processos de absorção ou liberação de energia, e a termoquímica estuda a energia, em forma de calor, liberada ou absorvida em reações químicas e mudanças de estado físico.

Calorimetria

A calorimetria é um ramo da física que estuda a transferência de energia térmica entre substâncias, medindo a quantidade de calor que um corpo recebe ou envia para um outro corpo. A unidade de energia no Sistema Internacional (SI) é o Joule (J), porém existe uma outra unidade mais comumente usada no nosso dia-a-dia que é a caloria (cal).

A unidade caloria está presente no nosso cotidiano principalmente no conteúdo calórico dos produtos industrializados que encontramos em mercados. Essa mesma unidade possui uma relação matemática com o Joule (J) conforme abaixo.

1 cal=4,18 J

Entalpia (H) e Variação de Entalpia (ΔH)

A entalpia (H) é uma grandeza que informa o conteúdo energético de um sistema ou substância. Não é possível a medição de entalpia absoluta de uma substância diretamente, então são realizadas medições indiretas com intuito de se obter esse valor. Numa abordagem prática, o conceito mais utilizado é o de variação de entalpia (ΔH) que acontece em processos que liberam ou absorvem energia. A variação de entalpia determina o valor de calor trocado pelo sistema a uma pressão constante. Abaixo segue a fórmula para o cálculo da variação de entalpia.

\Delta H=H_{f}-H_{i}

ΔH: variação de entalpia (J ou cal)

Hf: entalpia final (J ou cal)

Hi: entalpia inicial (J ou cal)

O processo de liberação de energia é chamado de processo exotérmico. O prefixo exo representa fora, ou seja, a energia tem o sentido de dentro para fora do sistema. Com relação à variação de entalpia, as reações exotérmicas possuem valores negativos (ΔH<0), representando variação negativa de energia. Os principais exemplos de processos exotérmicos são a queima de combustíveis, o congelamento da água e a respiração dos seres humanos.

Exemplo de processo exotérmico - queima de combustível
Exemplo de processo exotérmico – queima de combustível

Já no processo de absorção de energia, chamado de endotérmico, a energia flui no sentido inverso, de fora para dentro do sistema, e o prefixo endo significa dentro, confirmando essa lógica. Os valores de variação de entalpia são positivos (ΔH>0), representando variação positiva de energia ao sistema. Alguns exemplos comuns são o derretimento do gelo, a fotossíntese e a produção de aço a partir da hematita.

Exemplo de processo endotérmico - derretimento do gelo
Exemplo de processo endotérmico – derretimento do gelo

Os fatores que influenciam diretamente no cálculo da entalpia são a quantidade (mol) de reagente e produto da reação, as formas alotrópicas e os estados físicos.

Equação termoquímica

A equação termoquímica é a forma de representar um processo químico que envolve troca de calor. Essas equações necessitam de algumas informações essenciais para a sua análise: a variação de entalpia, a temperatura e pressão em que o processo ocorre, e os fatores de influência (quantidade, forma alotrópica e estado físico). A seguir dois exemplos de equações termoquímicas e seus respectivos diagramas.

Exemplo 1 – Processo exotérmico de formação do gás carbônico

    \begin{flalign*} &C_{graf}+O_{2(g)}\rightarrow CO_{2(g)}\hspace{10}\Delta H=-393,5kJ\hspace{10}(25^{o}C, 1atm)& \end{flalign*}

ou

    \begin{flalign*} &C_{graf}+O_{2(g)}\rightarrow CO_{2(g)}+393,5 kJ \hspace{10}(25^{o}C, 1atm)& \end{flalign*}

Diagrama - reação exotérmica
Diagrama – reação exotérmica

Exemplo 2 – Processo endotérmico da bolsa de gelo instantâneo

    \begin{flalign*} &2NH_{3(g)}\rightarrow N_{2(g)}+3H_{2(g)}\hspace{10}\Delta H=+92,2kJ\hspace{10}(25^{o}C, 1atm)& \end{flalign*}

ou

    \begin{flalign*} &2NH_{3(g)}+92,2kJ\rightarrow N_{2(g)}+3H_{2(g)}\hspace{10}(25^{o}C, 1atm)& \end{flalign*}

Diagrama – reação endotérmica
Diagrama – reação endotérmica

Lei de Hess

A produção de uma substância química pode acontecer através de diversas etapas químicas (equações termoquímicas) ou até mesmo em processos muito lentos, o que pode dificultar muito o cálculo da variação de entalpia do produto final. A Lei de Hess, enunciada pelo suíço Germain Henri Hess, diz que a variação da entalpia de uma reação depende apenas dos estados inicial e final da reação, não importando  o caminho da reação. Ou seja, independentemente de como a reação ocorrer, ou em quantas etapas ocorrer, o cálculo final da entalpia dependerá dos estados inicial e final da reação. Podemos então calcular a variação de entalpia de uma reação através da soma das variações de entalpia das etapas da reação.

    \begin{flalign*} &C_{graf}+O_{2(g)}\rightarrow CO_{2(g)}\hspace{10}\Delta H_{1}=-393,5kJ&\\ &CO_{2(g)}\rightarrow CO_{(g)}+1/2O_{2(g)}\hspace{10}\Delta H_{2}=+283,0kJ&\\ &\line(1,0){365}& \\&C_{graf}+1/2O_{2(g)}\rightarrow CO_{(g)}\hspace{10}\Delta H_{TOTAL}=-393,5kJ+283,0kJ=-110,5kJ& \end{flalign*}

Estado-padrão

Como não podemos calcular diretamente o valor da entalpia de uma substância, houve a necessidade de se adotar um referencial para tabelar valores de entalpia relativa de substâncias importantes. Os químicos adotaram o valor zero para entalpias de substâncias simples no estado-padrão. O estado-padrão compreende a variedade alotrópica mais estável de uma substância no seu estado físico mais comum a 1 atm de pressão e 25ºC de temperatura.

Entalpia-padrão de formação

Primeiramente, é importante frisarmos que reação de formação é a reação que forma 1 mol de uma substância através de reagentes que são exclusivamente substâncias simples no estado-padrão. Assim, a entalpia-padrão de formação compreende o valor energético da produção de substâncias através da reação de formação e sua representação e unidade são, respectivamente, ΔHºf e J/mol. Desse modo, podemos tabelar valores de entalpias relativas tomando como referência as substâncias simples no estado padrão. Segue abaixo alguns exemplos:

Tabela de entalpia padrão de formação
Tabela de entalpia padrão de formação

Entalpia-padrão de combustão

Semelhante à entalpia-padrão de formação, a entalpia-padrão de combustão é o valor de entalpia envolvida na queima de 1 mol de um combustível no seu estado padrão.

Avaliando precisamente o processo de combustão, é importante frisarmos como é o processo de combustão total de alguma substância X, representado abaixo:

X+O_{2}\rightarrow CO_{2}+H_{2}O

A entalpia-padrão de combustão de uma substância é representado por ΔHºc e a unidade empregada é J/mol. Segue abaixo alguns exemplos:

Tabela de entalpia padrão de combustão
Tabela de entalpia padrão de combustão

Energia de ligação

Os processos químicos se caracterizam pela quebra e formação de ligações químicas, consequentemente modificando a estrutura molecular das substâncias envolvidas. A energia de ligação consiste na variação de entalpia da quebra ou formação de 1 mol de ligação química. Este conceito auxilia os químicos nos cálculos da variação de entalpia em determinadas reações. Lembrando que a quebra de uma ligação química é um processo endotérmico (ΔH>0) e a formação de uma nova ligação é um processo exotérmico (ΔH<0). Segue abaixo alguns exemplos:

Tabela de entalpia padrão de ligação
Tabela de entalpia padrão de ligação

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