A termoquímica é o estudo do calor liberado ou absorvido como resultado de reações químicas. É um ramo da termodinâmica e é utilizado por uma ampla gama de cientistas e engenheiros. Por exemplo, bioquímicos usam termoquímica para entender bioenergética, enquanto engenheiros químicos aplicam termoquímica para projetar plantas de manufatura. Reações químicas envolvem a conversão de um conjunto de substâncias coletivamente referidas como “reagentes” para um conjunto de substâncias coletivamente referidas como “produtos”. Na reação química balanceada a seguir, os reagentes são metano gasoso, CH 4 (g) e oxigênio molecular gasoso, O 2 (g), e os produtos são dióxido de carbono gasoso, CO 2 (g) e água líquida H 2 O (1):
CH 4 (g) + 2 O 2 (g) → CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) (1)
Reações em que um combustível combina com o oxigênio para produzir água e dióxido de carbono são chamadas de reações de combustão. Como o gás natural consiste principalmente de metano, espera-se que a reação (1) libere o calor. Reações que liberam o calor são denominadas reações exotérmicas, e reações que absorvem calor são denominadas reações endotérmicas.
O calor associado a uma reação química depende da pressão e temperatura em que a reação é realizada. Todos os dados termoquímicos apresentados aqui são para reações realizadas sob condições padrão, que são uma temperatura de 298 K (24,85 ° C) e uma pressão aplicada de uma barra. A quantidade de calor liberada em uma reação depende da quantidade de material que sofre reação. As fórmulas químicas que aparecem em uma reação representam, cada uma, 1 mole (ver artigo sobre “Mole Concept”) do material; por exemplo, o símbolo CH 4 representa 1 mole de metano com uma massa de 16 gramas (0,56 onças), e o 2 O 2 (g) nos diz que 2 moles de oxigênio são necessários. A termoquímica também depende do estado físico dos reagentes e produtos. Por exemplo, o calor liberado na equação (1) é de 890 kilojoules (kJ); Se, no entanto, for formada água na fase gasosa, H 2 O (g), o calor liberado é de apenas 802 kJ. Invertendo uma reação como (l), que libera o calor, produz uma reação em que o calor deve ser fornecido para que a reação ocorra. A seguinte reação absorve 890 kJ.
CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)? CH 4 (g) + 2 O 2 (g) (2)
Energia e Entalpia
As mudanças termoquímicas são frequentemente discutidas em termos do “sistema” e do “ambiente”. O sistema é considerado como os produtos de reação e reagentes, enquanto o ambiente consiste em tudo o mais no universo. Um limite separa o sistema do entorno. A primeira lei da termodinâmica relaciona a mudança de energia pertencente a um sistema à quantidade de trabalho e ao calor que cruza o limite. Uma declaração da primeira lei aplicada às reações químicas em que apenas o calor e o trabalho cruzam a fronteira é dada pela expressão:
Produtos U – reagentes U = Δ U = q + w (3)
Aqui, os produtos U representam a energia dos produtos e os reagentes U representam a energia dos reagentes. O calor associado à reação é dado como q , e w representa o trabalho realizado durante a transformação de reagentes em produtos. Se o volume do sistema mudar durante a reação e a pressão aplicada permanecer constante, o trabalho executado é denominado trabalho de pressão-volume. Por exemplo, a reação (2) converte uma mole de gás e duas moles de líquido em um total de três moles de gás. O volume do sistema aumenta durante a reação porque, sob condições padrão, uma mole de gás ocupa mais volume do que um mol de líquido. O trabalho de expansão de um sistema de contra pressão atmosférica é experimentada quando se insufla um balão, e este trabalho pode ser mostrado para ser igual a – P Δ V . Aqui P representa a pressão atmosférica e Δ V representa a mudança no volume do sistema.
A primeira lei da termodinâmica também afirma que U é uma função de estado. Funções de estado são muito importantes na termodinâmica; eles dependem apenas do estado atual de um sistema e não de sua história passada. Nem q nem w são funções de estado. Uma compreensão do conceito de função de estado é promovida considerando o exemplo de uma viagem de San Diego, Califórnia, a Denver, Colorado. A mudança de altitude que se experimenta durante esta viagem não depende da rota tomada e, portanto, é semelhante a uma função de estado. Em comparação, a distância percorrida entre as duas cidades depende da rota que se segue; da mesma forma, q e w são quantidades dependentes do caminho.
Se um processo como uma reação química é realizado a uma pressão constante de uma maneira que envolve apenas o trabalho de pressão-volume, então – P PV pode ser substituído pelo termo de trabalho na equação (3). Assim, nós temos:
Δ U + P Δ V = q p (4)
O símbolo q p representa o calor que acompanha uma alteração química realizada a pressão constante; no nosso exemplo anterior, isso seria equivalente a especificarmos a rota exata de viagem entre as duas cidades. A entalpia de um sistema H está relacionada à energia de um sistema pela expressão:
H = U + PV (5)
Para um processo ou reação realizada a pressão constante:
Δ H = Δ U + P Δ V = q p (6)
Entalpia, como energia, é uma função do estado. Assim, a equação (6) mostra que, para uma reação realizada a pressão constante, q p depende apenas dos reagentes consumidos e dos produtos formados. A alteração de entalpia associada a uma reação realizada sob condições padrão é denominada calor de reação e recebe o símbolo Δ H 0 , com as condições padrão de indicação sobrescrita. As reações endotérmicas têm um Δ H 0 positivo, enquanto que as reações exotérmicas têm um Δ H 0 negativo . A mudança na entalpia que acompanha a conversão de reagentes em produtos em uma reação química determina a quantidade de calor liberado ou absorvido pela reação. Para uma reação realizada a pressão constante, a mudança de entalpia depende apenas dos reagentes e produtos.
Lei de Hess
Como a entalpia é uma função de estado, o calor associado a uma reação não depende se a reação procede de reagentes para produtos em uma série de etapas ou em uma única etapa. Esta é a base para a lei de Hess, o qual afirma que, se duas reacções são combinados para produzir uma terceira reacção, a soma dos Δ H 0 s para as duas primeiras reacções é igual ao Δ H 0 para a terceira. Por exemplo, considere a conversão de metano gasoso em metanol líquido:
CH 4 (g) + 1/2 O 2 (g) → CH 3 OH (l) (7)
e a subsequente reação de combustão:
CH 3 OH (l) + 3/2 O 2 (g) → 2 H 2 O (l) + CO 2 (g) (8)
Combinando as reacções (7) e (8) adicionando-as, obtém-se a reacção (1). Assim, o Δ H 0 para reações combinadas (7) e (8) deve ser igual a −890kJ. Se o Δ H 0 para a reação (8) é conhecido por ser −681 kJ, então o Δ H 0 para a reação (7) pode ser calculado pela lei de Hess para igual a −209 kJ. Os ciclos de Born-Haber representam uma aplicação da lei de Hess às reações associadas à formação de sais, como o cloreto de potássio. Ciclos de Born-Haber podem ser usados para determinar a mudança de entalpia que acompanha o rompimento da rede de cloreto de potássio em íons isolados de potássio e cloro.
