A termoquímica é o estudo das mudanças de energia que acompanham as reações químicas e físicas. O objetivo desta página é fornecer um breve resumo dos conceitos de termoquímica a serem testados no questionário.
Energia – Termoquímica
Energia é o potencial para fazer o trabalho, como acelerar um objeto (energia cinética), levantar coisas (energia potencial), produzir energia elétrica (energia elétrica), elevar a temperatura de um sistema (calor) e produzir sons (ondas de energia). Na física, o trabalho é formalmente definido como a força vezes a distância na direção da força, e tal definição define a ideia básica de energia.
A energia é a força motriz das mudanças. Todas as mudanças são causadas por energia, e a causa ou energia pode estar em muitas formas: luz, calor, trabalho, elétrica, mecânica (energia armazenada em uma fonte), química, etc. As mudanças são fenômenos causados pela energia, mas mais importante , formas de energia se inter-convertem entre si durante as mudanças.
Diferentemente de algumas dessas mudanças, as formas de energia se convertem em uma outra sempre a uma taxa fixa. Exatamente 4.184 J de trabalho mecânico são convertidos em 1.00 cal medidos em calor e vice-versa.
Termoquímica Lei de Hess – Termoquímica
A energia não pode ser destruída nem criada; ele converte de uma forma (por exemplo, calor) para outra forma (digamos, trabalho mecânico) a uma taxa fixa. Este é o princípio fundamental da conservação de energia, o qual também é chamado de lei de Hess. Dessa forma, a variação de energia de um sistema (entalpia) depende apenas dos resultados iniciais e finais, independente de quantas reações ocorrerem.
Para indicar mudanças, usamos d para representar o delta (D) comumente usado em livros de texto, porque o uso do delta fará com que o carregamento dessa página em seu computador seja muito lento.
A energia interna E é responsável pela energia e pelo trabalho transferidos para um sistema. Este conceito é outra forma do princípio da conservação de energia. A mudança na energia interna dE de um sistema fechado aumenta pela quantidade de energia fornecida ao sistema. Tal entrada pode ser na forma de calor (q) ou (mecânico ou qualquer outra forma) de trabalho (w). Geralmente, é formulado como
dE = q + w.
O calor transferido e o trabalho realizado pelo sistema recebem sinais negativos por convenção. Esta relação é geralmente referida como a primeira lei da termodinâmica.
Quando a energia é transferida do sistema A para o sistema B, o que acontece com a energia? A energia desaparece? A energia interna como definida acima mostra que a energia não desaparece, porque a perda de energia interna do sistema A é igual ao ganho interno de energia do sistema B. A mudança na energia interna, dE, é negativa para o sistema A, mas positiva para o sistema B. A energia não é destruída nem criada.
Calor da Reações – Termoquímica
A entalpia de reação, dH, é a energia [calor (q) e trabalho (d (P V))] liberada em uma reação. A equação termoquímica é geralmente escrita na forma:
2H2 (g, 1atm) + O2 (g) → 2H2O (l), dH = -771,7kJ
Essa equação significa que, quando 2 moles de gás H2 reagem com 1 mole de gás O2, 571,7 kJ de energia são liberados (perdidos para o ambiente). Assim, se 1 mole de H2 e metade de O2 reagirem, metade de 571,7 kJ ou 285,9 kJ de energia é liberada.
H2 (g, 1atm) + 0,5 O2 → H2O (l), dH = -285,9 kJ
Por outro lado, se forem usadas quantidades duplas de reagentes (isto é, 4 moles de H2 e 2 moles de O2), o dobro da quantidade de energia (2 * (- 571,7) =) -1043,4 kJ é libertado.
Se dH é positivo, pelo menos, muita energia deve ser fornecida para realizar a reação endotérmica.
A entalpia padrão de reação – Termoquímica
Para conveniência na aplicação, 1 atm para gás e 1,0 M para soluções foram consideradas as “condições padrão”, e os dados coletados em condições padrão foram chamados de dados padrão como entalpia padrão de reação e entalpia padrão de formação. Esses valores são condensados e resumidos em manuais para cientistas e engenheiros em suas aplicações.
Como a temperatura, pressão e concentração de reagentes e produtos afetam a quantidade de energia medida, a comunidade científica tem concordado com uma temperatura de 273 K e 1 atm como a temperatura e pressão padrão. No entanto, muitas vezes são dadas entalpias padrão para dados recolhidos a 298 K.
O estado mais estável na condição padrão é o estado padrão. A entalpia de um elemento em seu estado padrão é atribuída a 0 como referência.
Por exemplo, a 1 atm, grafite é o estado mais estável de carbono. A entalpia padrão de combustão de carbono é a energia liberada (-394 kJ) quando 1 mole de grafite reage com o oxigênio na reação.
C (grafite) + O2 → CO2, dHo = -394kJ.
Como a medição é feita na condição padrão, um sobrescrito geralmente é colocado no lado direito de H na maioria das publicações. A propósito, a equação acima é para a formação de CO2, e a entalpia de reação passa a ser a entalpia de formação de CO2, designada como dHc = -394 kJ, como revisto no próximo parágrafo.
Como outro exemplo, quando 1,0 mole de Zn reage com quantidade suficiente de solução de HCl (1,0 M), liberta-se 150 kJ. Assim, escrevemos energia padrão de reação para Zn como,
Zn + 2HCl (aq) → H2 (g) + ZnCl2 (aq), dHo = -150kJ.