Termoquímica: Entalpia, Calor de Reação e Energia de Ligação


A energia pode ser gerada por transformações da ma­téria, ou seja, por meio de reações químicas. Chama-se Termodinâmica a parte da Físico-química que estuda as transformações químicas e a energia envol­vida nessas transformações e o ramo da Termodinâmica que estuda as trocas de energia entre a reação química e o meio ambiente é chamado de Termoquímica.

Termoquímica

Entalpia (H)

Entalpia é a soma de todas as energias contidas em um sistema químico. Como a energia de um sistema é identificada pelo calor envolvido na reação, diz-se que. a entalpia é o conteúdo global de energia (calor) de um sistema de reação química. A entalpia pode ser conceituada também como a quantidade de calor medida à pressão constante. A entalpia de uma substância em repouso não pode ser medida, porém, pode-se medir a diferença de entalpia entre o estado final e o estado inicial de energia da reação (AH).

A entalpia inicial é representada pela soma das entalpias dos reagentes, e a entalpia final é dada pela soma das entalpias dos produtos. Uma das grandes preocupações do homem hoje é gerar energia, cada vez mais necessária para sustentar o desenvolvimento industrial, para impulsionar motores de carros, aviões, foguetes.

• Quando ocorre liberação de calor, a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes, logo a AH de uma reação exotérmica tem um sinal ne­gativo (AH < 0). • Quando ocorre absorção de calor, a entalpia dos pro­dutos é maior que a dos reagentes, logo a AH de uma reação endotérmica tem um sinal positivo (AH > 0).

Tipos de transformações

Todas as reações químicas e as mudanças de estado físico liberam ou absorvem calor. Os processos que li­beram calor são chamados exotérmicos, e os que ab­sorvem calor são endotérmicos.

Fatores que influem no valor de AH

• Temperatura – a temperatura em que a reação é processada varia sensivelmente o valor de AH da reação, pois a entalpia é dada pelo conteúdo calórico da reação.

• Pressão – a alteração da pressão sobre sistemas sólidos e líquidos não influencia significativa­mente o valor de AH. Em sistemas gasosos ob­serva-se uma variação significativa de AH para pressões na ordem de 1000 atm. Estado físico dos reagentes – a energia das subs­tâncias aumenta quando elas passam do estado sólido para o líquido e do líquido para o gasoso. Dessa forma, a ordem decrescente de energia para as substâncias, de acordo com seus esta­dos físicos.
• Variedade alotrópica – nas formas alotrópicas (substâncias simples diferentes formadas por um mesmo elemento químico) existe aquela menos energética, que é a mais estável.

Equação termoquímica

Diversos fatores influem no valor de AH de uma re­ação. Sendo assim, deve-se escrever certas informações em uma equação termoquímica, como:
•         a temperatura e a pressão em que a reação foi realizada (quando não forem indicadas tempera­tura e pressão, deve-se subentender que a reação
se realiza a 25°C e a l atm);
•         os reagentes e produtos com seus respectivos co­eficientes e estados físicos;
•         a forma alotrópica da substância que participa da reação;

o valor de AH da reação ou a quantidade de ca­lor envolvida na reação. Exemplo: C(grafite) (25°C, l atm). A interpretação da equação termoquímica para a reação é: 02(g)^C02(g) AH = -94,0 kcal. Um mol de carbono grafite sólido reage como um mol de oxigênio gasoso formando um mol de dióxido de carbono gasoso, liberando 94 kcal, se a reação ocor­rer a 25°C e l atm.

Estado-padrao

Para se medir com certa precisão e ter um compara­tivo entre a entalpia de diversas reações, foi estipulada uma condição de trabalho, chamada estado-padrão. As condições-padrão da Termoquímica são:
•         pressão de l atm ou 760 mmHg e temperatura de 25°C ou 298 K;
•         usar a forma alotrópica mais estável;
•         estado físico mais comum.

Os valores de AH medidos nas condições-padrão, descritas acima, são denominados de variação de entalpia padrão (AH°).

•    Além do carbono, outros elementos também apresentam variedades alotrópicas.
•       Alótropos do oxigénio: O2 (gás oxigénio) e O3 (gás ozônio)
•       Alótropos de enxofre: S8 (S rômbico) e S8 (S monoclínico)
•       Alótropos do fósforo: Pn (P vermelho) e P4 (P branco)

Quantidade de reagentes – a quantidade de ca­lor envolvida em uma reação é proporcional à quantidade de reagentes e produtos que partici­pam dela.

Observação
Por convenção, uma substância simples, no es­tado físico mais comum, no estado alotrópico mais estável, a 25°C e l atm, tem entalpia igual a zero.

Tipos de calores de reação

Os calores de reação são denominados de acordo com o tipo de reação que está se processando.

• Calor de formação ou entalpia-padrão de formação: É o calor liberado ou absorvido na reação de forma­ção de l mol de substância, a partir de substâncias sim­ples nas condições padrão.
• Calor de combustão ou entalpia-padrao de combustão: É o calor liberado na reação de combustão completa de l mol de substância, em que todos os participantes da reação encontram-se nas condições-padrão.

• Calor de neutralização ou entalpia-padrao de neutralização: É o calor envolvido na neutralização de l mol de H+ por l mol de OH~ em solução diluída, nas condições-padrão. Exemplo: HC^(aq) + NaOH(aq) -> NaC^(aq) + H2O(/) AH° = -13,8 kcal/mol. A variação de entalpia-padrao de neutralização tem valor constante (AH = -13,8 kcal) quando a reação en­volve ácido e base fortes.

• Calor de dissolução ou entalpia-padrao de dissolução: É o calor envolvido no processo de dissolução de l mol de substância, em quantidade de água suficiente para formar uma solução diluída. Experimentalmente sabe-se que a dissolução de cer­tas substâncias, como NaOH, libera calor para o meio, já outras substâncias têm sua dissolução aumentada pela absorção de calor do meio. Exemplo: HC^(g) + H2O(Í) -> HC^(aq)  AH = -18 kcal.

Energia de ligação

É a energia absorvida quando se rompe um mol de ligações entre átomos, no estado gasoso, a 25°C e l atm. O rompimento de uma ligação química se dá com a absorção de calor, sendo, portanto, um fenômeno endotérmico (AH > 0). A formação de ligações ocorre com a liberação de calor, sendo um processo exotérmico (AH < 0). •    Energia de ligação do H2(g) l H – H(g) -> H(g) + H(g)
AH = + 104,2 kcal ou AH =   +436 kJ

•    Energia de ligação do O2(g)
1 ° = °(g) -* °(g) + °(g)
AH = +119,1 kcal ou AH = +468,6 kJ

•    Energia de ligação do HC^(g)
1 H – C^(g> -» H(g) + C^(g)
AH = +103,2 kcal ou AH =  +431,8 kJ

•    Energia de formação do HCl
H,, + C*,. -» l H – C/,,
(g)         (g)                     (g)
AH = -103,2 kcal ou AH = -431,8 kJ