Termoquímica: Reações e Entalpia

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE SERGIPE
CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA
TERMOQUÍMICA
Trabalho de pesquisa apresentado ao prof. Dr. Antônio Wison M. C. Costa, da disciplina Técnicas de Físico-Química, do Curso Técnico em Química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Sergipe, Campus Aracaju, como complemento avaliativo. Elaborado por:
José Pereira Batista Júnior
Thayná Mirélia 
ARACAJU
2018
Classificação das Reações
Equação Termoquímica
As equações termoquímicas são uma forma de representar os aspectos quantitativos e qualitativos das reações químicas ou processos físicos que envolvem trocas, perdendo ou ganhando calor (energia).
Essas transformações chamadas trocas de calor (Q) nas reações químicas se classificam em dois tipos:
Reações exotérmicas - liberam calor;
Reações endotérmicas - absorvem calor.
Em reações que o sistema libera calor, o sinal de Q (Quantidade de calor envolvida em um sistema) é negativo:
Q < 0
Unidade de calor: 1 cal = 4,18 J (Joule)
1Kcal = 1000cal (calorias)
Na equação termoquímica exotérmica (reação espontânea), o calor é escrito como um produto:
S(rômico) + 1O2(g) → 1SO2(g) ΔH = –70,92Kcal (a 25ºC e 1atm)
Significado: quando 1 mol de enxofre rômbico reage com 1 mol de oxigênio gasoso, liberam 70,92 kcal para formar 1 mol de dióxido de enxofre gasoso.
Reação genérica de reações exotérmicas: A + B→ C + D + x kcal
Para que ocorra uma reação endotérmica é necessário o fornecimento de energia para que o sistema a absorva:
1C(gr) + 2S(R) → 1CS2(l) ΔH = 18Kcal ( a 25ºC e 1atm)
Significado: quando 1 mol de carbono grafite reage com 2 mols de enxofre rômbico, ocorre absorção de 18 kcal para formar 1 mol de dissulfeto de carbono líquido.
Reação genérica de reações endotérmicas: A + B + x kcal→ C + D 
Observe que nesse tipo de equação, a energia (calor) está nos reagentes, assim, ela foi absorvida das vizinhanças.
Logo, se o sistema absorve energia, ele agora possui mais energia e assim seu sinal é positivo:
Q > 0
No quadro abaixo, pode-se ser visto alguns tipos de reações com perda ou ganho de calor.
	Reações que liberam energia
	Reações que absorvem energia
	Queima do carvão
	Cozimento de alimentos
	Queima da vela
	Fotossíntese das plantas, o sol fornece energia
	Reação química em uma pilha
	Pancada violenta que inicia a detonação de um explosivo
	Queima da gasolina no carro
	Cromagem em para-choque de carro, com energia elétrica
As transformações físicas também são acompanhadas de calor, como ocorre nas mudanças de estados físicos da matéria.
Energia de Ativação
É a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Esta energia mínima é necessária para a formação do complexo ativado.
Quanto maior a energia de ativação, mais lenta é a reação, porque aumenta a dificuldade para que o processo ocorra. Quanto menor a energia de ativação, menor a “barreira” de energia, mais colisões efetivas e portanto uma reação mais rápida.
A energia de ativação varia de acordo com o tipo de reação química. Nas reações endotérmicas ela é maior do que nas exotérmicas.
                 
Onde:
Endotérmico
 
Exotérmico
 
Quando a substância passa do estado físico sólido para líquido e em seguida para gasoso, ocorre absorção de calor. Ou ainda, quando a substância passa do estado gasoso para líquido e em seguida para sólido, ocorre liberação de calor.
Essa energia que vem das reações químicas é decorrente do rearranjo das ligações químicas dos reagentes, transformando-se em produtos. Essa energia armazenada é a ENTALPIA (H). É a energia que vem de dentro da molécula.
Entalpia Padrão
Nas reações químicas, não é necessário calcular a entalpia. Devemos calcular, geralmente, a variação de entalpia (ΔH). A variação de entalpia é a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes.
Variação de entalpia: ΔH = Hfinal – Hinicial ou ΔH = HP - HR	
Se o valor der negativo, isso significa que a reação é exotérmica, pois foi liberado calor e o valor da entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes. Por outro lado, se o valor de ΔH der positivo, a reação é endotérmica, pois com a absorção de energia, a entalpia dos produtos será maior que a dos reagentes.
ΔH < 0 → exotérmica;
ΔH > 0 → endotérmica.
A pressão constante, o valor da variação de entalpia é igual ao calor que a reação troca com o ambiente: 
ΔH = QP
 QP = calor requerido ou liberado sob pressão constante
As reações endotérmicas apresentam sempre valores de ΔH positivo, uma vez que a energia flui do ambiente para a reação. Enquanto que reações exotérmicas apresentam sempre valores de ΔH negativo, uma vez energia flui da reação para o ambiente. A partir disso, pode-se entender alguns tipos de entalpia:
Entalpia de formação
Entalpia de combustão
Entalpia de neutralização
Entalpia de Oxidação
Entalpia de formação
A entalpia de formação ou padrão é a energia liberada ou consumida quando 1 mol de substância é formado a partir de seus elementos constituintes na forma mais estável, sendo que os reagentes e os produtos devem estar nas condições-padrão, isto é, 25ºC e 1 atm de pressão. São as substâncias simples.
As substâncias que participam da reação de formação devem ser simples e devem informar o estado físico. Sua variação de entalpia de formação padrão é zero.
Exemplo de substância simples:
C(grafite), O2(g), N2(g), H2(g), Na(s), S(s).
Exemplo de reação de formação:
Isto quer dizer que, para formar 1 mol de NH3, a reação produz 11 kcal de energia.
Este cálculo pode ser feito utilizando a fórmula da variação de entalpia e alguns dados tabelados.
Observe o quadro com os valores de entalpia de formação padrão de algumas substâncias:
	Substância
	H°f kJ/mol
	Substância
	H°f kJ/mol
	C2H2(g)
	226,8
	Cdiamante
	+2,1
	CH4(g)
	-74,8
	NH3 (g)
	-45,9
	CO(g)
	-110,3
	NaCl (s)
	-412,1
	CO2(g)
	-393,3
	O3 (g)
	+143
	H2O(v)
	-242
	SO2 (g)
	-297
	H2O(l)
	-286
	SO3 (g)
	-396
Entalpia de combustão
É sempre uma reação exotérmica.
É o calor liberado na reação de combustão de 1 mol de uma substância em presença de gás oxigênio O2(g).
Combustão completa: mais quantidade de oxigênio. Forma gás carbônico e água.
Combustão incompleta: menos quantidade de oxigênio. Produz menos quantidade de energia. Forma mais resíduos como monóxido de carbono (CO) e água (H2O).
Exemplo: 
Qual o valor da entalpia de combustão do benzeno (C6H6)? Dados:
Quadro de ΔH°comb de algumas substâncias:
	Substância
	Fórmula
	ΔH°comb (kcal/mol)
	Hidrogênio
	H2(g)
	-68,3
	Carbono grafite
	C(grafite)
	-94,1
	Monóxido de carbono
	CO(g)
	-67,6
	Metano
	CH4(g)
	-212,8
	Etano
	C2H6(g)
	-372,8
	Propano
	C3H8(g)
	-530,6
	Butano
	C4H10(g)
	-688,0
	Benzeno
	C6H6(g)
	-781,0
	Etanol
	H3C – CH2 – OH(l)
	-326,5
	Ácido acético
	H3C – COOH(l)
	-208,5
	Glicose
	C6H12O6(S)
	-673,0
	Sacarose
	C12H22O11(S)
	-1348,9
Entalpia de neutralização
É a entalpia de uma reação de neutralização (entre um ácido e uma base formando sal e água). A reação é exotérmica.
É a variação de entalpia verificada na neutralização de 1mol de H+ do ácido por 1mol de OH- da base, sendo todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25°C e 1atm. Exemplos:
Diagramas de entalpia
No diagrama de entalpia, relacionamos num eixo vertical os valores de Hi e Hf e podemos, portanto, calcular o valor de ΔH.
 Diagrama de Reação Exotérmica
 
Os produtos possuem entalpia menor que os reagentes. Logo, houve perda de calor e o ΔH é negativo.
Exemplo
Hi = –26,4 kcal
Hf = –94,1 kcal
ΔH  = Hf – Hi → ΔH = –94,1 – (–26,4)→ ΔH = – 67,7 kcal
Diagrama de Reação Endotérmica
Os produtos possuem entalpia maior que os rea- gentes. Logo, houve ganho de calor e o ΔH é positivo.
Exemplos
Hi = – 94,1 kcal
Hf = – 26,4 kcal
H = Hf – H i →H = – 26,4 – (–94,1)→ H = +67,7 kcal
Lei de Hess
O químicoe médico Germain Henry Hess (1802-1850) desenvolveu importantes trabalhos na área de termoquímica.
A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que “a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação”. Ou seja, o calor liberado ou absorvido numa reação química independe dos estados intermediários pelos quais a reação passa.
Assim, a variação de entalpia de uma reação não depende de estados intermediários: depende apenas dos estados inicial e final da reação:
 De acordo com essa lei é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através da soma algébrica de equações químicas.
Exemplo: 
Qual o valor da variação de entalpia da reação a seguir?
Dados (equações intermediárias):
Resolução:
______________________________________
Observe que a ΔH1 e ΔH2 são somadas, obtendo-se o valor da variação de entalpia. As equações químicas também são somadas, obtendo-se a reação global.
Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas alterações matemáticas, seguindo as seguintes regras:
1°) as equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Coloca-se as equações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem de acordo, troca-se o sinal da ΔH;
2°) acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número.
3°) realizar o somatório para montar a reação global;
4°) somar os valores das ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reação global.
Energia de Ligação
A entalpia de ligação é a variação de entalpia verificada na quebra de 1mol de uma determinada ligação química, considerando que todas as substâncias estejam no estado gasoso, a 25° C e 1atm.
Reagentes = sempre são quebradas as ligações = ENDOTÉRMICA (+)
Produtos = sempre são formadas as ligações = EXOTÉRMICA (-)
Exemplo:
A ΔH do processo é a soma desses calores. Calcula-se utilizando dados tabelados.
Tabela 1 - Entalpia de ligação (em kJ/MOL):
	Ligação
	H°(kJ/MOL)
	Ligação
	H°(kJ/MOL)
	Ligação
	H°(kJ/MOL)
	H – H
	436
	H – Br
	366
	N – C
	305
	H – O
	463
	H – I
	299
	C ≡ C
	837
	N – N
	163
	H – N
	388
	C = C
	612
	N = N
	409
	H – C
	412
	C – C
	348
	N ≡ N
	944
	O = O
	496
	C – Cl
	338
	H – F
	565
	O – C
	360
	Br – Br
	193
	H – Cl
	431
	O = C
	743
	Cl – Cl
	242
Na molécula do bromo (Br2), por exemplo, temos a presença de uma ligação simples (sigma) entre os átomos de bromo, assim:
Na quebra da ligação:	Br — Br → Br(g) + Br(g)
Para que a ligação entre dois átomos de bromo seja rompida, é necessário que haja a absorção de 193 kJ/mol. Por isso, o processo apresenta uma variação de entalpia positiva, que é:
ΔH = + 193 kJ/mol
Na formação da ligação:	 Br(g) + Br(g) → Br — Br
Quando a ligação entre dois átomos de bromo no estado gasoso é formada, libera-se uma quantidade de energia de mesmo valor da energia envolvida no rompimento da ligação, mas com sinal diferente: - 193 k/mol. Por essa razão, o processo apresenta uma variação de entalpia negativa, que é:
ΔH = + 193 kJ/mol
Características da energia de ligação em um processo químico
Para que uma reação química ocorra, é necessário que os átomos dos reagentes interajam e reorganizem-se para que seja possível a formação de novas substâncias. Para que isso aconteça, as ligações entre os átomos dos reagentes devem ser rompidas, o que acontece por meio de absorção de energia.
A—B + C—D → A(g) + B(g) + C(g) + D(g)
Após o rompimento das ligações, os átomos, agora livres, podem interagir, o que resulta em novas ligações entre eles por meio de liberação de energia.
A(g) + B(g) + C(g) + D(g) → A—D + C—B
É interessante ressaltar que, como as ligações formadas envolvem uma combinação diferente dos átomos presentes no reagente, o valor da energia também é distinto.
Com isso, fica fácil de perceber que, sempre que uma reação ocorre nos reagentes, há absorção de energia (processo endotérmico) e, nos produtos, liberação de energia (processo exotérmico).
Cálculo da energia de ligação
Calculando a energia de ligação presente em uma reação química, podemos determinar se essa reação é endotérmica ou exotérmica. Para isso, basta utilizarmos a expressão abaixo:
ΔH = Σr – Σp			
ΔH = variação da entalpia;
Σr = soma das energias necessárias para quebrar cada ligação no reagente;
Σp = soma das energias necessárias para formar cada ligação no produto.
Fatores que afetam a entalpia
Estado físico de reagentes e produtos: a entalpia de reação muda com a mudança de estado físico;
Quantidade de reagentes: a alteração de entalpia de reação depende da quantidade de reagentes utilizados. Quando o número de mols de reagentes são dobrados, a variação de entalpia também é dobrada.
Modificação alotrópica: para os elementos existentes em diferentes modificações alotrópicas, o calor da reação é diferente, e se  formar alotropia, logo ela está envolvida na reação.
Temperatura e pressão: a entalpia de reação depende da temperatura e pressão. Portanto, os valores são geralmente expressos em condições-padrão de temperatura (25°C ou 298 K) e pressão (1 atm.).
Referências Bibliográficas
Energia de ativação (Eat) em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2018. Consultado em 14/10/2018. Disponível em: http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/p4.php 
Termoquímica" em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2018. Acessado em 14/10/2018. Disponível em: http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/index.php
Energia de ligação- Manual da química. Acessado em 14/10/2018. Disponível em: https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/energia-ligacao.htm
RUSSEL, J. B., Química Geral. São Paulo: Editora Pearson Markson Books, 2ª Edição, 2008. 110-136p.
BIANCHI, A. C.J., ALBRECHT, H.C., MAIA, J.D., Universo da Química. São Paulo: Editora FTD, 1ª Edição, 2005. 378-398p