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segunda-feira, 6 de agosto de 2018

"Somos Físicos" Termoquímica (Reações Redox)

  

A Termoquímica estuda o calor da reação provocada pela troca de energia do meio externo com os reagentes. Toda reação química absorve ou gera calor, ou seja, há sempre uma troca de energia. A emissão ou absorção de luz,  calor ou eletricidade são manifestações dessa energia que podem até provocar mudanças de estado físico nos componentes das reações.

Equação termoquímica

É a equação química que apresenta a entalpia da reação e onde menciona-se todos os fatores que podem influir no valor da entalpia. São eles:
  • proporção estequiométrica;
  • estado físico;
  • estrutura cristalina;
  • temperatura;
  • pressão;
  • variação da entalpia.

Exemplos:

H2(g) + ½ O2(g)  → H2O(l)    ΔH =-286,6 KJ/mol (25ºC,1atm)
C(diamante) + O2(g) → CO2(g)   ΔH =-395 KJ/mol (25ºC,1atm)
H2(g) + Cl2(g)  → 2HCl(g)    ΔH =-184,1 KJ/mol (75ºC,1atm)

Como determinar o calor de reação (entalpia)?

O calor de reação, chamado de entalpia, pode ser determinado de maneira indireta pelo próprio conceito de variação de entalpia, ou seja:
ΔH = Hp – Hr
Contudo, só conseguimos determinar a variação de entalpia de uma reação. O que significa que não é possível definir a entalpia de cada substância separadamente. Devido a isso, os químicos atribuíram um valor arbitrário de entalpia a um grupo de substâncias, para, a partir delas, elaborarem uma escala com entalpias relativas das demais substâncias.
O grupo escolhido foi o das substâncias simples alotrópicas mais estáveis — ou seja, as que são encontrados em maior quantidade na natureza. Para estas, a uma temperatura de 25ºC e pressão 1atm, a entalpia foi definida como zero, sendo chamada entalpia-padrão.

Exemplo:

O2 (g): H = 0 / O2(l) e O3 (g): H ≠ 0.

Calor ou entalpia-padrão de formação (ΔH) 0f

A entalpia-padrão é a variação de entalpia da formação de 1 mol de um produto por meio de seus elementos constituintes (substâncias simples), todos em seus estados-padrão.
Estado padrão na termoquímica é caracterizado por:
  1. Temperatura de 25ºC;
  2. Pressão de 1 atm;
  3. Estrutura cristalina ou alotrópica mais estável (se for o caso);
  4. Estado físico usual da substância.
Em reações exotérmicas a entalpia final é menor do que a entalpia inicial, de modo que ∆H tem valor negativo (∆H < 0). Nesse tipo de reação ocorre a liberação de energia.


Usando valores imaginários de entalpia, você poderá entender mais facilmente o sinal de ∆H.
∆H = HP – HR = 32 – 100 = -68
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H = -68 kcal
Classicamente, o calor de reação seria um “produto”:
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) + 68 kcal
Em reações endotérmicas, a entalpia final é maior que a entalpia inicial, de modo que o ∆H tem um valor positivo (∆H > 0). Nesse tipo de reação ocorre a absorção de energia.

Exemplo:

Quando a luz solar incide em uma molécula de clorofila das plantas, ocorre uma reação endotérmica. Ela absorve parte da energia luminosa permitindo a reação do gás carbônico com água, que produz carboidratos e libera oxigênio. A absorção da energia em forma de luz e sua transformação em energia química permitem o crescimento das plantas, seu florescimento e a produção de frutos.
termoquimica-2
Gráfico: Reação endotérmica
Usando valores imaginários, teríamos:
∆H = HP – HR = -62,4 – 50 = + 12,4
H2(g) + I2(s) → 2HI(g)    ∆H = + 12,4 kcal
Classicamente, o calor de reação seria um “reagente”.
H2(g) + I2(s) + 12,4 kcal → 2HI(g)
ou
H2(g) + I2(s) → 2HI(g) – 12,4 kcal

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