Termoquímica | O Que é e Exemplos de Termoquímica

A termoquímica é a área da química que analisa as variações de energia, especificamente o calor, em reações químicas e transições de fase. Ela se concentra em entender como a energia é absorvida ou liberada, classificando os processos em exotérmicos (liberação de calor) ou endotérmicos (absorção de calor). Exemplos incluem a combustão de gás natural, exotérmica, e a fusão do gelo, endotérmica. Este estudo é fundamental para áreas como o desenvolvimento de novos materiais e a produção de energia.

Processos exotérmicos → liberam calor

O sistema perde energia para o ambiente, ou seja, a reação química ocorre com liberação de energia. Podemos representar esquematicamente as reações exotérmicas da seguinte forma:

A → B + calor

Exemplos: Combustão (libera luz e calor); solidificação e condensação (liberam calor); explosão de uma bomba (libera calor); funcionamento de uma pilha (libera energia elétrica).

Combustão: CH_{4 (g)} + 2 O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} + 2 H₂O _(l) + calor

Queima do carvão: C _(s) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} + calor

Dissolução de ácidos em água: H₂SO_{4 (l)} + H₂O _(l) → H₃O⁺_(aq) + HSO₄^- _(aq) + calor

Processos endotérmicos → absorvem calor. O sistema recebe energia do ambiente, ou seja, a reação química ocorre com absorção de energia. Isso significa que sempre devemos aquecer os reagentes para que a reação aconteça. Podemos representar esquematicamente as reações endotérmicas da seguinte forma:

A + calor → B

Exemplos: Cozimento dos alimentos (absorve calor); fotossíntese (absorve luz solar); fusão, ebulição e sublimação (absorvem calor); carregamento de baterias (absorve energia elétrica); eletrólise (absorve energia elétrica).

Síntese do monóxido de nitrogênio: Calor + ½ N_{2 (g)} + ½ O_{2 (g)} → NO _(g)

Decomposição do cálcio: Calor + CaCO_{3 (s)} → CaO _(s) + CO_{2 (g)}

Mudanças de estados físicos da água.

A quantidade de calor necessária para fundir 1 mol de água no estado sólido é denominada calor ou entalpia de fusão e é igual a 7,3 kJ/mol.

H₂O _(s) → H₂O _(l) ΔH = +7,3 kJ

A quantidade de calor necessária para vaporizar 1 mol de água no estado líquido é denominada calor ou entalpia de vaporização e é igual a 44 kJ/mol.

H₂O _(l) → H₂O _(v) ΔH = +44 kJ

Para os processos inversos, apenas invertemos os sinais de ΔH. Assim:

Entalpia de solidificação da água é -7,3 kJ/mol.

H₂O _(l) → H₂O _(s) ΔH = -7,3 kJ

Entalpia de condensação ou liquefação da água é -44 kJ/mol.

H₂O _(v) → H₂O _(l) ΔH = -44 kJ

A quantidade de calor absorvida ou liberada durante uma reação química pode ser medida por meio de aparelhos denominados calorímetros, como mostra a figura esquemática abaixo.

Esquema de um calorímetro.

No sistema mostrado acima, o calor trocado entre o sistema e o ambiente causa o aumento ou a diminuição da temperatura da água, que é indicado pelo termômetro. O calor absorvido na reação pode então ser calculado:

Q_reação = Q_água

Q_água = m x c x ΔT

Sendo que:

Q = quantidade de calor (cal ou J)

m = massa da água (gramas)

c = calor específico da água ()

ΔT = variação da temperatura (°C)

1 caloria (cal) é a quantidade de calor necessária para elevar em 1 °C a temperatura de 1,0 grama de água.

É recomendado, pelo Sistema Internacional de unidades, que se utilize a unidade Joule (J). 1 cal = 4,18 J ou 1 kcal = 4,18 kJ

Em uma reação química, o calor ou energia liberada se encontra nos reagentes e é liberado quando se transformam em produto. Toda substância apresenta certa quantidade de energia, que é denominada entalpia (H).

Em um processo, o que é medido é a variação de entalpia (ΔH), que corresponde à quantidade de energia liberada ou absorvida durante a reação química.

ΔH = H_produtos – H_reagentes

Nas reações exotérmicas, H_produtos é menor que H_reagentes, logo ΔH < 0.

Exemplo: C _(grafite) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} ΔH = -394 kJ ou C _(grafite) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} + 394 kJ

Nas reações endotérmicas, H_produtos é maior que H_reagentes, logo ΔH > 0.

Exemplo: 2 NH_{3 (g)} → N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} ΔH = +92,2 kJ ou 2 NH_{3 (g)} + 92,2 kJ → N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)}