Termoquímica

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Termoquímica

Ramo da química física que estuda a troca de calor associada a reações químicas e mudanças de estado físico.

Sistema aberto

Sistema termodinâmico que troca tanto matéria quanto energia com as suas vizinhanças.

Sistema fechado

Sistema que troca apenas energia com a vizinhança, mantendo a sua massa constante.

Sistema isolado

Sistema que não troca matéria nem energia sob nenhuma forma com a vizinhança.

Reação exotérmica

Processo químico que libera calor para a vizinhança, resultando em variação de entalpia negativa (Delta H < 0).

Reação endotérmica

Processo químico que absorve calor da vizinhança, resultando em variação de entalpia positiva (Delta H > 0).

Entalpia (H)

Propriedade termodinâmica definida pela soma da energia interna com o produto da pressão pelo volume (H = U + P*V).

Variação de Entalpia (Delta H)

Diferença entre a entalpia total dos produtos e a entalpia total dos reagentes: Delta H = H(produtos) - H(reagentes).

Estado padrão em termoquímica

Estado físico e alotrópico mais estável de uma substância pura a 1 bar de pressão e, geralmente, a 25 °C (298 K).

Entalpia padrão de formação

Calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples no estado padrão.

Entalpia de substância simples no estado padrão

Por convenção internacional, a entalpia padrão de formação de qualquer substância simples na sua forma mais estável vale zero.

Exemplo de substância simples com Delta H padrão zero

O2 gasoso, C grafite, H2 gasoso e N2 gasoso a 25 °C e 1 bar.

Alótropos do carbono e entalpia padrão

O carbono grafite tem Delta H de formação igual a zero; o carbono diamante possui Delta H maior que zero por ser menos estável.

Entalpia de combustão

Calor liberado na queima completa de 1 mol de uma substância pura com oxigênio em condições padrão.

Combustão completa de hidrocarbonetos

Reação que consome oxigênio em excesso e gera exclusivamente gás carbônico (CO2) e água (H2O), liberando calor.

Combustão incompleta

Queima com quantidade insuficiente de oxigênio que gera monóxido de carbono (CO) e/ou fuligem (C), liberando menos energia.

Entalpia de neutralização

Variação de entalpia que ocorre na reação de neutralização entre 1 mol de íons H+ e 1 mol de íons OH- formando água.

Valor padrão da neutralização forte-forte

A neutralização entre ácido forte e base forte diluídos libera aproximadamente -57,3 kJ por mol de água formada.

Entalpia de dissolução

Calor trocado quando 1 mol de um soluto é completamente dissolvido em uma quantidade suficiente de solvente.

Etapas da dissolução iônica

Separação dos íons do retículo cristalino (endotérmica) seguida da hidratação ou solvatação desses íons (exotérmica).

Energia de rede cristalina

Energia necessária para separar completamente 1 mol de um composto iônico sólido em seus íons gasosos isolados.

Lei de Hess

A variação de entalpia de uma reação depende apenas dos estados inicial e final, independentemente das etapas intermediárias.

Inversão de equação na Lei de Hess

Ao inverter o sentido de uma equação química, o valor numérico de Delta H permanece o mesmo, mas o sinal é invertido.

Multiplicação estequiométrica na Lei de Hess

Multiplicar os coeficientes de uma reação por um número exige multiplicar o valor de Delta H por esse mesmo número.

Cálculo de Delta H por entalpias de formação

Delta H = somatório das entalpias de formação dos produtos menos o somatório das entalpias de formação dos reagentes.

Energia de ligação

Energia média absorvida para quebrar 1 mol de determinada ligação química covalente no estado gasoso.

Quebra de ligações químicas

Processo sempre endotérmico que consome energia do meio (Delta H > 0).

Formação de ligações químicas

Processo sempre exotérmico que libera energia para o meio (Delta H < 0).

Cálculo de Delta H por energias de ligação

Delta H = somatório da energia das ligações rompidas (reagentes) menos o somatório das ligações formadas (produtos).

Calor específico sensível (c)

Quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de 1 grama de uma substância em 1 grau Celsius.

Equação fundamental da calorimetria

Q = m * c * Delta T, onde m é a massa, c o calor específico e Delta T a variação de temperatura.

Capacidade térmica (C)

Quantidade de calor necessária para alterar a temperatura de um corpo inteiro em 1 grau: C = m * c ou C = Q / Delta T.

Calor latente (L)

Calor absorvido ou liberado por unidade de massa durante uma transição de fase com temperatura constante: Q = m * L.

Calorímetro

Dispositivo termicamente isolado utilizado em laboratório para medir o calor trocado em reações químicas ou físicas.

Bomba calorimétrica

Calorímetro de volume constante de alta precisão, usado principalmente para medir calores de combustão.

Balanço térmico em calorímetro ideal

A soma algébrica de todos os calores trocados dentro do calorímetro isolado é igual a zero: Q(reação) + Q(meio) = 0.

Caloria (cal)

Unidade clássica de calor equivalente a aproximadamente 4,184 Joules no Sistema Internacional.

Joule (J)

Unidade padrão do Sistema Internacional para medir trabalho, calor e energia em geral.

Gráfico endotérmico

Diagrama de energia onde os produtos aparecem em um patamar de entalpia mais alto do que os reagentes.

Gráfico exotérmico

Diagrama de energia onde os produtos aparecem em um patamar de entalpia mais baixo do que os reagentes.

Energia de ativação (Ea)

Energia mínima que as moléculas dos reagentes devem possuir para atingir o complexo ativado e iniciar a reação.

Complexo ativado

Estado intermediário e instável de mais alta energia em uma reação, onde ligações antigas se rompem e novas se formam.

Efeito do catalisador no Delta H

Nenhum. O catalisador apenas reduz a energia de ativação da reação, deixando o valor de Delta H inalterado.

Fusão (aspecto térmico)

Mudança física endotérmica em que o sólido absorve calor para se transformar em líquido.

Solidificação (aspecto térmico)

Mudança física exotérmica em que o líquido perde calor para se transformar em sólido.

Vaporização (aspecto térmico)

Mudança física endotérmica na qual o líquido consome energia térmica para passar ao estado gasoso.

Condensação (aspecto térmico)

Mudança física exotérmica na qual o vapor libera calor para a vizinhança ao se transformar em líquido.

Poder calorífico

Quantidade total de energia liberada na forma de calor por unidade de massa ou volume de um combustível que sofre queima.

Entropia (S)

Grandeza termodinâmica que mede a dispersão de energia e o grau de desordem microscópica de um sistema.

Energia livre de Gibbs (G)

Função de estado que prevê a espontaneidade de processos a pressão e temperatura constantes: Delta G = Delta H - T*Delta S.

Critério de espontaneidade pelo Delta G

Delta G < 0 indica processo espontâneo; Delta G > 0 indica processo não espontâneo; Delta G = 0 indica equilíbrio químico.