Entalpia de Reação

Entalpia de Reação

A termodinâmica é o estudo da energia térmica e de outros tipos de energia, como o trabalho. As leis da termodinâmica são usadas em todos os campos científicos conhecidos e têm aplicações que vão da biologia à física.

Três Leis da Termodinâmica

Existem três leis principais da termodinâmica que descrevem as interações que ocorrem dentro do universo, independentemente da escala.

A primeira é a lei da conservação de energia, que descreve que a energia total de um sistema isolado é constante. A energia pode ser transferida de uma forma de energia para outra, mas nunca pode ser criada ou destruída. Por exemplo, a energia térmica pode ser transformada em trabalho.

A segunda lei da termodinâmica é a lei do aumento da entropia. A entropia é uma propriedade termodinâmica que está relacionada às possíveis configurações microscópicas do sistema. A entropia descreve a desordem do sistema termodinâmico. A segunda lei afirma que a soma das entropias em um sistema termodinâmico isolado deve sempre aumentar porque os sistemas tendem a mais desordem em vez de menos. Portanto, os sistemas termodinâmicos nunca podem diminuir em entropia, o que sugeriria uma mudança de desordenada para ordenada, porque isso violaria essa lei fundamental da entropia.

Finalmente, a terceira lei da termodinâmica é a lei do zero absoluto. Esta lei afirma que a entropia de um sistema se aproxima de um valor constante à medida que o sistema se aproxima da temperatura do zero absoluto. O zero absoluto é uma temperatura teórica em que o movimento de toda a matéria pára e é definido como 0 graus Kelvin.

entalpia

Em física e química, existem dois tipos de funções: funções de estado e funções de caminho. As funções de caminho dependem da transição que um sistema sofre do estado inicial para o estado final. As funções de caminho mais comuns são calor (Q) e trabalho (W).

As funções de estado são independentes do caminho e dependem do estado de equilíbrio atual do sistema. As funções de estado incluem pressão, temperatura, volume, entalpia e entropia.

A entalpia, H, é uma propriedade termodinâmica que descreve o calor perdido ou ganho em um sistema. A variação da entalpia, ΔH, é igual à soma da variação da energia interna, ΔU, mais o produto da pressão constante, P, e a variação do volume, ΔV.

ΔH = ΔU + PΔV

Durante uma reação química, a energia é ganha ou liberada. Como a entalpia é uma função de estado, a mudança na entalpia durante uma reação química depende apenas da diferença entre as entalpias final e inicial.

ΔH = H_final - H_inicial

A entalpia inicial representa a entalpia dos reagentes, enquanto a entalpia final representa a entalpia dos produtos. Assim, a mudança de entalpia de uma reação pode ser descrita pela seguinte equação:

ΔH_rxn =_{H produtos} -_{H reagentes}

Quando a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes, ΔH é positivo, indicando que a reação absorve calor e é endotérmica. Quando a entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos produtos, ΔH é negativo e a reação libera calor e é exotérmica. Se os valores de ΔH são conhecidos para uma reação, a reação reversa é o valor negativo desse ΔH. Uma reação direta exotérmica se tornaria uma reação reversa endotérmica, por exemplo.

Algumas reações ocorrem em várias etapas, e cada uma tem sua própria entalpia de reação. De acordo com a Lei de Hess, podemos determinar a entalpia geral da reação adicionando a entalpia da reação para cada etapa.

Por exemplo, a formação de óxido de magnésio a partir de magnésio sólido e gás oxigênio pode ser dividida em três reações individuais.

Mg_(s) + 1/2O_2(g) → MgO_(s) ΔH_rxn

Mg_(s) + 2H⁺_(aq) → Mg²⁺_(aq) + H_2(g) ΔH_rxn1

Mg²⁺_(aq) + H₂O_(l) → MgO_(s) + 2H⁺_(aq) ΔH_rxn2

1/2O_2(g) + H_2(g) → H₂O_(l) ΔH_rxn3

De acordo com a lei de Hess, a entalpia da reação para a reação geral (ΔH_rxn) é igual à soma das entalpias individuais das reações de cada etapa.

ΔH_rxn = ΔH_{rxn1 +} ΔH_{rxn2 +} ΔH_rxn3

calorímetro

Um calorímetro é um dispositivo que mede o calor liberado ou absorvido por um processo físico ou reação química. Um calorímetro de pressão constante consiste em uma câmara de reação isolada que é isolada do ambiente. Isso minimiza o impacto de qualquer calor ou trabalho perdido no ambiente ambiente. O calorímetro possui um agitador para misturar a solução e um termômetro para medir as mudanças de temperatura.

Para medir o calor usando um calorímetro, os reagentes são colocados dentro da câmara de reação e misturados. À medida que a reação ocorre, as mudanças de temperatura são registradas como ΔT. Como o calorímetro é isolado e isolado do ambiente, qualquer mudança de temperatura é devido ao calor ganho ou perdido durante a reação química.

O calorímetro pode ser usado para determinar a entalpia de uma reação determinando o valor termodinâmico do calor, Q, usando a mudança de temperatura. Quando Q é positivo, o calor é absorvido pelo sistema, enquanto um Q negativo indica o calor liberado pelo sistema.

O calor está relacionado à mudança de temperatura durante uma reação, ΔT, pela massa da substância, m, e sua capacidade térmica específica, c_s. A capacidade térmica específica representa a quantidade de energia necessária, na forma de calor, para elevar a temperatura de uma unidade de massa de uma substância pura em uma unidade e é escrita em unidades de J/kg·K.

Q = mc_sΔT

O subscrito p indica que a reação é realizada sob pressão constante.

Q = mc_pΔT

Uma vez que cada componente da reação e calorímetro absorve ou perde calor, todos os componentes devem ser levados em consideração ao calcular o calor termodinâmico da reação, Q_rxn. Portanto, o calor total da reação é igual ao calor ganho ou perdido pela solução mais o calor ganho ou perdido pelo calorímetro.

Q_rxn = - (Q_soln +_{Q calorímetro})

Q_rxn = - (m_solnc_solnΔT +_{C calorímetro}ΔT)

O calor termodinâmico da reação, Q_rxn, medido no calorímetro é igual ao calor da reação, ΔH_rxn.

Referências

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Química e Reatividade Química. Belmont, CA: Brooks / Cole, Cengage Learning.
2. Silderberg, M.S. (2009). Química: A Natureza Molecular da Matéria e da Mudança. Boston, MA: Colina McGraw.