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 A termoquímica estuda as variações de energia nas reacções químicas.

Para podermos estudar as variações de energia devemos primeiro definir um sistema.

Um sistema é a parte específica do universo que nos interessa para o estudo. O resto do universo fora do sistema chama-se meio exterior e o limite entre o sistema e o meio exterior chamamos fronteira.

Existem três tipos de sistemas:

Sistema Aberto: Pode trocar massa e energia com o meio exterior

Sistema Fechado: Pode trocar Energia com o meio exterior, mas não permite a transferência de massa.

Sistema Isolado: Não permite transferência quer de energia quer de massa com o meio exterior.

Neste caso, a transferência de energia é sob a forma de Calor.

Quando um dado processo liberta calor chamamos um processo exotérmico. Um exemplo é a combustão do hidrogénio gasoso.

 

Quando num dado processo o meio exterior fornece calor ao sistema estamos perante um processo endotérmico. Um exemplo é a decomposição do óxido de mercúrio (II) a elevadas temperaturas.

 Nas reacções exotérmicas, a energia total dos produtos é inferior à energia total dos reagentes. A diferença de energias é igual ao calor fornecido pelo sistema ao meio exterior.

Por outro lado, nas reacções endotérmicas, a energia total dos reagentes é inferior à energia total dos produtos. A diferença de energias é igual ao calor fornecido ao sistema pelo meio exterior.

Quando estamos perante um dado processo que ocorre a pressão constante, a quantificação da transferência de calor é feita usando o conceito de entalpia (H). Porém, normalmente o que se mede é a variação de entalpia. A entalpia de reacção DH, é a diferença entre as entalpias dos produtos e as entalpias dos reagentes.

DH=H(produtos) – H(Reagentes)

Ou seja, a variação de entalpia é igual ao calor libertado ou absorvido pelo sistema.

Se o sistema absorve calor (processo endotérmico), então: DH>0.

Se o sistema liberta calor (processo exotérmico), então: DH<0

NOTA: Os valores da entalpia diferem com os estados físicos dos reagentes e dos produtos. Assim devemos sempre indicar os mesmos nas reacções.

NOTA: Se multiplicarmos ambos os lados de uma equação termoquímica por um factor n, DH deve vir multiplicado pelo mesmo factor.

Calorimetria

Para uma dada reacção, podemos ainda determinar as trocas de calor entre os reagentes e produtos, mas ainda com o recipiente onde se dá a reacção.

Para isso, é necessário perceber alguns conceitos como:

Calor específico (c)  de uma dada substância é a quantidade de calor necessária para elevar de um grau Celsius a temperatura de uma grama da substância.

Capacidade calorífica (C) de uma substância é a quantidade de calor necessária para elevar de um grau Celsius a temperatura de uma dada quantidade de substância.

C = m c

As trocas de calor na reacção podem ser calculadas por:

Q = m c DT

Mas atenção que

QReacção = - Qsolução + QRecipiente

Se a reacção se der a pressão constante o calor libertado ou absorvido é igual à variação de entalpia.

Lei de Hess

Quando os reagentes são convertidos em produtos, a variação de entalpia é a mesma quer a reacção se dê num passo ou numa série de passos.

 

Queremos saber qual a entalpia de formação de um dado composto.

Exemplo 1:

Por convenção, a entalpia de formação padrão de qualquer elemento na sua forma mais estável é zero. Neste caso, o oxigénio e a grafite encontram-se nas suas formas mais estáveis. Assim, a entalpia de formação do dióxido de carbono é igual à entalpia da reacção. Ou seja:

Exemplo 2:

Sabemos porém que há compostos que não podem ser sintetizados directamente.

Consideremos a formação do metano (CH4).