Energetica química

Toda reação química absorve ou libera energia. Essa variação de energia, medida a pressão constante, é a variação de entalpia 焓变, representada pelo símbolo $\Delta H$.

• em uma reação exotérmica 放热, o sistema libera calor, então os produtos têm menos energia que os reagentes e $\Delta H$ é negativo.
• em uma reação endotérmica 吸热, o sistema absorve calor, então os produtos têm mais energia que os reagentes e $\Delta H$ é positivo.

Diagramas de rota de reação

Um diagrama de rota de reação 反应路径图 mostra a energia dos reagentes e produtos, e a "colina" energética entre eles. A altura da colina é a energia de ativação 活化能 — a menor energia que as partículas precisam antes de poderem reagir.

• exotérmico: os produtos ficam abaixo dos reagentes ($\Delta H < 0$).
• endotérmica: os produtos ficam acima dos reagentes ($\Delta H > 0$).

Condições padrão e tipos de variação de entalpia

Os valores energéticos são comparados sob condições padrão 标准条件: $298\ \text{K}$ e $101\ \text{kPa}$, indicadas pelo símbolo $^{\ominus}$. Cada substância está em seu estado físico normal nessas condições.

Energia de ruptura e formação de ligações

Durante uma reação, ligações antigas se rompem e novas se formam. Romper uma ligação precisa de energia (endotérmico); formar uma ligação libera energia (exotérmico). A variação de entalpia da reação é a diferença entre as duas:

A energia de ligação 键能 é a energia necessária para romper um mol de uma ligação específica no estado gasoso, portanto é sempre positiva. Algumas energias de ligação são exatas (para uma molécula específica); outras são médias obtidas de muitas moléculas diferentes, então cálculos usando-as são apenas aproximados.

Exemplo resolvido. Use energias de ligação para encontrar $\Delta H$ para $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$. Energias de ligação (kJ mol⁻¹): H–H $= 436$, Cl–Cl $= 242$, H–Cl $= 431$.

Medindo variação de entalpia no laboratório

Quando uma reação aquece (ou esfria) uma massa conhecida de água ou solução, o calor transferido é:

onde $m$ é a massa, $c$ é a capacidade calorífica específica 比热容 (quanto energia eleva 1 g em 1 K), e $\Delta T$ é a variação de temperatura. A variação de entalpia por mol é então:

O sinal negativo torna $\Delta H$ negativo quando a temperatura aumenta (uma reação exotérmica).

Exemplo resolvido. Queimar $0.50\ \text{g}$ de metanol ($M_r = 32$) eleva a temperatura de $100\ \text{g}$ de água em $18\ ^{\circ}\text{C}$. Encontre a variação de entalpia de combustão por mol. ($c = 4.18\ \text{J g}^{-1}\,\text{K}^{-1}$.)

O calor liberado é $q = mc\Delta T = 100 \times 4.18 \times 18 = 7520\ \text{J}$. A quantidade queimada é $n = 0.50/32 = 0.0156\ \text{mol}$, então

Lei de Hess 盖斯定律 afirma que a variação total de entalpia para uma reação é a mesma, independentemente do caminho percorrido dos reagentes aos produtos. Isso ocorre porque a energia é conservada.

Isso permite desenhar um ciclo energético 能量循环: ligar reagentes e produtos por um passo direto e por uma rota indireta, depois somar os passos para que ambas as rotas resultem no mesmo total.

A Lei de Hess é útil de duas maneiras:

• permite encontrar uma variação de entalpia que você não pode medir diretamente (por exemplo, a formação de um composto que se forma lentamente ou com reações secundárias).
• permite calcular $\Delta H_r$ a partir de dados de energia de ligação, ou de dados de formação ou combustão fornecidos na questão.

• Defina cada variação de entalpia com suas condições padrão exatas (ex.: combustão = um mol queimado completamente em excesso de oxigênio).
• Use $\Delta H = \sum(\text{bonds broken}) - \sum(\text{bonds made})$; ruptura é endotérmica ($+$), formação é exotérmica ($-$) — inverter o sinal é o erro clássico.
• Em $q = mc\Delta T$ use a massa da água/solução, divida pelos mols e adicione o sinal negativo para uma reação exotérmica.
• Desenhe ciclos de Hess com setas na mesma direção, siga a rota alternativa e sempre dê a $\Delta H$ um sinal e unidades ($\text{kJ mol}^{-1}$).