Energia química

Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Saltar para a navegação Saltar para a pesquisa
Ambox rewrite.svg
Esta página precisa ser reciclada de acordo com o livro de estilo (desde julho de 2016).
Sinta-se livre para editá-la para que esta possa atingir um nível de qualidade superior.
Searchtool.svg
Esta página ou secção foi marcada para revisão, devido a inconsistências e/ou dados de confiabilidade duvidosa. Se tem algum conhecimento sobre o tema, por favor verifique e melhore a consistência e o rigor deste artigo. Pode encontrar ajuda no WikiProjeto Química.
Se existir um WikiProjeto mais adequado, por favor corrija esta predefinição.

Este artigo está para revisão desde abril de 2009.

Question book-4.svg
Esta página ou secção cita fontes confiáveis e independentes, mas que não cobrem todo o conteúdo, o que compromete a verificabilidade (desde outubro de 2018). Por favor, insira mais referências no texto. Material sem fontes poderá ser removido.
Encontre fontes: Google (notícias, livros e acadêmico)
A combustão na cabeça de um palito de fósforo é um exemplo de liberação da energia química contida nas ligações intramoleculares da substância.

Energia química é um tipo de energia potencial armazenada nas ligações químicas entre os átomos da matéria, sendo liberada a partir da quebra dessas ligações.[1] Sua liberação é percebida, por exemplo, numa combustão.

Exemplos[editar | editar código-fonte]

  • A energia potencial química (dos alimentos) é quando nós comemos e não usamos a energia, ou seja, ela está armazenada (não está em uso). A energia química (dos alimentos) é a energia que está em uso, sendo uma parte transformada e a outra sendo liberada para a natureza em forma de calor.
  • A variação de energia em reações químicas sendo endoenergéticas e exoenergéticas ou seja vindo de dentro ou de fora (respectivamente, absorvem ou liberam energia) está relacionada com a ruptura e formação destas ligações químicas entre os átomos das moléculas.

Análise termoquímica[editar | editar código-fonte]

Ver artigo principal: Termoquímica

Tome-se o caso da combustão de hidrogênio com oxigênio. Pelos devidos cálculos, pode-se concluir que esta reação liberta 235 kJ por mol de água formada. Rever os procedimentos abaixo.

kJ mol−1 ( mil Joule por cada mol de partículas/átomos/moléculas - neste caso falamos em mol de molécula

A ruptura da ligação simples de uma molécula de hidrogênio (H-H em H2) consome 436 kJ mol−1.


H-H E= 436 kJ mol−1


A ruptura da ligação dupla de uma molécula de oxigênio (O=O em O2) consome 499 kJ mol−1.


O=O E= 499 kJ mol−1


A formação das duas ligações simples numa molécula de água (H-O em H2O) liberta 2*460 kJ mol−1.


H-O E= 460 kJ mol−1

(a energia de dissociação de HO-H e H-O é diferente, pelo que este valor é a média de ambos)


Tomando a equação química com as devidas estequiometrias:

H2 + 1/2 O2 → H2O

Pode-se concluir (subtraindo a energia libertada e somando a energia consumida ou absorvida) que a variação energética é:

( 436 +499/2 -2*460 ) kJ mol−1 =

= - 235 kJ mol−1

ou seja, o sistema liberta 235 kJ por cada mol de água formada.

Ver também[editar | editar código-fonte]

Referências

  1. «Significado da Energia química». Significados. 07 de outubro de 2016. Consultado em 1 de outubro de 2018. 
Ícone de esboço Este artigo sobre Química é um esboço. Você pode ajudar a Wikipédia expandindo-o.