Termoquímica

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Primeiro calorímetro de gelo do mundo, usado no inverno de 1782–83 por Antoine Lavoisier e Pierre-Simon Laplace, para determinar o calor envolvido em várias alteração química, que eram baseados na descoberta anterior de Joseph Black do calor latente. Esse experimentos marcam a fundação da termoquímica

A termoquímica, também chamada de termodinâmica química, é o ramo da química que estuda as quantidades de calor (energia) absorvidas ou liberadas em reações químicas, assim como as transformações físicas, tais como a fusão e a ebulição, baseando-se em princípios da termodinâmica.[1][2][3][4][5]

A termoquímica genericamente é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como misturas, transições de fases, reações químicas, além de calcular grandezas como a capacidade térmica, o calor de combustão, o calor de formação, a entalpia e a energia livre.[1][6]

História[editar | editar código-fonte]

A termoquímica apoia-se sobre duas generalizações:[7]

  1. Leis de Lavoisier e Laplace (1780): A transferência de energia acompanhando qualquer transformação é igual e oposta à transferência de energia acompanhando o processo reverso.[8]
  2. Lei de Hess (1840): A variação de energia (entalpia) total de uma reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser dividida.[9]

Gustav Kirchhoff mostrou em 1858 que a variação do calor de reação é dada pela diferença da capacidade térmica entre os produtos e os reagentes: dΔH / dT = ΔCp. A integração dessa equação permite avaliar o calor de reação a uma temperatura a partir de valores em outra temperatura.[10][11]

Princípios[editar | editar código-fonte]

Calor e calorimetria[editar | editar código-fonte]

Ver artigos principais: Calor e Calorimetria

As transformações físicas e as reações químicas são, geralmente, acompanhadas pela liberação ou absorção de calor. Sabe-se, por exemplo, que é necessário fornecer calor (energia) para que a água seja aquecida a ponto de se vaporizar; e que, por outro lado, há liberação de calor (energia) quando o vapor da água se condensa.[1]

Reações exotérmicas e endotérmicas[editar | editar código-fonte]

Reações exotérmicas são as reações que produzem ou liberam calor, como por exemplo a queima de carvão e a combustão da gasolina.[1] Nelas, a entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos produtos, resultando em uma variação negativa de entalpia (). Já as reações endotérmicas são exatamente o oposto, absorvendo calor para poder serem realizadas, como a decomposição de carbonato de cálcio a síntese de óxido nítrico.[12] Nessas reações, a entalpia dos reagentes é menor que a entalpia dos produtos, resultando em uma variação positiva ().[2][3][4][5][13]

Como exemplo comparativo, a reação que tem como produto H2O é exotérmica, pois libera calor. Já a reação inversa é endotérmica, porque necessita de calor para que se gerem os produtos:[14]

Energia de ativação[editar | editar código-fonte]

A energia de ativação é a menor quantidade de energia necessária que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e para a ocorrência da reação.

Ver também[editar | editar código-fonte]

Referências

  1. a b c d Feltre 2004, p. 95
  2. a b Fogaça, Jennifer Rocha Vargas. «O que é Termoquímica?». Brasil Escola. Consultado em 1 de novembro de 2018 
  3. a b Toffoli, Leopoldo. «Termoquímica». InfoEscola. Consultado em 1 de novembro de 2018 
  4. a b «Termoquímica». SóQ. Consultado em 1 de novembro de 2018 
  5. a b Fogaça, Jennifer Rocha Vargas. «Termoquímica». Mundo Educação. Consultado em 1 de novembro de 2018 
  6. Feltre 2004, p. 102
  7. Perrot, Pierre (1998). A to Z of Thermodynamics. Oxford University Press. ISBN 0-19-856552-6.
  8. Ver a página 290 de Outlines of Theoretical Chemistry de Frederick Hutton Getman (1918)
  9. Atkins, Peter; Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente/ Peter Atkins , Loretta Jones; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. - 3.ed. - Porto Alegre : Bookman, 2006
  10. Laidler K.J., Meiser J.H., "Physical Chemistry" (Benjamin/Cummings 1982), p.62
  11. Atkins P., de Paula J., "Atkins' Physical Chemistry" (8th edn, W.H. Freeman 2006), p.56
  12. Feltre 2004, p. 96
  13. Feltre 2004, p. 101 - 104
  14. «Molar Enthalpy of Formation of Various Substances - (Updated 1/18/09)». www.ohio.edu. Consultado em 29 de agosto de 2017 

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

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