Termoquímica II - Energia interna e entalpia

Termoquímica refere-se ao estudo do calor em reações químicas.

Termoquímica

• I - Introdução
• II - Energia interna e entalpia
• III - Variações de entalpia
• IV - Lei de Hess
• V - Espontaneidade da reação

Energia interna

   Todo sistema possui conteúdo energético, que pode ser de modo geral na forma de energia externa ou interna:

• Energia externa está relacionada ao movimento do sistema
• Energia interna está relacionada com movimentos de rotação, translação e vibração de moléculas, além de atrações intermoleculares.

   Podemos admitir, então, que toda substância possui quantidade de energia interna armazenada em seu interior, como energia química (forças de coesão entre as moléculas, nas ligações entre átomos...) ou energia térmica (nos movimentos de translação, rotação e vibração de moléculas). Então, teremos duas hipóteses:

• Quando a energia interna dos reagentes for maior que a energia interna dos produtos haverá uma sobra de energia, que será liberada na forma de calor. (reação exotérmica)
• Quando a energia interna dos reagentes for menor que a energia interna dos produtos haverá uma necessidade de energia, que será absorvida na reação para que esta possa ocorrer. (reação endotérmica)

   Isso é evidenciado pelo primeiro princípio da Termodinâmica, que determina que a energia após uma reação é igual à energia antes da reação, se tratando de termoquímica.

Entalpia

   Considere a seguinte reação:

2 C⒮ + O₂⒢ → 2 CO⒢

   Como o gás formado terá um volume maior que o de gás oxigênio, o volume do gás vai expandir, realizando trabalho (𝜏):

𝜏 = P × ∆V

p = pressão
∆V = variação de volume

   Relacionando a expressão com a equação de Clapeyron, podemos chegar à fórmula:

𝜏 = ∆n × R × T

∆n = variação no nº de mols

R = constante dos gases ideais

T = temperatura absoluta (em K)

   Perceba que R, P, e T são valores positivos. Logo, o que vai alterar o sinal do trabalho é a variação de volume ou variação do nº de mols. Para  ∆V < 0 ; ∆n < 0, temos que 𝜏 < 0, e dizemos que houve trabalho de compressão, ou que o gás sofreu trabalho, ou seja, recebeu energia. Para ∆V > 0 ; ∆n > 0, temos que 𝜏 > 0, e dizemos que houve trabalho de expansão, ou que o gás realizou trabalho, ou seja, transferiu energia.

   O energia gasta no trabalho de expansão deve ser descontada da energia liberada na reação, resultando num saldo menor de energia, e o trabalho de compressão resultará num saldo maior de energia. Esse saldo é chamado de entalpia (H) ou conteúdo de calor.

A variação de entalpia (∆H) é a quantidade total de calor liberada ou absorvida pela reação,

a pressão constante.

   A equação termoquímica representa a variação de entalpia da reação. Dessa forma:

C⒮ + O₂⒢ → CO₂⒢  ΔH = −94,1 kcal