Calor de reação, entalpia e equações termoquímicas

Reações que liberam e reações que absorvem calor

Toda transformação química rompe ligações nos reagentes e forma ligações nos produtos. Essa reorganização muda a energia armazenada na matéria, e a diferença aparece como calor trocado com o ambiente.

Romper ligações absorve energia e formar ligações libera energia. Cada tipo de ligação tem uma energia de ligação (em kJ/mol), e assim podemos estimar: $\Delta H \approx \sum E_{\text{ligações rompidas}} - \sum E_{\text{ligações formadas}}$. Se a soma das energias das ligações formadas é maior, sobra energia e a reação é exotérmica.

Outro exemplo é a entalpia de neutralização: o calor liberado quando um ácido reage com uma base formando 1 mol de água. Na reação de $\text{HCl}(aq)$ com $\text{NaOH}(aq)$, o valor é de cerca de $-57\ \text{kJ/mol}$ de água formada, ou seja, a reação é exotérmica e a solução esquenta.

Chamamos de sistema a parte do universo que estamos estudando (a mistura que reage, por exemplo). O ambiente é tudo o que está em volta: o ar, o copo, a sua mão.

Repare que a sensação térmica é a do ambiente, e não a do sistema. Se o copo ficou frio ao toque, é porque a reação tirou calor da água, do copo e da sua mão. Logo, o processo foi endotérmico.

A grandeza que mede essa troca é a variação de entalpia, $\Delta H$. A entalpia ($H$) é o conteúdo de energia do sistema a pressão constante, que é a condição das reações feitas em recipientes abertos, como no laboratório ou na cozinha. Não dá para medir o valor absoluto de $H$. Só medimos a sua variação:

Diagramas de entalpia

Um diagrama de entalpia é um gráfico simples: no eixo vertical está a entalpia $H$ e, no horizontal, o "caminho da reação" (dos reagentes aos produtos). Cada patamar mostra o conteúdo energético de um conjunto de substâncias.

Para ler um diagrama, siga três passos: identifique qual patamar é dos reagentes e qual é dos produtos, veja qual está mais alto e calcule $\Delta H = H_{\text{produtos}} - H_{\text{reagentes}}$.

Se os produtos estão mais baixos, o sistema perdeu energia, que saiu como calor: a reação é exotérmica. Se estão mais altos, o sistema ganhou energia, que veio do ambiente: a reação é endotérmica.

Veja o mesmo fenômeno no simulador: mexa nos valores e observe o patamar dos produtos e o sinal de $\Delta H$.

Equações termoquímicas

Uma equação termoquímica é uma equação química balanceada que traz também o valor de $\Delta H$. Por exemplo, a combustão do metano (gás natural):

Ela diz o seguinte: quando 1 mol de $\text{CH}_4$ reage com 2 mol de $\text{O}_2$, formando 1 mol de $\text{CO}_2$ e 2 mol de $\text{H}_2\text{O}$ líquida, são liberados $890\ \text{kJ}$. O sinal negativo indica que o calor saiu do sistema.

Algumas entalpias têm nome próprio e dizem a que se refere o "1 mol":

• Entalpia de combustão: calor liberado na queima completa de 1 mol da substância (o butano do botijão, o etanol do posto de combustível).

• Entalpia de formação: variação de entalpia na formação de 1 mol da substância a partir de substâncias simples (como $\text{H}_2$ e $\text{O}_2$).

Invertendo e multiplicando a equação

A reação inversa percorre o mesmo caminho no diagrama, mas de volta. Se ir de A para B libera energia, voltar de B para A exige exatamente essa mesma energia. Por isso, ao inverter a equação, o sinal de $\Delta H$ se inverte e o valor numérico se mantém.

Se multiplicamos todos os coeficientes por um número, estamos reagindo uma quantidade de matéria maior, e $\Delta H$ é multiplicado pelo mesmo número.

Quanto calor? Calculando com ΔH

O valor de $\Delta H$ é proporcional à quantidade de matéria que reage. É uma regra de três: se 1 mol libera $x$ kJ, então $n$ mol liberam $n \cdot x$ kJ. Quando o enunciado dá massa em vez de mol, converta primeiro com a massa molar: $n = \dfrac{m}{M}$.

Comparando combustíveis

Para decidir qual combustível rende mais, divida a energia pela massa: energia por grama (kJ/g). Se o $\Delta H$ é dado por mol, divida pela massa molar.

O melhor combustível por massa nem sempre é o melhor na prática. Contam também o armazenamento (um gás ocupa muito volume), a segurança, o custo, a origem (renovável ou fóssil) e o que sai da combustão.

Voltando ao início: o gás do botijão queima e libera calor (reação exotérmica, $\Delta H < 0$). A bolsa de gelo instantânea esfria porque a dissolução do sal na água absorve calor do ambiente (processo endotérmico, $\Delta H > 0$). Com $\Delta H$ e a quantidade de matéria, dá para calcular a energia trocada.

Resumo

• Exotérmica: o sistema libera calor, o ambiente esquenta e $\Delta H < 0$. Endotérmica: o sistema absorve calor, o ambiente esfria e $\Delta H > 0$.

• $\Delta H = H_{\text{produtos}} - H_{\text{reagentes}}$. No diagrama de entalpia, produtos abaixo dos reagentes indicam reação exotérmica.

• A equação termoquímica traz coeficientes, estados físicos e $\Delta H$. Ao inverter, o sinal de $\Delta H$ troca. Ao multiplicar os coeficientes, $\Delta H$ é multiplicado.

• O calor trocado é proporcional ao número de mol: converta $m$ em $n = m/M$ e multiplique por $\Delta H$.

• Para comparar combustíveis, calcule a energia por grama ($|\Delta H|/M$), sem esquecer outros critérios como armazenamento, segurança e impacto ambiental.