Equações Termoquímicas

No texto Equações Químicas, mostrou-se que as equações são usadas para representar dados qualitativos e quantitativos importantes das reações químicas. Por exemplo, as substâncias reagentes e os produtos formados são simbolizados por suas fórmulas moleculares, que indicam o número de átomos de cada elemento que compõe a molécula ou espécie química da substância e a proporção entre eles.

Além disso, os estados físicos das substâncias são escritos por meio de símbolos no canto inferior direito de cada fórmula, e os coeficientes estequiométricos, isto é, os números que aparecem antes (à esquerda) de cada substância, indicam as proporções em que as substâncias reagem e são formadas.

Nas equações termoquímicas, todos esses dados mencionados também aparecem, porém, a diferença principal é que essas equações servem para representar reações químicas e processos físicos em que há liberação ou absorção de calor. Portanto, nesse caso, os coeficientes estequiométricos expressam a quantidade de matéria, ou mols, que participa da reação.

O calor que foi liberado ou absorvido em determinada reação é chamado Variação de entalpia e é simbolizado por ∆H. Esses valores podem ser determinados experimentalmente e devem constar impreterivelmente nas equações termoquímicas. Portanto, essas equações seguem o seguinte esquema:

Reagentes → Produtos ∆H = Energia (em kJ/mol)

Por exemplo, considere que um mol de gás hidrogênio reage com meio mol de gás oxigênio, produzindo um mol de água e liberando 285,5 kJ de calor. Alguns poderiam escrever a equação dessa reação da seguinte forma:

H_2(g) + 1/2 O_2(g) → H₂O_(l) + 285,5 kJ

Mas a equação termoquímica dessa reação é expressa da seguinte maneira:

H_2(g) + 1/2 O_2(g) → H₂O_(l) ∆H = - 285,5 kJ

Veja que o sinal negativo indica que a reação ocorreu com liberação de calor, sendo uma reação exotérmica. Esse valor é negativo porque a variação da entalpia é igual à entalpia final menos a inicial (∆H = H_final - H_inicial ) ou igual à entalpia dos produtos menos a dos reagentes (∆H = H_produtos - H_reagentes). Como calor foi liberado, a energia dos produtos será menor, dando um valor negativo.

O contrário também é verdadeiro, ou seja, sempre que tivermos uma reação em que o calor é absorvido (reação endotérmica), o valor de ∆H será positivo. Portanto, se invertemos a reação acima, temos que inverter também o sinal do valor de ∆H:

H₂O_(l) → H_2(g) + 1/2 O_2(g) ∆H = + 285,5 kJ

Essa equação termoquímica transmite-nos a ideia de que um mol de água líquida, ao receber 285,5 kJ de calor, decompõe-se em 1 mol de gás hidrogênio e meio mol de gás oxigênio.

Outro dado importante nas equações termoquímicas refere-se à temperatura e à pressão em que a reação ocorre. Se essas duas grandezas não aparecerem, isso quer dizer que a reação está se processando nas condições-padrão, que são 1 atmosfera e 25ºC ou 298 K.

Vejamos um exemplo de exercício envolvendo equações termoquímicas:

Exercício: Represente por equação termoquímica as seguintes equações:

a) 2 NH₄NO_3(s) - 411,2 kJ → 2 N_2(g) + O_2(g) + 4 H₂O_(ℓ)

b) HgO_(s) + 90 kJ → Hg_(ℓ) + ½ O_2(g)

c) 2 Na_(s) + 2 H₂O_(ℓ) → 2 NaOH + H_2(g) + 281,8 kJ

d) CO_2(g) + H_2(g) + 122,8 kJ → CO_(g) + 6 H₂O_(g)

Resolução:

a) 2 NH₄NO_3(s) → 2 N_2(g) + O_2(g) + 4 H₂O_(ℓ) ∆H = - 205,6 kJ/mol de NH₄NO_3(s)

b) HgO_(s) → Hg_(ℓ) + ½ O_2(g) ∆H = + 90 kJ/mol

c) 2 Na_(s) + 2 H₂O_(ℓ) → 2 NaOH + H_2(g) ∆H = - 140,9 kJ/mol de Na_(s)

d) CO_2(g) + H_2(g) → CO_(g) + 6 H₂O_(g) ∆H = + 122,8 kJ/mol