O calor de reação ou Entalpia de Reação (ΔH) é a mudança na entalpia de uma reação química que ocorre a pressão constante. É uma unidade de medida termodinâmica útil para calcular a quantidade de energia por mol que é liberada ou produzida em uma reação.
Como a entalpia é derivada da pressão, do volume e da energia interna, todas funções de estado, a entalpia também é uma função de estado..
ΔH, ou a mudança de entalpia emergiu como uma unidade de medida destinada a calcular a mudança de energia de um sistema quando se tornou muito difícil encontrar a ΔU, ou mudança na energia interna de um sistema, medindo simultaneamente a quantidade de calor e trabalho intercambiado.
Dada uma pressão constante, a mudança de entalpia é igual ao calor e pode ser medida como ΔH = q.
A notação ΔHº ou ΔHºr então surge para explicar a temperatura e pressão precisas do calor da reação ΔH.
A entalpia de reação padrão é simbolizada por ΔHº ou ΔHºrxn e pode assumir valores positivos e negativos. As unidades para ΔHº são kiloJoules por mol, ou kj / mol.
Δ = representa a mudança na entalpia (entalpia dos produtos menos entalpia dos reagentes).
Um valor positivo indica que os produtos têm maior entalpia ou que é uma reação endotérmica (é necessário calor).
Um valor negativo indica que os reagentes têm entalpia mais alta ou que é uma reação exotérmica (é produzido calor).
º = significa que a reação é uma alteração de entalpia padrão e ocorre a uma pressão / temperatura predefinida.
r = denota que esta mudança é a entalpia da reação.
O estado padrão: o estado padrão de um sólido ou líquido é a substância pura a uma pressão de 1 bar ou o que é a mesma 1 atmosfera (105 Pa) e uma temperatura de 25 ° C, ou o que é o mesmo 298 K.
O ΔHºr é o calor padrão de reação ou entalpia padrão de uma reação e, como ΔH, também mede a entalpia de uma reação. No entanto, ΔHºrxn ocorre em condições “padrão”, o que significa que a reação ocorre a 25º C e 1 atm..
O benefício de uma medição de ΔH sob condições padrão reside na capacidade de relacionar um valor de ΔHº a outro, uma vez que eles ocorrem nas mesmas condições.
O calor padrão de formação, ΔHFº, de um produto químico é a quantidade de calor absorvida ou liberada da formação de 1 mol desse produto químico a 25 graus Celsius e 1 bar de seus elementos em seus estados padrão.
Um elemento está em seu estado padrão se estiver em sua forma mais estável e seu estado físico (sólido, líquido ou gasoso) a 25 graus Celsius e 1 bar.
Por exemplo, o calor padrão de formação do dióxido de carbono envolve oxigênio e carbono como reagentes..
O oxigênio é mais estável como moléculas de gás Odois, enquanto o carbono é mais estável como grafite sólida. (O grafite é mais estável do que o diamante em condições padrão).
Para expressar a definição de outra forma, o calor padrão de formação é um tipo especial de calor padrão de reação..
A reação é a formação de 1 mol de uma substância química a partir de seus elementos em seus estados padrão sob condições padrão.
O calor padrão de formação também é chamado de entalpia padrão de formação (embora seja na verdade uma mudança na entalpia).
Por definição, a formação de um elemento por si só não produziria nenhuma alteração na entalpia, então o calor de reação padrão para todos os elementos é zero (Cai, 2014).
A entalpia pode ser medida experimentalmente usando um calorímetro. Um calorímetro é um instrumento onde uma amostra é reagida por meio de cabos elétricos que fornecem a energia de ativação. A amostra está em um recipiente cercado por água que é constantemente agitada.
Medindo com a a mudança de temperatura que ocorre quando a amostra reage, e conhecendo o calor específico da água e sua massa, o calor liberado ou absorvido pela reação é calculado usando a equação q = Cesp x m x ΔT.
Nesta equação q é o calor, Cesp é o calor específico neste caso da água que é igual a 1 caloria por grama, m é a massa da água e ΔT é a mudança de temperatura.
O calorímetro é um sistema isolado que possui pressão constante, então ΔHr= q
A mudança de entalpia não depende do caminho particular de uma reação, mas apenas do nível de energia global dos produtos e reagentes. A entalpia é uma função do estado e, como tal, é aditiva.
Para calcular a entalpia padrão de uma reação, podemos adicionar as entalpias padrão de formação dos reagentes e subtraí-la da soma das entalpias padrão de formação dos produtos (Boundless, S.F.). Exposto matematicamente, isso nos dá:
ΔHr° = Σ ΔHFº (produtos) - Σ ΔHFº (reagentes).
As entalpias de reações são geralmente calculadas a partir das entalpias de formação de reagentes em condições normais (pressão de 1 bar e temperatura de 25 graus Celsius).
Para explicar este princípio da termodinâmica, vamos calcular a entalpia da reação para a combustão do metano (CH4) de acordo com a fórmula:
CH4 (g) + 2Odois (g) → COdois (g) + 2HdoisO (g)
Para calcular a entalpia padrão da reação, precisamos encontrar as entalpias padrão de formação para cada um dos reagentes e produtos envolvidos na reação..
Eles geralmente são encontrados em um apêndice ou em várias tabelas online. Para essa reação, os dados de que precisamos são:
HFº CH4 (g) = -75 kjoul / mol.
HFº Odois (g) = 0 kjoul / mol.
HFº COdois (g) = -394 kjoul / mol.
HFº HdoisO (g) = -284 kjoul / mol.
Observe que, por estar em seu estado padrão, a entalpia padrão de formação para o gás oxigênio é 0 kJ / mol.
Aqui, resumimos nossas entalpias de formação padrão. Observe que, como as unidades estão em kJ / mol, precisamos multiplicar pelos coeficientes estequiométricos na equação de reação balanceada (Leaf Group Ltd, S.F.).
Σ ΔHFº (produtos) = ΔHFº COdois +2 ΔHFº HdoisOU
Σ ΔHFº (produtos) = -1 (394 kjoul / mol) -2 (284 kjoul / mol) = -962 kjoul / mol
Σ ΔHFº (reagentes) = ΔHFº CH4 + ΔHFº Odois
Σ ΔHFº (reagentes) = -75 kjoul / mol + 2 (0 kjoul / mol) = -75 kjoul / mol
Agora, podemos encontrar a entalpia padrão da reação:
ΔHr° = Σ ΔHFº (produtos) - Σ ΔHFº (reagentes) = (- 962) - (- 75) =
ΔHr° = - 887kJ / mol.
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