Mostrar código-fonte de Termoquímica

[[Imagem:Ice-calorimeter.jpg|250px|direita|thumb|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 [[físico-química]] que estuda as quantidades de [[calor]] ([[energia]]) absorvidas ou liberadas em [[reação química|reações químicas]]. A reação que absorve energia é chamada de reação endotérmico quando o delta H maior que 0, sinal negativo no produto ou sinal positivo no reagente. Já a reação que libera energia é definida com uma reação exotérmico, que é identificada quando o valor do delta H < 0, também se o calor estiver com sinal negativo não reagente ou sinal positivo no produto. O aumento de energia que parte dos reagentes até o ponto mais alto é energia de ativação da reação. Então tá reação endotérmico quanto a isotérmica necessita dessa energia de ativação, pois ela é a energia mínima necessária para reação começar a ocorrer.

A termoquímica genericamente é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como [[Mistura|misturas]], [[transição de fase|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 termodinâmica|energia livre]].<ref name="feltre-95">{{Harvnb|Feltre|2004|p=95}}</ref><ref>{{Harvnb|Feltre|2004|p=102}}</ref>

== História ==
A termoquímica apoia-se sobre duas generalizações:<ref>Perrot, Pierre (1998). ''A to Z of Thermodynamics''. Oxford University Press. ISBN 0-19-856552-6.</ref>

# [[Conservação da massa|Leis de Lavoisier]] e [[Lei de Laplace|Laplace]] (1780): A transferência de energia acompanhando qualquer transformação é igual e oposta à transferência de energia acompanhando o processo reverso.<ref>Ver a página 290 de ''[http://books.google.com/books?id=En83AAAAMAAJ&pg=PA290&lpg=PA290&dq=Lavoisier+and+Laplace%E2%80%99s+law&source=bl&ots=08EZ8FHE8U&sig=jTEDieLkvYpaohtBFh0u9VsdavIM&hl=en&ei=xWpnSqubB5SCswPj08jlDg&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=9 Outlines of Theoretical Chemistry]'' de Frederick Hutton Getman (1918)</ref>
# [[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.<ref>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</ref>
[[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 = ΔC<sub>p</sub>. A [[Integral|integração]] dessa equação permite avaliar o calor de reação a uma temperatura a partir de valores em outra temperatura.<ref>[[Keith J. Laidler|Laidler K.J.]], Meiser J.H., "Physical Chemistry" (Benjamin/Cummings 1982), p.62</ref><ref>[[Peter Atkins|Atkins P.]], de Paula J., "Atkins' Physical Chemistry" (8th edn, W.H. Freeman 2006), p.56</ref>

== Princípios ==
{{Princípios da química}}
=== Calor e calorimetria ===
{{Artigo principal|Calor|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. Percebe-se a enorme importância de se conhecer e controlar essas trocas de calor, por exemplo, no funcionamento das locomotivas a vapor, um dos avanços tecnológicos centrais da [[Revolução Industrial|primeira revolução industrial]], que transformava a [[energia térmica]] em [[Trabalho (física)|trabalho]].<ref name= feltre-95/>

A '''calorimetria''' é o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas pelos [[fenômeno]]s [[Fenômeno físico|físico]]s e [[Fenômeno químico|químico]]s.<ref name= feltre-96/> Para o desenvolvimento experimental da medição do calor, foram construídos os '''calorímetros''', aparelhos utilizados para efetivamente medir o calor trocado. Um dos mais simples [[calorímetro]]s é o calorímetro de água, em que se coloca um corpo aquecido (ou que provoque uma [[reação química]]) dentro da [[água]] contida pelo calorímetro, resultando em seu [[aquecimento]]. Conhecendo o quanto a [[temperatura]] da água se elevou, é possível determinar a quantidade de calor liberada pelo corpo ou pela reação, contanto que a troca de calor com o ambiente externo seja desprezível. Com isso, percebe-se que o aumento de temperatura da água é devido exclusivamente ao corpo aquecido ou à reação ocorrida, isto é, o calor recebido pela água é, em [[Função modular|módulo]], igual ao calor cedido pelo corpo ou pela reação. Portanto, denominando-se por <math>m</math> a massa de água do calorímetro, por <math>c</math> o calor específico da água, e por <math>\Delta T</math> a variação na temperatura da água, temos que o calor trocado <math>Q</math> é tal que:<ref name= feltre-97>{{Harvnb|Feltre|2004|p=97}}</ref>

{{{indent|:}}}{|cellpadding="{{{cellpadding|5}}}" style="border:{{{border|2}}}px solid {{{border colour|#000000}}};background: {{{background colour|#f5f5f5}}}; text-align: center;"
|{{{title|}}}
{{{equation|<math>Q = mc\Delta T</math>}}}
|}

=== Energia interna ===
{{Artigo principal|Energia interna}}
Na [[física]] da [[mecânica clássica]], existem fundamentalmente dois tipos de [[energia]] que um objeto pode ter: 
* A '''energia cinética''', associada ao seu movimento;
* A '''energia potencial''', por ele armazenada e que pode se transformar em outro tipo de energia, cinética ou potencial.
Desse modo, é possível entender o calor liberado ou absorvido por uma reação química a partir do conceito de '''energia interna'''. A [[energia interna]] de uma substância qualquer, composta por [[átomo]]s e/ou [[molécula]]s, é equivalente a soma da [[energia química]] armazenada por ligações elétricas entre átomos e entre moléculas (uma forma de [[energia potencial]]), e da [[energia térmica]] armazenada na [[translação]], [[vibração]] ou [[rotação]] de átomos e moléculas (uma forma de [[energia cinética]]). Isto é, a energia interna de uma substância é armazenada parcialmente na forma de energia química e parcialmente na forma de energia térmica.<ref name= 101-104/>

Tomando a generalização do conceito de energia interna de uma substância como sendo a '''energia interna de um sistema''', a soma de todas as energias internas das substâncias que o compõem, enuncia-se então a [[lei da conservação de energia]] ou a [[primeira lei da termodinâmica]] para um '''sistema isolado''', que não troca calor, e nem sofre nem exerce trabalho. Essa lei afirma que ''a variação da energia interna de um sistema isolado é nula'', ou, de forma equivalente, '' a energia interna de um sistema isolado é constante''.<ref name= 101-104/>

=== Entalpia ===
[[File:Süsi, coal.jpg|thumb|right|300 px|Combustão de carvão, liberando calor.]]
Entalpia é um conceito ligado a termodinâmica que serve para quantificar a quantidade de energia que uma substância contém. A entalpia é uma função de estado, uma propriedade extensiva ( proporcional a quantidade de mol).  

Para definir a [[entalpia]], é conveniente tomar o exemplo da [[queima]] de [[carvão]] em um ambiente aberto. Nele, o [[carbono]] (<ce>C</ce>) no carvão reage com o [[oxigênio|gás oxigênio]] (<ce>{O2}</ce>) da [[atmosfera]], produzindo [[monóxido de carbono]] (<ce>{CO}</ce>). Resume-se a reação na seguinte equação, já balanceada:<ref name="101-104" />

:<ce>2{C} + {O2} -> 2{CO}</ce>

Em uma análise preliminar, percebe-se que o [[volume]] do sistema aumentou, pois, já que o volume do carbono sólido era desprezível, havia 1 mol <ce>{O2}</ce> que se transformou em 2 mols de <ce>{CO}</ce>. 

Portanto, parte da energia liberada na reação foi utilizada para expandir o gás na forma de trabalho. Como decorrência da conservação de energia, esse trabalho de expansão deverá ser "descontado" da energia liberada pela reação, resultando em um "saldo" menor da energia. Denomina-se esse "saldo" por '''entalpia''' (<math>H</math>) ou '''conteúdo de calor'''. Essa grandeza sempre se refere à energia liberada ou absorvida pela reação em '''sistemas abertos''', em que a pressão é constante devido ao reservatório da atmosfera.<ref name="101-104" />

Com isso, a '''variação de entalpia''' (<math>\Delta H</math>) é a medida da quantidade de calor (<math>Q</math>) liberada ou absorvida pela reação, à '''pressão constante''' (<math>P</math>). Ou seja:<ref name= 101-104/>

{{{indent|:}}}{|cellpadding="{{{cellpadding|5}}}" style="border:{{{border|2}}}px solid {{{border colour|#000000}}};background: {{{background colour|#f5f5f5}}}; text-align: center;"
|{{{title|}}}
{{{equation|<math>\Delta H = Q</math>, a <math>P</math> constante}}}
|}

=== Reações exotérmicas e endotérmicas ===
{{Artigo principal|Reação exotérmica|Reação endotérmica}}
'''Reações exotérmicas''' são as reações que produzem ou liberam calor, como por exemplo a queima de [[carvão]] e a [[combustão]] da [[gasolina]].<ref name= feltre-95/> Nelas, a entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos produtos, resultando em uma variação negativa de entalpia (<math>\Delta H<0</math>). Já as '''reações endotérmicas''' são exatamente o oposto, absorvendo calor para poder serem realizadas, como a decomposição de [[carbonato de cálcio]] a [[Síntese química|síntese de]] [[óxido nítrico]].<ref name=feltre-96>{{Harvnb|Feltre|2004|p=96}}</ref> Nessas reações, a entalpia dos reagentes é menor que a entalpia dos produtos, resultando em uma variação positiva (<math>\Delta H>0</math>).<ref name="brasilescola">{{citar web|ultimo=Fogaça|primeiro=Jennifer Rocha Vargas|url=https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-termoquimica.htm|título=O que é Termoquímica?|data=|acessodata=1 de novembro de 2018|website=Brasil Escola|publicado=}}</ref><ref name="infoescola">{{citar web|ultimo=Toffoli|primeiro=Leopoldo|url=https://www.infoescola.com/quimica/termoquimica/|título=Termoquímica|data=|acessodata=1 de novembro de 2018|website=InfoEscola|publicado=}}</ref><ref name="soq">{{citar web|ultimo=|primeiro=|url=https://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/|título=Termoquímica|data=|acessodata=1 de novembro de 2018|website=SóQ|publicado=}}</ref><ref name="mundoedu">{{citar web|ultimo=Fogaça|primeiro=Jennifer Rocha Vargas|url=https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/termoquimica.htm|título=Termoquímica|data=|acessodata=1 de novembro de 2018|website=Mundo Educação|publicado=}}</ref><ref name= 101-104>{{Harvnb|Feltre|2004|p=101 - 104}}</ref>

Como exemplo comparativo, a reação que tem como produto [[Água|H<sub>2</sub>O]] é [[Reação exotérmica|exotérmica]], pois libera calor. Já a reação inversa é [[Reação endotérmica|endotérmica]], porque necessita de calor para que se gerem os produtos:<ref>{{Citar web|url=https://www.ohio.edu/mechanical/thermo/property_tables/combustion/Enth_Formation.html|titulo=Molar Enthalpy of Formation of Various Substances - (Updated 1/18/09)|acessodata=2017-08-29|obra=www.ohio.edu}}</ref>

:<ce>{H2_(g)} + 1/2{O2_(g)} -> {H2O_(l)} </ce> <math>\quad \Delta H=-286 kJ/mol</math>
:<ce>{H2O_(l)} -> {H2_(g)} + 1/2{O2_(g)} </ce> <math>\quad \Delta H=+286 kJ/mol</math>

=== Energia de ativação ===
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 ==
* [[Entalpia]]
* [[Entropia]]
* [[Calor de fusão|Calor]]
** [[Calor de combustão]]
** [[Calor de formação]]
** [[Calor de neutralização]]

{{Referências|col=2}}

== Bibliografia ==
* {{citar livro|nome=Ricardo|sobrenome=Feltre|título=Química Volume 2 - Físico-Química (6ª ed)|editora=[[Editora Moderna|Moderna]]|ano=2004|local=São Paulo|url=https://docs.google.com/file/d/0B49GHVcWTqEfRHZOQmNxclA5Mk0/view|ref=harv}}

== Ligações externas ==
*{{Citar web |url=http://www.1911encyclopedia.org/Thermochemistry |titulo=Thermochemistry |acessodata=2019-05-26 |arquivourl=https://web.archive.org/web/20070714083007/http://www.1911encyclopedia.org/Thermochemistry |arquivodata=2007-07-14 |urlmorta=yes }} {{((en))}}

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