Referência: entalpias padrão de formação (kJ/mol, 298 K)
| Composto | ΔH°f | Composto | ΔH°f | Composto | ΔH°f |
|---|
| H₂O(l) | -285.8 | CO₂(g) | -393.5 | CH₄(g) | -74.8 |
| H₂O(g) | -241.8 | CO(g) | -110.5 | C₂H₆(g) | -84.7 |
| NH₃(g) | -45.9 | NO(g) | +90.3 | C₂H₄(g) | +52.3 |
| HCl(g) | -92.3 | NO₂(g) | +33.2 | C₂H₂(g) | +226.7 |
| NaCl(s) | -411.2 | SO₂(g) | -296.8 | C₆H₆(l) | +49.0 |
| CaO(s) | -635.1 | SO₃(g) | -395.7 | CH₃OH(l) | -238.7 |
| CaCO₃(s) | -1206.9 | H₂SO₄(l) | -814.0 | C₂H₅OH(l) | -277.7 |
Energias de ligação (kJ/mol): H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
O que é a termoquímica?
A termoquímica é a contabilidade energética das reações químicas: para onde vai a energia, em que quantidades e segundo que calendário. A sua moeda central é o calor (q, em joules), medido deixando uma reação decorrer dentro de um calorímetro e observando a variação de temperatura de uma massa conhecida de água. A regra mestra é a Primeira Lei — a energia conserva-se, nunca se cria nem se destrói, apenas se transfere entre as ligações químicas e a vizinhança — e tudo nesta página (calor específico, lei de Hess, entalpias de formação, energia livre de Gibbs) é essa mesma lei com chapéus diferentes.
A regra a reter: a entalpia é uma função de estado — depende apenas dos estados inicial e final, nunca do caminho entre eles. Esta propriedade única é o que torna válida a lei de Hess e utilizável toda a tabela de referência abaixo.
Calor versus temperatura
A temperatura mede a agitação média das moléculas; o calor é a energia total transferida quando essa agitação muda. O painel de Calor específico usa q = mcΔT para converter entre ambos: o exemplo aquece 100 g de água (c = 4,184 J/g·°C) de 20 °C para 80 °C, o que exige q = 100 × 4,184 × 60 = 25104 J = 25,104 kJ, absorvidos de forma endotérmica. O c invulgarmente grande da água é a razão pela qual é o refrigerante preferido e o volante térmico do clima: os mesmos joules que fariam oscilar violentamente a temperatura de uma panela de metal mal alteram a de uma chaleira. O calor específico desmesurado da água resulta da ligação de hidrogénio: cada joule tem de desfazer em parte a rede antes de as moléculas poderem acelerar.
Quebrar ligações custa, formar ligações rende
A variação de entalpia de uma reação é simplesmente a diferença contabilística: ΔH ≈ ΣBE(quebradas) − ΣBE(formadas). Quebrar as ligações H–H (436) e Cl–Cl (243) custa 679 kJ/mol; formar duas ligações H–Cl (431 cada) devolve 862 kJ/mol; o exemplo do painel de Energias de ligação dá um saldo de −183 kJ/mol, exotérmico — H2 + Cl2 → 2HCl liberta calor porque os produtos retêm os seus átomos com mais força do que os reagentes. A convenção de sinal é universal: ΔH negativo significa que o sistema liberta calor (exotérmico, como a combustão); positivo significa que o absorve (endotérmico, como o gelo a derreter).
Lei de Hess e entalpias de formação
Como a entalpia é uma função de estado, pode construir-se qualquer reação a partir de qualquer escada conveniente de passos conhecidos e somar as entalpias — a soma é independente do caminho. A contabilidade faz-se de forma padronizada através das entalpias padrão de formação, ΔH°f: a entalpia de formar uma mole de composto a partir dos seus elementos nos respetivos estados padrão, o que torna nulo, por definição, o valor de cada elemento. O exemplo do painel de Formação é o arquétipo: C(s) + O2(g) → CO2(g) é (0 + 0) do lado esquerdo e −393,5 do direito, pelo que ΔH°rxn = −393,50 kJ/mol — a tabela de referência acima foi feita precisamente para este tipo de soma: produtos menos reagentes, cada um multiplicado pelo seu coeficiente estequiométrico.
Entropia: contar disposições
A entropia (S) conta quantas disposições microscópicas tem um estado — o gás vence o líquido, que vence o cristal; as misturas vencem as substâncias puras. A Segunda Lei exige que a entropia do universo aumente em qualquer processo espontâneo, o que se separa de forma limpa: ΔSuniv = ΔSsist + ΔSviz, sendo a parcela da vizinhança ΔSviz = −ΔH/T — as reações exotérmicas dispersam calor para a vizinhança e aumentam a sua entropia. O exemplo do painel de Entropia: uma reação exotérmica de −100 kJ/mol a 298 K derrama +335,570 J/mol·K na vizinhança; com ΔSsist = 150, o universo ganha 485,570 J/mol·K e o processo é espontâneo.
Energia livre de Gibbs: o veredito
J. Willard Gibbs reuniu os dois balanços num único número: ΔG = ΔH − TΔS. O exemplo do painel de Gibbs percorre uma reação favorável mas desordenada — ΔH = −100 kJ/mol, ΔS = −50 J/mol·K a 298 K — e devolve ΔG = −100 − 298(−0,05) = −85,10 kJ/mol, espontânea. Vale a pena memorizar as quatro combinações de sinais: exotérmica com entropia a subir é sempre espontânea; endotérmica com entropia a descer nunca é; os dois casos mistos dependem da temperatura, que é precisamente a razão pela qual o gelo só derrete acima de 273 K (TΔS ultrapassa ΔH). No equilíbrio ΔG = 0, e a energia livre padrão liga-se à constante de equilíbrio através de ΔG° = −RT ln K.
Ideias erradas comuns
- Exotérmico significa espontâneo. Não: o balanço da entropia também tem de fechar. Dissolver muitos sais é endotérmico mas espontâneo, porque o ganho de desordem paga a conta.
- Calor e temperatura são a mesma coisa. Uma banheira a 30 °C tem muito mais calor do que uma chávena a 90 °C; q = mcΔT mostra que a massa e a capacidade calorífica também têm voto.
- Formar ligações exige energia. É o contrário: a formação de ligações liberta sempre energia — essa energia libertada é precisamente o que as reações exotérmicas recebem.
- As energias de ligação preveem ΔH com exatidão. São médias sobre muitas moléculas; o sinal ≈ na fórmula do painel é honesto. As entalpias de formação são a ferramenta exata.
Ferramentas relacionadas: Equilíbrio químico (onde ΔG° encontra K), Leis dos gases (o trabalho PΔV com que o calor é trocado) e Cinética (espontâneo não é o mesmo que rápido).
