Reação exotérmica - Exothermic reaction

A reação termite é notoriamente exotérmica. A redução do óxido de ferro (III) pelo alumínio libera calor suficiente para produzir ferro fundido.

Uma reação exotérmica é uma "reação para a qual a alteração da entalpia padrão geral Δ H ⚬ é negativa." As reações exotérmicas geralmente liberam calor e implicam na substituição de ligações fracas por ligações mais fortes. O termo é frequentemente confundido com reação exergônica , que a IUPAC define como "... uma reação para a qual a mudança de energia de Gibbs padrão geral Δ G ⚬ é negativa." Uma reação fortemente exotérmica geralmente também será exergônica porque Δ H ⚬ faz uma contribuição importante para Δ G ⚬ . A maioria das reações químicas espetaculares que são demonstradas nas salas de aula são exotérmicas e exergônicas. O oposto é uma reação endotérmica , que geralmente absorve calor e é impulsionada por um aumento de entropia no sistema.

Exemplos

Os exemplos são numerosos: combustão , reação termite , combinação de ácidos e bases fortes, polimerizações . Como exemplo na vida cotidiana, os aquecedores de mãos usam a oxidação do ferro para obter uma reação exotérmica:

4Fe + 3O 2   → 2Fe 2 O 3   Δ H ⚬ = - 1648 kJ / mol

Uma classe particularmente importante de reações exotérmicas é a combustão de um combustível de hidrocarboneto, por exemplo, a queima de gás natural:

Δ H ⚬ = - 890 kJ / mol
Vídeo de uma reação exotérmica. O vapor de etanol é inflamado dentro de uma garrafa, causando combustão.

Nestes exemplos, a maior parte da energia liberada foi armazenada em O 2 com sua ligação dupla relativamente fraca. A maioria das reações químicas envolve a quebra de ligações químicas existentes e a formação de ligações químicas novas e mais fortes. Quando os átomos se juntam para formar as ligações químicas novas e mais estáveis, as forças eletrostáticas que os unem deixam a ligação com um grande excesso de energia (geralmente na forma de vibrações e rotações). Se essa energia não for dissipada, o novo vínculo se quebrará rapidamente novamente. Em vez disso, a nova ligação pode liberar seu excesso de energia - por radiação, por transferência para outros movimentos na molécula ou para outras moléculas por meio de colisões - e então se tornar uma nova ligação estável. Esse excesso de energia é o calor que sai do sistema molecular.

Reações exotérmicas descontroladas, aquelas que levam a incêndios e explosões, são um desperdício porque é difícil capturar a energia liberada. A natureza efetua as reações de combustão sob condições altamente controladas, evitando incêndios e explosões, na respiração aeróbica de modo a capturar a energia liberada, por exemplo, para a formação de ATP .

Medição

A entalpia de um sistema químico é essencialmente sua energia. A mudança de entalpia Δ H para uma reação é igual ao calor q transferido de (ou para) um sistema fechado a pressão constante sem entrada ou saída de energia elétrica. A produção ou absorção de calor em uma reação química é medida usando calorimetria , por exemplo, com um calorímetro de bomba . Um instrumento de laboratório comum é o calorímetro de reação , onde o fluxo de calor de ou para o vaso de reação é monitorado. A liberação de calor e a mudança de energia correspondente, Δ H , de uma reação de combustão podem ser medidas com particular precisão.

A energia térmica medida liberada em uma reação exotérmica é convertida em Δ H ⚬ em Joule por mol (anteriormente cal / mol ). A alteração da entalpia padrão Δ H ⚬ é essencialmente a alteração da entalpia quando os coeficientes estequiométricos na reação são considerados como as quantidades de reagentes e produtos (em mol); normalmente, a temperatura inicial e final é considerada como sendo 25 ° C. Para reações em fase gasosa, os valores de Δ H ⚬ estão relacionados às energias de ligação para uma boa aproximação por:

Δ H ⚬ = energia de ligação total dos reagentes - energia de ligação total dos produtos
Um perfil de energia de uma reação exotérmica

Em uma reação exotérmica, por definição, a mudança de entalpia tem um valor negativo:

Δ H = H produtos - H reagentes <0

onde um valor maior (a energia mais alta dos reagentes) é subtraído de um valor menor (a energia mais baixa dos produtos). Por exemplo, quando o hidrogênio queima:

2H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (g)
Δ H ⚬ = −483,6 kJ / mol

Veja também

Referências

links externos