Energia nas reações químicas

A combustão de um mol de metano, 16 g, libera 890.8 kJ de calor, suficientes para aquecer cerca de 2.7 litros de água de 20 °C a 100 °C.

Algumas reações aquecem, como uma chama de gás. Outras absorvem calor do ambiente. A diferença vem das ligações. Romper uma ligação química sempre exige energia, e formar uma sempre libera energia. A molécula de hidrogênio, por exemplo, precisa de 436 kJ por mol para se separar. Se uma reação, no conjunto, libera ou absorve calor depende de qual valor é maior: a energia gasta para romper as ligações antigas ou a liberada na formação das novas.

Exotérmicas e endotérmicas

Os químicos medem o calor de uma reação a pressão constante como variação de entalpia, ΔH. Se os produtos têm menos entalpia que os reagentes, a diferença é liberada como calor, ΔH é negativo e a reação é exotérmica. Se os produtos têm mais, é preciso absorver calor do ambiente, ΔH é positivo e a reação é endotérmica. Ao inverter uma reação, o sinal de ΔH se inverte: formar água a partir de hidrogênio e oxigênio libera 571.6 kJ para cada dois mols de água, então decompor dois mols de água líquida nos elementos exige 571.6 kJ.

Combustíveis são substâncias com entalpias de combustão de grande magnitude e sinal negativo. Os valores medidos incluem −890.8 kJ por mol para o metano, −285.8 kJ para o hidrogênio, −1366.8 kJ para o etanol e −726.1 kJ para o metanol. Por grama, o quadro muda. O metano libera cerca de 55.5 kJ por grama; o etanol, cerca de 29.7 kJ por grama; e o hidrogênio, por ser tão leve, cerca de 141.8 kJ por grama. A OpenStax estima que a combustão de um litro de isooctano, componente comum da gasolina, libera 33 100 kJ. Nem toda reação útil é exotérmica. O ozônio se forma a partir do oxigênio nas camadas altas da atmosfera por um processo endotérmico movido pela luz ultravioleta, e nitrogênio e oxigênio absorvem 180.5 kJ para formar dois mols de monóxido de nitrogênio, por isso essa reação ocorre principalmente nos cilindros muito quentes dos motores.

Por que os combustíveis precisam de uma faísca

Se a queima do metano libera tanta energia, por que o gás no encanamento da cozinha não pega fogo sozinho? Porque a reação precisa primeiro romper ligações para depois formar novas. As moléculas precisam colidir com uma energia mínima, a energia de ativação Eₐ, para alcançar a configuração instável no topo da barreira, chamada estado de transição. À temperatura ambiente, quase nenhuma colisão tem tanta energia. Uma faísca ou um fósforo fornece energia para as primeiras reações, e o calor liberado por elas mantém as demais acontecendo.

Deslize o ponto pela curva no laboratório. Na subida, as ligações se esticam e a energia aumenta. No topo, as ligações antigas estão parcialmente rompidas e as novas, parcialmente formadas. Na descida, as novas ligações terminam de se formar e há liberação de energia. A altura da barreira determina a velocidade da reação, assunto da próxima unidade; a diferença entre as duas extremidades determina quanto calor é liberado. Um catalisador, ativado pelo botão, oferece um caminho mais fácil, com uma barreira mais baixa, mas as duas extremidades permanecem no mesmo lugar. Por isso, ΔH não muda.