TEORIA GRACELI GERAL E UNIFICATÓRIA DIMENSIONAL.

 

 TEORIA GENERALIZADA GRACELI DA ABSORÇÃO, EMISSSÃO, TRANSIÇÃO, TRANSFERÊNCIA DE ENERGIA E MOMENTUN, TUNELAMENTO, DIFUSÃO, REFRAÇÃO, RETRAÇÃO, FUSÕES, DILATAÇÃO,  E OUTROS.

E  PONTOS CRÍTICOS DE FUSÕES, EBULIÇÕES, MUDANÇAS DE FASES, ENTROPIAS, ENTALPIAS, ETC.

ACELERAÇÕES DE FENÔMENOS TERMICOS, RADIAÇÕES, E DILATAÇÕES., ETC.

ISTO PARA TODOS OS FENÔMENSO DENTRO DAS FÍSICAS E QUÍMICAS.

SENDO QUE CADA UM DESTES FENÔMENOS CONTÉM RELAÇÕES ENTRE SI E CONFORME OS TIPOS DE MATERIAIS E MESMO NUM MESMO TIPO DE  MATERIAL VARIA DE UNS PARA OUTROS, .

EXEMPLO.

COMO DE FERRO PARA ALUMÍNIO, E DE ALGUNS ALUMÍNIOS PARA OUTROS ALUMÍNIOS,

O MESMO PARA TODOS OS TIPOS DE MATERIAIS E ELEMENTOS QUÍMICO, MOLÍCULAS E PARTÍCULAS.

E CONORME O SISTEMA DO INFINITO-DIMENSIONAL GRACELI.

OU SEJA, UM RELATIVISMO QUÍMICO E FÍSICO QUÍMICO.

 RELATIVIDADE DIMENSIONAL GRACELI.

 

TEORIA GRACELI GERAL E UNIFICATÓRIA DIMENSIONAL.

outubro 27, 2021

TEORIA GRACELI GERAL E UNIFICATÓRIA DIMENSIONAL.

ONDE CADA INFINITA PARTÍCULA TEM INFINITAS DIMENSÕES FORMANDO UM SISTEMA GERAL UNIFICATÓRIO COM PADRÕES DE VARIAÇÕES CONFORME AS PARTÍCULA QUE NO CASO PASSAM A REPRESENTAR DIMENSÕES, PADRÕES DE ENERGIAS E E PADRÕES POTENCIAIS DE TRANSFORMAÇÕES, INTERAÇÕES CATEGORIAS FÍSICAS DE GRACELI E OUTROS.

NA TEORIA DAS CORDAS PARTÍCULAS SÃO REPRESNTADAS POR VIBRAÇÕES.

JÁ NA TEORIA GRACELI GERAL E UNIFICATÓRIA DIMENSIONAL. NO CASO SÃO REPRENTADOS POR DIMENSÕES FÍSICAS E QUÍMICA DE GRACELI.

TEORIA FÍSICA DE GRACELI GENERALIZADA ENTRE SDCTIE , TENSORES DE GRACELI, NO :

sistema indeterminístico Graceli ; SISTEMA GRACELI INFINITO-DIMENSIONAL

setembro 20, 2021

 sistema indeterminístico Graceli ;

SISTEMA GRACELI INFINITO-DIMENSIONAL = sdctie graceli, sistema de infinitas dimensões +

SISTEMA DE TENSOR G+ GRACELI , ESTADOS FÍSICOS -QUÍMICO-FENOMÊNICO DE GRACELI CATEGORIAS E Configuração eletrônica dos elementos químico

SISTEMA GRACELI INFINITO-DIMENSIONAL.

 SISTEMA GRACELI INFINITO-DIMENSIONAL.

COM  ELEMENTOS DO SISTEMA SDCTIE GRACELI, TENSOR G+ GRACELI CAMPOS E ENERGIA, E ENERGIA, E CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ELEMENTOS QUÍMICO, E OUTRAS ESTRUTURAS.

ESTADO E NÚMERO QUÂNTICO, NÍVEIS DE ENERGIA DO ÁTOMO, FREQUÊNCIA. E OUTROS.

  TENSOR G+ GRACELI, SDCTIE GRACELI, DENSIDADE DE CARGA E DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA, NÍVEIS DE ENERGIA, NÚMERO E ESTADO QUÂNTICO. + POTENCIAL DE SALTO QUÂNTICO RELATIVO AOS ELEMENTOS QUÍMICO COM O SEU RESPECTIVO  E ESPECÍFICO NÍVEL DE ENERGIA.

SISTEMA MULTIDIMENSIONAL  GRACELI

ONDE A CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA TAMBÉM PASSA A SER DIMENSÕES FÍSICO-QUÍMICA DE GRACELI.

Configuração eletrônica dos elementos químicos. [parte do sistema Graceli infinito-dimensional].

DENTRO DE UMA CONCEPÇÃO QUE CADA ÁTOMO É FORMADO DE INFINITAs OUTRAS PARTÍCULAS, E COM INFINITAS OUTRAS ENERGIAS, INTERAÇÕES, TRANSFORMAÇÕES, E OUTROS FENÔMENOS, LOGO SE TEM EM CADA ÁTOMO E OU ELEMENTO QUÍMICO INFINITAS OUTRAS DIMENSÕES. COM INFINITAS VARIAÇÕES NAS CATEGORIAS DE GRACELI , QUE  SÃO: OS POTENCIAIS, TIPOS, NÍVEIS, E TEMPO DE AÇÃO ESPECÍFICO  DO FENÔMENO.

ONDE NOS SISTEMAS  DE GRACELI CATEGORIAS,  FENÔMENOS, ESTADOS, ENERGIAS, ESTRUTURAS, E OUTROS SÃO TIPOS E FORMAS DE DIMENSÕES..

FLUXOS ALEATÓRIOS DE ENERGIAS ELÉTRICA,  E FLUXOS DE SALTOS QUÂNTICOS INFINITESIMAIS E INDETERMINADOS.

SENDO QUE VARIAM CONFORME O SISTEMA INFINITO-DIMENSIONAL.

O SISTEMA INFINITO-DIMENSIONAL DE GRACELI, ASSIM, COMO O SISTEMA SDCTIE GRACELI [SISTEMA ENVOLVENDO DIMENSÕES DE GRACELI, E SUAS CATEGORIAS, ESTADOS FÍSICOS E ESTADOS FÍSICOS DE GRACELI, TRANSFORMAÇÕES E INTERAÇÕES], E OS TENSORES DE GRACELI TEM AÇÃO EM TODA A FÍSICA EM TODOS OS SEUS RAMOS E E DIVISÕES, ASSIM, COMO A QUÍMICA E A BIOLOGIA, QUE TODOS ESTES SE FUNDAMENTEM EM ENERGIAS, ONDAS, ESTRUTURAS, CATEGORIAS, ESTADOS, ESPECTROS, DIMENSÕES, E OUTROS.

OU SEJA, DENTRO DE UM SISTEMA GERAL DE GRACELI TODA FÍSICA DAS ESTRTURUAS, ENERGIAS, ONDAS, DIMENSÕES, ESTADOS, E CATEGORIAS. ESTÃO INSERIDOS NESTES SISTEMA DE GRACELI.

dentro de uma concepção que a matéria é infinitésima em termos de tipos e ínfimos diâmetro, logo esta diferenciação faz com que cada ínfima e infinitésima parte tenha ações, transformações, interaçõs, potenciaidades, e outros diferentes de uma das outras. logo se tem infinitas dimensões para cada ínfima e infinitésima parte e tipo.

VEJAMOS;

Em termodinâmica, a relação de Gibbs-Duhem descreve as variações do potencial químico associadas as diferentes componentes de um sistema. Ela é consequência direta da relação de Euler para funções homogêneas e se escreve para um sistema de ${\displaystyle I}$ componentes^[1]:

${\displaystyle \sum _{i=1}^{I}N_{i}\,\mathrm {d} \mu _{i}=-S\,\mathrm {d} T+V\,\mathrm {d} p\,}$

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sistema indeterminístico Graceli ; SISTEMA GRACELI INFINITO-DIMENSIONAL

sendo ${\displaystyle N_{i}}$ o número de moles da componente i, ${\displaystyle \mu _{i}}$ o potencial químico da componente i, ${\displaystyle S}$ a entropia do sistema, ${\displaystyle T}$ a temperatura, ${\displaystyle V}$ o volume e ${\displaystyle p}$ a pressão.

Equação de Gibbs-Helmholtz

Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.

A Equação de Gibbs-Helmholtz segue a seguinte fórmula:

${\displaystyle {\biggl (}{\operatorname {\partial } \!(\Delta G/T) \over \operatorname {\partial } \!T}{\Biggr )}_{P}=-{\operatorname {\Delta H} \! \over \ T^{2}}}$

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sistema indeterminístico Graceli ; SISTEMA GRACELI INFINITO-DIMENSIONAL

Sendo ΔG a variação da Energia Livre de Gibbs, T a Temperatura, P a Pressão e ΔH a Entalpia do processo.

Essa equação é aplicada em processos cuja entalpia é conhecida, permitindo facilmente obter-se a variação da Energia Livre de Gibbs em função da temperatura para um sistema cuja pressão é mantida constante.

Aplicação em Reações Químicas

Pode ser utilizada para gases ideais ou reais, possuindo aplicações nas áreas de Química, Engenharia Metalúrgica e Engenharia Química.

As aplicações típicas da equação são à partir da forma padrão o é a pressão padrão, já que valores de ΔG em uma determinada temperatura

são tabelados ou facilmente determinados experimentalmente.

${\displaystyle \left({\frac {\partial (\Delta G^{\ominus }/T)}{\partial T}}\right)_{p}=-{\frac {\Delta H}{T^{2}}}}$

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Integrando a reação por separação de variáveis obtêm-se a fórmula:

${\displaystyle {\frac {\Delta G^{\ominus }(T_{2})}{T_{2}}}-{\frac {\Delta G^{\ominus }(T_{1})}{T_{1}}}=\Delta H^{\ominus }\left({\frac {1}{T_{2}}}-{\frac {1}{T_{1}}}\right)}$

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Essa equação permite o cálculo de qualquer variação de ΔG em qualquer temperatura desejada à partir do valor já conhecido.

Relação com a constante de Equilíbrio

O termo abaixo que surge na Equação de Gibbs-Helmholtz para uma isoterma:

${\displaystyle {\frac {\Delta G^{\ominus }}{T}}=-R\ln K}$

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Relaciona a Energia Livre de Gibbs com a constante de equilíbrio K, permitindo o desenvolvimento da Equação de Van't Hoff.

A equação de Antoine é um tipo de semicorrelação empírica que descreve a relação entre pressão de vapor e temperatura de substâncias puras. A equação de Antoine é derivada da relação de Clausius–Clapeyron. A equação foi apresentada em 1888 pelo engenheiro francês Louis Charles Antoine.^[1]

Índice

• 1A equação
• 2Intervalo de validade
• 3Exemplos de parâmetros
  • 3.1Exemplo de cálculo
• 4Unidades
• 5Extensão da equação de Antoine
• 6Ver também
• 7Referências
• 8Bibliografia
• 9Ligações externas

A equação

${\displaystyle \log _{10}p=A-{\frac {B}{C+T}}}$

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onde p é a pressão de vapor, T é a temperatura e A, B e C são parâmetros constantes específicos para uma determinada substância.

A forma simplificada com C igual a zero é chamada de equação de August, em referência ao físico alemão Ernst Ferdinand August:

${\displaystyle \ln p=A-{\frac {B}{T}}}$

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A equação de August descreve uma relação linear entre o logaritmo da pressão e a recíproca da temperatura. Isso pressupõe uma entalpia de vaporização independente da temperatura. A equação de Antoine permite uma descrição melhorada, porém ainda inexata, da alteração da entalpia de vaporização com a temperatura.

A equação de Antoine também pode ser expressa com a temperatura explícita a partir de simples manipulações algébricas:

${\displaystyle T={\frac {B}{A-\ln p}}-C}$

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Intervalo de validade

Por não ser suficientemente flexível, a equação de Antoine não pode ser usada para descrever toda a curva depressão de vapor saturado, do ponto triplo até o ponto crítico. Por conta disso, vários conjuntos de parâmetros para uma única substância são comumente usados. Um conjunto de parâmetros para pressão baixa é usado para descrever a curva de pressão de vapor até o ponto de ebulição normal, enquanto um segundo conjunto de parâmetros é usado para o intervalo do ponto de ebulição normal até o ponto crítico.

• Desvios típicos de um ajuste de parâmetros em função da temperatura (dados experimentais para o benzeno). Quanto mais parâmetros, menor o desvio
• 

  Desvios de um ajuste da equação de Antoine (dois parâmetros)

 
• 

  Desvios de um ajuste da equação de Antoine (três parâmetros)

 
• 

  Desvios de um ajuste da equação DIPPR 101 (quatro parâmetros)

Exemplos de parâmetros

Substância	A	B	C	T min. °C	T máx. °C
Água	8,07131	1730,63	233,426	1	100
Água	8,14019	1810,94	244,485	99	374
Etanol	8,20417	1642,89	230,300	-57	80
Etanol	7,68117	1332,04	199,200	77	243

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Os parâmetros são dadas em °C e mmHg.

Exemplo de cálculo

O ponto de ebulição normal do etanol é T_B = 78,32 °C. Usando o primeiro e o segundo conjunto de parâmetros para o etanol, respectivamente, tem-se que:

${\displaystyle P=10^{(8{,}20417-{\frac {1642{,}89}{78{,}32+230{,}300}})}=760{,}0\ \mathrm {mmHg} }$

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${\displaystyle P=10^{(7{,}68117-{\frac {1332{,}04}{78{,}32+199{,}200}})}=761{,}0\ \mathrm {mmHg} }$

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(760 mmHg = 101,325 kPa = 1,000 atm = pressão normal)

Esse exemplo mostra um grave problema causado pelo uso de dois diferentes conjuntos de parâmetros. A pressão de vapor descrita não é contínua no ponto de ebulição normal, forencendo dois valores diferentes para a dita pressão. Isso gera grandes problemas para técnicas computacionais que dependem de uma curva de pressão de vapor contínua.

Existem duas soluções possíveis: a primeira abordagem utiliza apenas um conjunto de parâmetros para um grande intervalo de temperatura, aceitando o desvio característico entre os valores de pressão de vapor real e o valor calculado. Uma variante dessa abordagem é pela utilização de um conjunto especial de parâmetros ajustado para a faixa de temperatura examinada. A segunda solução é utilizar uma equação de pressão de vapor com mais de três parâmetros. As equações comumente utilizadas para isso são extensões simples da equação de Antoine, como a equação de DIPPR ou de Wagner.^[2][3]

As relações de Maxwell são um conjunto de equações em termodinâmica que são produzidas a partir da simetria das segundas derivadas e das definições dos potenciais termodinâmicos. Essas relações são nomeadas em homenagem ao físico do século XIX James Clerk Maxwell.

Índice

• 1Equações
• 2As quatro relações mais comuns
  • 2.1Derivação
• 3Relações de Maxwell gerais
• 4Outros potenciais
• 5Ver também
• 6Referências

Equações

A estrutura das relações de Maxwell é caracterizada pela igualdade entre as segundas derivadas de funções contínuas. Segue-se diretamente a partir do fato de que a ordem de diferenciação de uma função analítica de duas variáveis é irrelevante (teorema de Schwarz). No caso das relações de Maxwell, se a função Φ considerada é um potencial termodinâmico e ${\displaystyle x_{i}}$ e ${\displaystyle x_{j}}$ são duas variáveis naturais diferentes para esse potencial, escreve-se^[1] (pelo teorema de Clairaut-Schwarz):

${\displaystyle {\frac {\partial }{\partial x_{j}}}\left({\frac {\partial \Phi }{\partial x_{i}}}\right)={\frac {\partial }{\partial x_{i}}}\left({\frac {\partial \Phi }{\partial x_{j}}}\right)}$,

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onde as derivadas parciais são tomadas com todas as outras variáveis naturais mantidas constante. Observa-se que, para cada potencial termodinâmico, existem n(n-1)/2 possíveis relações Maxwell, onde n é o número de variáveis naturais para esse potencial.

As quatro relações mais comuns

As quatro relações de Maxwell mais comuns são as igualdades das segundas derivadas de cada um dos quatro potenciais termodinâmicos, com respeito a sua variável térmica natural (temperatura T ou entropia S) e a sua variável mecânica natural (pressão p ou volume V). Aqui resumimos:

Para a energia livre de Helmholtz:

${\displaystyle F=F(V,T)\rightarrow \left({\frac {\partial S}{\partial V}}\right)_{T}=\left({\frac {\partial p}{\partial T}}\right)_{V}}$;

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Para a entalpia:

${\displaystyle H=H(S,p)\Rightarrow \left({\frac {\partial T}{\partial p}}\right)_{S}=\left({\frac {\partial V}{\partial S}}\right)_{p}}$;

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Para a energia livre de Gibbs:

${\displaystyle G=G(T,p)\Rightarrow \left({\frac {\partial S}{\partial p}}\right)_{T}=-\left({\frac {\partial V}{\partial T}}\right)_{p}}$;

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E para a energia interna:

${\displaystyle U=U(S,V)\Rightarrow \left({\frac {\partial T}{\partial V}}\right)_{S}=-\left({\frac {\partial p}{\partial S}}\right)_{V}}$.

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Os quadrados termodinâmicos (de Born) podem ser usados como um mnemônico para recordar e derivar essas relações. A utilidade das relações de Maxwell está nas quantificação de variações de entropia, que não são diretamente mensuráveis, em termos de quantidades mensuráveis como temperatura, volume e pressão.

Derivação

As relações de Maxwell são baseadas em regras simples de diferenciação parcial, em particular o diferencial total de uma função e a simetria para avaliação de derivadas parciais de segunda ordem.^[2]

[Expandir]Derivação

[Expandir]Derivação estendida

Relações de Maxwell gerais

O alistamento acima não encerra todas as relações de Maxwell. Quando outros termos de trabalho envolvendo outras variáveis naturais, além do volume, são considerados ou quando o número de partículas é incluído como uma variável natural, outras relações de Maxwell se tornam aparentes. Por exemplo, se tivermos um gás de um único componente cujo número de partículas N é também uma variável natural, então a relação de Maxwell para a entalpia no que diz respeito à pressão e ao número de partículas seria

${\displaystyle \left({\frac {\partial \mu }{\partial p}}\right)_{S,N}=\left({\frac {\partial V}{\partial N}}\right)_{S,p}}$,

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em que ${\displaystyle \mu }$ é o potencial químico. No que diz respeito à entropia e ao número de partículas seria

${\displaystyle \left({\frac {\partial \mu }{\partial S}}\right)_{p,N}=\left({\frac {\partial T}{\partial N}}\right)_{p,S}}$.

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Assim, para H=H(S,p,N) temos n=3 variáveis e n(n-1)/2=3 relações de Maxwell.

A termoquímica, também chamada de termodinâmica química, é o ramo da físico-química que estuda as quantidades de calor (energia) absorvidas ou liberadas em reações químicas, assim como as transformações físicas, tais como a fusão e a ebulição, baseando-se em princípios da termodinâmica.^{[1][2][3][4][5]}

A termoquímica genericamente é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como misturas, 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.^[1][6]

Índice

• 1História
• 2Princípios
  • 2.1Calor e calorimetria
  • 2.2Energia interna
  • 2.3Entalpia
  • 2.4Reações exotérmicas e endotérmicas
  • 2.5Energia de ativação
• 3Ver também
• 4Referências
• 5Bibliografia
• 6Ligações externas

História

A termoquímica apoia-se sobre duas generalizações:^[7]

1. Leis de Lavoisier e Laplace (1780): A transferência de energia acompanhando qualquer transformação é igual e oposta à transferência de energia acompanhando o processo reverso.^[8]
2. 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.^[9]

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_p. A integração dessa equação permite avaliar o calor de reação a uma temperatura a partir de valores em outra temperatura.^[10][11]

Princípios

Princípios da Química
Físico-Química[Expandir]
Química orgânica[Expandir]
v d e

Calor e calorimetria

Ver artigos principais: Calor e 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 primeira revolução industrial, que transformava a energia térmica em trabalho.^[1]

A calorimetria é o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas pelos fenômenos físicos e químicos.^[12] Para o desenvolvimento experimental da medição do calor, foram construídos os calorímetros, aparelhos utilizados para efetivamente medir o calor trocado. Um dos mais simples calorímetros 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 módulo, igual ao calor cedido pelo corpo ou pela reação. Portanto, denominando-se por ${\displaystyle m}$ a massa de água do calorímetro, por ${\displaystyle c}$ o calor específico da água, e por ${\displaystyle \Delta T}$ a variação na temperatura da água, temos que o calor trocado ${\displaystyle Q}$ é tal que:^[13]

${\displaystyle Q=mc\Delta T}$

Energia interna

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Ver 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 átomos e/ou moléculas, 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.^[14]

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.^[14]

Entalpia

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 (${\displaystyle {\ce {C}}}$) no carvão reage com o gás oxigênio (${\displaystyle {\ce {{O2}}}}$) da atmosfera, produzindo monóxido de carbono (${\displaystyle {\ce {{CO}}}}$). Resume-se a reação na seguinte equação, já balanceada:^[14]

${\displaystyle {\ce {2{C}+ {O2}-> 2{CO}}}}$

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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 ${\displaystyle {\ce {{O2}}}}$ que se transformou em 2 mols de ${\displaystyle {\ce {{CO}}}}$.

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 (${\displaystyle H}$) 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.^[14]

Com isso, a variação de entalpia (${\displaystyle \Delta H}$) é a medida da quantidade de calor (${\displaystyle Q}$) liberada ou absorvida pela reação, à pressão constante (${\displaystyle P}$). Ou seja:^[14]

${\displaystyle \Delta H=Q}$, a ${\displaystyle P}$ constante

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Reações exotérmicas e endotérmicas

Ver artigos principais: Reação exotérmica e Reação endotérmica

Reações exotérmicas são as reações que produzem ou liberam calor, como por exemplo a queima de carvão e a combustão da gasolina.^[1] Nelas, a entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos produtos, resultando em uma variação negativa de entalpia (${\displaystyle \Delta H<0}$). Já as reações endotérmicas são exatamente o oposto, absorvendo calor para poder serem realizadas, como a decomposição de carbonato de cálcio a síntese de óxido nítrico.^[12] Nessas reações, a entalpia dos reagentes é menor que a entalpia dos produtos, resultando em uma variação positiva (${\displaystyle \Delta H>0}$).^{[2][3][4][5][14]}

Como exemplo comparativo, a reação que tem como produto H₂O é exotérmica, pois libera calor. Já a reação inversa é endotérmica, porque necessita de calor para que se gerem os produtos:^[15]

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

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

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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.

Uma equação termoquímica é uma forma de se representar uma reação química, semelhante a uma equação química comum, que informa a variação de entalpia resultante do processo, a pressão e a temperatura ambiente, podendo informar também os estados físicos dos reagentes e produtos. Quando não são informadas a pressão e a temperatura, considera-se as condições ambiente (também chamada de estado ou condição padrão de uma substância), onde pressão = 1 atm e temperatura = 25ºC, ou 298K. Exemplo de reação termoquímica:

${\displaystyle {\begin{matrix}{{\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}{O_{2}}_{(g)}+{H_{2}}_{(g)}\rightarrow {H_{2}O}_{(g)}}&{\Delta H=-240\ kJ/mol}\end{matrix}}\,\!}$

${\displaystyle {\begin{matrix}2R\rightarrow 2P&\Delta H=2x\end{matrix}}\,\!}$

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O sinal da entalpia determina a quantidade de energia absorvida ou liberada pela reação. Uma entalpia positiva mostra uma reação endotérmica, que absorve energia. Uma entalpia negativa mostra uma reação exotérmica, que liberta energia.

Notação alternativa

A notação padrão de fórmulas termoquímicas é a seguinte:

${\displaystyle {\begin{matrix}Reagentes\rightarrow Produtos&\Delta H=Energia\end{matrix}}\,\!}$

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Há também uma notação alternativa:

• Para as reações endotérmicas: ${\displaystyle Reagentes+Energia\rightarrow Produtos\,\!}$
• Para as reações exotérmicas: ${\displaystyle Reagentes\rightarrow Produtos+Energia\,\!}$
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Soma de reações termoquímicas

Da mesma forma que se faz em reações químicas comuns, é possível somar reações termoquímicas para eliminar coeficientes. Quando é necessário inverter uma reação, é necessário também inverter o sinal da variação de entalpia.

Exemplo:

${\displaystyle {\begin{matrix}A\rightarrow D&\Delta H=x\\B+D\rightarrow C&\Delta H=y\end{matrix}}\,\!}$

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Somando essas equações, obtém-se uma terceira:

${\displaystyle {\begin{matrix}A+B\rightarrow C&\Delta H=x+y\end{matrix}}\,\!}$

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A equação de van 't Hoff, em termodinâmica química, relaciona a variação da constante de equilíbrio (K) com a variação da temperatura, proporcional a diferença de entalpia padrão ${\displaystyle \ \Delta H^{\circ }}$ dividido pelo quadrado da temperatura. Esta equação foi proposta inicialmente por Jacobus Henricus van 't Hoff.

${\displaystyle {\frac {d{\mbox{ ln K}}}{dT}}={\frac {\Delta H^{\circ }}{RT^{2}}}}$

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sistema indeterminístico Graceli ; SISTEMA GRACELI INFINITO-DIMENSIONAL

Se se assume que o calor da reação, entalpia, não varia com a temperatura, a resolução desta equação diferencial é conduzida por:

${\displaystyle \ln \left({\frac {K_{2}}{K_{1}}}\right)={\frac {\Delta H^{\circ }}{R}}\left[{{\frac {1}{T_{1}}}-{\frac {1}{T_{2}}}}\right]}$

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sistema indeterminístico Graceli ; SISTEMA GRACELI INFINITO-DIMENSIONAL

Nesta equação${\displaystyle \ K_{1}}$ é a constante de equilíbrio da temperatura absoluta ${\displaystyle \ T_{1}}$ e ${\displaystyle \ K_{2}}$ é a constante de equilíbrio da temperatura absoluta ${\displaystyle \ T_{2}}$. ${\displaystyle \ \Delta H^{\circ }}$ é a variação de entalpia e ${\displaystyle \ R}$ é a constante universal dos gases perfeitos.

Considerando as relações entre energia de Gibbs, Entalpia, Entropia e a constante de equilíbrio K a pressão constante, temos:

(${\displaystyle \Delta G^{\circ }=\Delta H^{\circ }-T\Delta S^{\circ }}$ e ${\displaystyle \Delta G^{\circ }=-RT*lnK}$),

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sistema indeterminístico Graceli ; SISTEMA GRACELI INFINITO-DIMENSIONAL

a equação de Van't Hoff também poderia ser descrita da seguinte maneira:

${\displaystyle \ln \left(K\right)=-{\frac {\Delta H^{\circ }}{R}}\left[{\frac {1}{T}}\right]+{\frac {\Delta S^{\circ }}{R}}}$

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Portanto, ao representar valores de logaritmo natural da constante de equilíbrio medidos pelo equilíbrio pelo inverso da temperatura se obtém uma linha reta, cuja pendente negativa é igual a variação da entalpia dividida entre a constante dos gases e a ordenada na origem é igual a variação de entropia ${\displaystyle \ \Delta S^{\circ }}$ dividida entre a constante dos gases.