resumo espontaneidade

Espontaneidade das Reações

Introdução

Muito dos processos que ocorrem à sua volta são espontâneos, isto é, uma vez iniciados prosseguem sem a necessidade de ajuda externa. A dissolução do sal em água, a queima de carvão são exemplos de processos espontâneos.
Os processos espontâneos são aqueles que apenas são possíveis através do fornecimento contínuo de energia do meio ambiente. O cozimento de alimentos, a obtenção de metais, são exemplos de processos não espontâneos.
A constatação de que a maioria dos processos espontâneos ocorre com liberação de energia, levou à idéia de que apenas processos exotérmicos, que ocorriam com diminuição de energia do sistema, eram espontâneos.
Entretanto, a Química Moderna afirma que não se pode tomar esse preceito como uma regra geral: há reações endotérmicas espontâneas (como a reação entre amônia e água formando a base fraca hidróxido de amônio –
NH4OH); assim como há reações exotérmicas que não ocorreriam se uma fonte de ignição não fosse adicionada (como a reação entre hidrogênio e oxigênio gasosos formando água).

Entalpia

Entalpia é o conteúdo energético global de um sistema, ou seja, a soma da energia química e da energia térmica. É representada por: H
A variação da entalpia de um sistema é o calor liberado ou absorvido quando uma transformação ocorre sob pressão constante.
ΔH (reação) = ΔH (produtos) - ΔH (reagentes)
Quando a pressão e a temperatura forem as mesmas desde o estado inicial até o final, o calor da reação será a mediada do ∆H.
Na reação exotérmica, temos H2 menor que H1, de modo que ∆H tem valor negativo. Exemplo:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)

Variação de entalpia:
∆H = H2 – H1 = -68 kcal
Deste modo, um mol de água líquida possui uma energia 68 kcal a não ser que o sistema formado por 1 mol de H2 e 1/2 mol de O2 gasosos.
Reações exotérmicas são reações onde há liberação de energia, ou seja, possuem o
∆H final menor que o ∆H inicial, tendo seu ∆H total negativo. Elas