Download - TERMOQUÍMICA
29/03/2012
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CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL II
DOCENTE: Hygor R. Oliveira
A Sociedade moderna
Energia para a sua existência
depende de
Quase toda a energia de que dependemos é
derivada de reações químicas:
Nos alimentos para produzir a energia necessária para a
manutenção de nossas funções biológicas.
INTRODUÇÃO INTRODUÇÃO
Queimamos combustíveis fósseis (carvão, petróleo, gás
natural) para produzir a maior parte da energia que nos
transporta de um lugar para outro. ( automóvel, Trem, avião)
Reações Químicas
Alimentos e combustíveis
Que envolvem
Liberam
ENERGIA
A quebra da água em hidrogênio e oxigênio
Absorção de Energia
Demanda
Por outro lado:
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Processos Químicos
Realizar Trabalho
podem
TERMODINÂMICA
( Thérme : calor , Dy ’ namis : energia )
O ESTUDO DA ENERGIA E SUAS TRANSFORMAÇÕES
INICIO: REVOLUÇÃO INDUSTRIAL
(Quando as relações entre calor, trabalho e conteúdo energético
de combustíveis foram estudados no esforço de se maximizar o
desempenho dos motores a vapor.)
TERMOQUÍMICA
ESTUDA as relações entre
reações químicas e variações de
energia envolvendo calor.
TERMODINÂMICA
TERMOQUÍMICA
TERMODINÂMICA ENERGIATRABALHO
CALOR
A) Trabalho é a energia usada para fazer
com que um objeto se mova.
B) Calor é a energia usada para fazer com
que a temperatura de um objeto aumente.
ENERGIA CINÉTICA
É a energia de movimento.
Os átomos e moléculas têm massa e estão em
movimento. Portanto, eles têm energia cinética, apesar
de ela não se tão aparente quanto a energia cinética de
objeto maiores.
ENERGIA POTENCIAL
Surge quando há uma força operando no objeto e a força
mais conhecida é a gravidade.
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Energia potencial
alta ( mgh).
A energia potencial é
convertida em energia
cinética.
ENERGIA ELETROSTÁTICA
ÁTOMOS E MOLÉCULAS
ENERGIA ELETROSTÁTICA
possuem
Que surge
Das Interações entre partículas carregadas
Um dos Objetivos da Química
Relacionar as variações de energia que vemos o mundo
macroscópico com a energia cinética ou potencial das
substâncias em nível atômico ou molecular.
Muitas substâncias, por exemplo, combustíveis, liberam
energia quando reagem.
A energia química dessas substância deve-se à energia
potencial acumulada nos arranjos dos átomos da
substância.
Não há reação química que
ocorra sem variação de energia !
A energia é conservativa. Não pode ser
criada ou destruída. Apenas transformada !
1ª Lei da Termodinâmica
As variações de energia, nas
reações químicas, manifestam-se
sob a forma de calor (geralmente)
e luz liberada ou absorvida.
A origem da energia envolvida numa
reação química decorre,
basicamente, de um novo arranjo
para as ligações químicas.
O conteúdo de energia armazenado, principalmente na
forma de ligações é chamado de ENTALPIA (enthalpein, do grego = calor) e simbolizado por H (heat).
Unidades de medidas.
JOULE (J) no SI
Quilojoules (KJ)
1 J = 1 Kg m2 / s2
1 caloria (cal): quantidade de energia necessária para elevar 1ºC a
temperatura de 1 g de água.
1 cal = 4,184 J
1 kcal = 1000 cal
1 kJ = 1000 J
Calorias
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CALOR - energia que flui de um sistema com temperaturamais alta para o outro com temperatura mais baixa.
SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo para estudo.
ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistemaatravés de reações químicas.
ENERGIA - resultado do movimento e da forçagravitacional existentes nas partículasformadoras da matéria.
TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força que se opõe a esse deslocamento.
CONCEITOS IMPORTANTES
EM UM SISTEMA ISOLADO
A ENERGIA É SEMPRE A MESMA, ELA SE CONSERVA;
PODE-SE DIZER ENTÃO QUE
A ENERGIA DO UNIVERSO É CONSTANTE.
ENTALPIA
ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIASOB PRESSÃO CONSTANTE, RESUMIDAMENTE, PODEMOSDIZER QUE É O CONTÉUDO DE CALOR DA SUBSTÂNCIA.
ENERGIA INTERNA
ENERGIA ACUMULADA POR UMA SUBSTÂNCIASOB VOLUME CONSTANTE.
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O PROCESSO DE MEDIDA DOS CALORES DE REAÇÃOÉ DENOMINADO CALORIMETRIA.
O APARELHO QUE MEDE A ENTALPIA DA REAÇÃO É DENOMINADO CALORÍMETRO.
Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro,
que nada mais é do que uma garrafa térmica (figura 1).
Para reações de combustão utiliza-se uma bomba
calorimétrica (figura 2).
figura 1 - calorímetro figura 2 - bomba calorimétrica
Nos dois casos o
calor é transferido
para uma massa
de água e obtido a
partir da
expressão
Q = m . c . T
CALORÍMETRO SISTEMAS E VIZINHANÇAS
Mudanças de Energia
Uma parte do universo limitada
e bem definida
envolvem
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Parte selecionada para ser estudada
Sistema
Chama-se
Vizinhança
Todo resto
Chama-se
Mudanças de estado físico de uma substância;
Reações químicas;
Durante a dissolução de uma substância;
Em função da energia envolvida as
reações podem ser de dois tipos:
I - Exotérmicas: transfere calor para
a vizinhança.
• processos de combustão, respiração animal.
II - Endotérmicas: absorve calor da
vizinhança.
• fotossíntese, cozimento dos alimentos.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES
TERMOQUÍMICAS
Representações gráficas (1)
Combustão do etanol - exotérmica
H2
< H1
H = H2
- H1
H < 0
CALOR LIBERADO
Fotossíntese - endotérmica
H2
> H1
H = H2
- H1
H > 0
CALOR ABSORVIDO
Representações gráficas (2)
É a representação de uma reação química em que estáespecificado:
* o estado físico de todas as substâncias.
* o balanceamento da equação.
* a variação de calor da reação ( H ).
* as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja,
temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum)
* variedade alotrópica quando existir.
Segue alguns exemplos...
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
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ESTADOS ALOTRÓPICOS MAIS
COMUNS
Carbono
Grafite Diamante
Enxofre
RômbicoMonoclínico
Rômbico e monoclínico = formas diferentes de cristalização
Fósforo
Oxigênio
Vermelho
O2
O3
(ozônio)
Branco
ESTADOS ALOTRÓPICOS MAIS
COMUNS
REAÇÃO EXOTÉRMICA
2 C(s) + 3 H2(g) C2H6(g) H= – 20,2 kcal
2 C(s) + 3 H2(g) C2H6(g) + 20,2 kcal
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Fe3O4(s) 3 Fe(s) + 2 O2(g) H= + 267,0 kcal
Fe3O4(s) 3 Fe(s) + 2 O2(g) - 267,0 kcal
2 C(s) + 3 H2(g) C2H6(g) H = – 20,2 kcal
2 C(s) + 3 H2(g) C2H6(g) + 20,2 kcal
Fe3O4(s) 3 Fe(s) + 2 O2(g) H = + 267,0 kcal
Fe3O4(s) 3 Fe(s) + 2 O2(g) - 267,0 kcal
OBSERVE
OS SINAIS
OBSERVE
OS SINAIS
REAÇÃO EXOTÉRMICA
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
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A + B C + D + CALOR
REAÇÃO EXOTÉRMICA
A + B + CALOR C + D
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
HR
HR
HP
HP
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ENTALPIA ZERO
Hº = 0ENTALPIA MAIOR QUE
ZERO Hº 0
H2(g), N2(g) e etc
O2(g)
C(grafite)
S(rômbico)
P(vermelho)
---
O3(g)
C(diamante)
S(monoclínico)
P(branco)
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ENTALPIA ZERO
Hº = 0ENTALPIA MAIOR QUE
ZERO Hº 0
H2(g), N2(g) e etc
O2(g)
C(grafite)
S(rômbico)
P(vermelho)
---
O3(g)
C(diamante)
S(monoclínico)
P(branco)
* A forma alotrópica menos estáveltem entalpia maior que zero.
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Observe a reação de formação (síntese )de um mol de água, a 25ºC e 1 atm de pressão.
H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g)
Cálculo da entalpia de formação:
H = H(produtos) - H(reagentes)
39
H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR HP H > 0
Se HR > HP H < 0
40
H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
Se HR HP H > 0
Se HR > HP H < 0
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
REAÇÃO EXOTÉRMICA
41
HR
HP
HR HP
>Se
H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
H < 0
CAMINHO DA REAÇÃO42
HR
HP
HR HP>Se
H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
H < 0
REAÇÃO EXOTÉRMICA
CAMINHO DA REAÇÃO
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HP
HR
Hp Hr>Se
H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
H > 0
CAMINHO DA REAÇÃO44
HP
HR
Hp Hr>Se
H = H (PRODUTOS) – H (REAGENTES)
H > 0
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
CAMINHO DA REAÇÃO
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* Convencionou-se entalpia zero para determinadassubstâncias simples, em razão de não ser possívelmedir o valor real da entalpia de uma substância.
* Foram escolhidas condições-padrão paraestabelecer medidas relativas.
* Terá entalpia zero qualquer substância simples que se apresente nos estados
físico e alotrópico mais comum,a 25ºC e 1atm de pressão.
OBS.:
1. Entalpia ou Calor de Formação.
2. Entalpia ou Calor de Decomposição.
3. Entalpia de Combustão.
4. Entalpia de Dissolução.
5. Entalpia de Neutralização.
6. Entalpia ou Energia de Ligação.
Tipos de Entalpias ou Calores de
Reação
Entalpia de Formação (Hf)
Corresponde à energia envolvida na
formação de um mol de substância a partir
de substâncias simples, no estado alotrópico
mais comum.
Exemplos
H2(g)
+ 1/2 O2(g)
H2O
(l)H
f= - 285,5 kJ/mol
C(grafite)
+ O2(g)
CO2(g)
Hf= - 393,3 kJ/mol
1/2 N2(g)
+ 1/2 O2(g)
NO(g)
Hf= + 45,9 kJ/mol
Entalpia de formação de substâncias simples é nula !
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CALORES PADRÃO DE FORMAÇÃO OU ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO
O índice sobrescrito º significa estado padrão.
O índice subscrito f significa formação..
É o calor desenvolvido na formação de um mol dedeterminado composto, a partir das substâncias
simples correspondentes no estado padrão.
Representa-se por: Hfº
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SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol) SUBSTÂNCIA Hº (kcal/mol)
H2O(v) -57,8 NH3(g) -11,0
H2O(l) -68,4 HF(g) -64,2
H2O(s) -69,8 HCl(g) -22,1
CO(g) -26,4 HBr(g) -8,7
CO2(g) -94,1 HI(g) -6,2
CH4(g) -17,9 HNO3(l) -41,5
H3COH(l) -57,0 C12H22O11(s) -531,5
C2H5OH(l) -66,4 NaCl(s) -98,5
ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO
50
H = H(produtos) – H(reagentes)
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g ) H = ?
H = HºH2O(l) – (Hº H2(g) + 1/2 Hº O2(g))
Hº H2(g )= Hº O2(g) = zero
H = HºH2O(l) HºH2O(l)= – 68,4kcal/mol
COMO
eENTÃO
H = – 68,4kcal/mol
51
LEI DE HESSA entalpia de uma reação depende apenas dos estados iniciais e finais da reação, não depende dos estados intermediários,
ou seja a reação é a mesma para uma ou mais etapas.
CÁLCULOS DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
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OBSERVE AS EQUAÇÕES:
C(grafite)+ 1/2O2(g) CO(g) H = – 26,4kcal/mol
CO(g) + 1/2O2(g) CO2(g) H = – 67,6kcal/mol
Ex. 1 - Cálculo da entalpia da reação de formação do gás carbônico:
C(grafite)+ O2(g) CO2(g) H = ? kcal/mol
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EFETUAMOS A SOMA ALGÉBRICA DAS MESMAS.
1ª etapa: C(grafite)+ 1/2O2(g) CO(g) H1 = – 26,4kcal/mol
2ª etapa: CO(g) + 1/2O2(g) CO2(g) H2 = – 67,6kcal/mol
H = – 94,0kcal/mol
CONCLUINDOH = H1 + H2
H = – 94,0kcal/mol
Note que os termos semelhantes em membros opostos se anulam.
Etapa final: C(grafite)+ O2(g) CO2(g)
[email protected],br 54
Ex 2 - Dadas as equações:
C(grafite )+ O2(g) CO2(g) H1 = – 94,0kcal/mol
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H2 = – 68,4kcal/mol
C(grafite)+ 2H2(g) CH4(g) H3 = – 17,9kcal/mol
Calcular a entalpia da reação:
CH4(g) + O2(g) CO2(g)+ H2O(l)
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As equações dadas deverão ser arrumadas de tal modoque a sua soma resulte na equação-problema.
C(grafite )+ O2(g) CO2(g) H1 = – 94,0kcal/mol
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H2 = – 68,4kcal/mol
C(grafite)+ 2H2(g) CH4(g) H3 = – 17,9kcal/mol
Equação-problema:
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g)+ 2H2O(l)
I)
II)
III)
Agora vamos identificá-las com algarismos romanos.
Resolução:
Não esqueça de
balancear a equação!!!!!
56
Agora, invertemos a equação III de modo a obter ometano ( CH4 ) como reagente.
CH4(g) C(grafite)+ 2H2(g) H3 = + 17,9kcal/mol
Observe a inversão de sinal do H3
Devemos manter a equação I pois dessa forma obteremos gás carbônico como produto.
C(grafite )+ O2(g) CO2(g) H1 = – 94,0kcal/mol
2( H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H2 = -68,4kcal/mol)
Multiplicar por 2 a equação II para que os coeficientesfiquem ajustados.
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) H2 = – 136,8 kcal/mol
O H2 também é multiplicado
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Finalmente aplica-se a soma algébrica das equações, inclusive das variações de entalpia.
CH4(g) C(grafite)+ 2H2(g) H3 = + 17,9 kcal/mol
C(grafite )+ O2(g) CO2(g) H1 = – 94,0 kcal/mol
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) H2 = – 136,8 kcal/mol
_____________________________________________________________
CH4(g) C(grafite)+ 2H2(g) H3 = + 17,9 kcal/mol
C(grafite )+ O2(g) CO2(g) H1 = – 94,0 kcal/mol
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) H2 = – 136,8 kcal/mol
_____________________________________________________________
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g)+ 2H2O(l) H = – 212,9 kcal/mol
Observe os cortes:
H = H1 + H2 + H3
Entalpia de Decomposição
Pode ser considerada como a entalpia
inversa à de formação de uma
substância.
Exemplos
H2O
(l H
2(g)+ 1/2 O
2(g) )H = + 285,5 kJ/mol
CO2(g)
C(grafite)
+ O2(g)
H = + 393,3 kJ/mol
NO(g)
1/2 N2(g)
+ 1/2 O2(g)
H = - 45,9 kJ/mol
Observe que ao inverter a equação a variação de
entalpia troca de sinal algébrico !
Entalpia de Combustão
Corresponde à energia liberada na
reação de 1 mol de substância
(combustível) com O2
puro (comburente).
Se o combustível for material orgânico
(C,H e O) a combustão pode ser de dois
tipos:
I - Completa: os produtos são CO2
e H2O.
II - Incompleta: além dos produtos acima
forma-se, também, CO e/ou C (fuligem).
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Combustão completa CHAMA AZUL
CH4
+ 2O2 CO
2+ H
2O H = - 889,5 kJ/mol
C3H
8+ 5O
2 3CO
2+ 4H
2O H = - 1.400 kJ/mol
Na combustão incompleta a chama
é alaranjada.
A combustão do C também é
a formação do CO2
!
62
A gasolina possui maior poder clalorífico que o álcool. Para cada litro de gasolina queimado são produzidos
aproximadamente 8000 quilocalorias, enquanto para cadalitro de álcool queimado, temos a produção de
aproximadamente 5000 quilocalorias.
Veja a tabela de calorias de alguns alimentos, a seguir.
O PODER CALÓRICO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS
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ALIMENTO Kcal/g ALIMENTO kcal/g
Cerveja 0,3 Feijão 3,5
Leite 0,7 Arroz 3,6
Peixe carne branca 0,8 Queijo prato 3,7
Batata 1,1 Carne de vaca 3,9
Ovos 1,6 Açúcar 3,9
Sorvete 1,7 Farinha de soja 4,3
Frango 2,3 Chocolate 5,2
Pão branco 2,3 Amendoim 5,6
Bife 2,7 Carne de porco 5,8
Milho 3,4 Manteiga 7,5
64
A variação de entalpia de uma reação pode ser calculada, conhecendo-se apenas as entalpias de formação dos seus reagentes e produtos.
H = H(produtos) – H(reagentes)
[email protected],br 65
C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) H = ? – kcal/mol
Consultando a tabela de calores de formação:
SUBSTÂNCIAS
C3H8(g)
CO2(g)
H2O(g)
O2(g)
H
-24,8kcal/mol-94,1kcal/mol-57,8kcal/mol
zero
Observe a equação:
66
H = H(produtos) – H(reagentes)
H = [ 3(-94,1) + 4(-57,8)] - (-24,8 + zero)
H = [3HCO2(g)+ 4H H2O(g) ] - (HC3H8(g)+ 5HO2(g) )
H = - 488,7 kcal/mol
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Entalpia de Dissolução
Corresponde ao calor liberado ou absorvido
na dissolução (às vezes seguida de
dissociação) de 1 mol de substância de tal
modo que pela adição de quantidades
crescentes de água, seja alcançado um
limite a partir do qual não há mais liberação
ou absorção de calor.
Exemplos
H2SO
4(l)+ aq H
2SO
4(aq)H = - 22,9 kJ/mol
NH4NO
3(s)+ aq NH
4
+NO
3
-
(aq)H = + 26,3kJ/mol
Entalpia de Neutralização
Corresponde ao calor liberado
na formação de 1 mol de água,
a partir da neutralização de 1
mol de íons H+
por 1 mol de íons
OH-, em solução aquosa diluída.
Exemplos
HCl + NaOH NaCl + H2O H - 58,0 kJ/mol
HNO3
+ KOH KNO3
+ H2O H - 58,0 kJ/mol
Na reação de ácidos fortes com bases fortes a variação de
entalpia é aproximadamente constante pois a reação é
sempre: H+
+ OH- H
2O !
Entalpia ou Energia de Ligação
É a quantidade de calor absorvida na
quebra de 6,02.1023
ligações de
determinada espécie, supondo as
substâncias no estado gasoso, à 250
C.
A quebra de ligações é sempre um processo
endotérmico enquanto a formação de
ligações será sempre exotérmico.
Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de
ligações (H > 0) e nos produtos ocorrerá
formação de ligações (H < 0) .
Exemplos de energias de ligação
71
É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UM MOL DELIGAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA NO ESTADO GASOSO.
EX. Para romper um de ligação H – O são necessárias 462,3kJ.
Para romper um de ligação H – C são necessárias 412,9kJ.
Para romper um de ligação O = O são necessárias 744,0kJ.
.* esses valores são tabelados
ENERGIA DE LIGAÇÃO
72
Para romper um mol de água no estado gasoso, teremos:
H2O(l) 2H(g) + O(g) H = ? kJ/mol
O
H H
462,3 kJ
H2O(l) 2H(g) + O(g) H = 924,6 kJ/mol
462,3 kJ
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Observe a reação em que todos os participantes estãono estado gasoso:
H|
C— O — H + 3/2O2 O = C = O + 2H2O
|H
H—
Para romper as ligações intramoleculares do metanol e dooxigênio, serão absorvidos, para:
1 mol de O — H +464,0 kj + 464,0 kj1 mol de C — O +330,0 kj + 330,0 kj3 mols de C — H 3 (+413,0 kj) + 1239,0 kj 3/2 mols de O = O 3/2 (+493,0 kj) + 739,5 kj
TOTAL ABSORVIDO + 2772,5 kj74
H|
C— O — H + 3/2O2 O = C = O + 2H2O
|H
H—
Para formar as ligações intramoleculares do CO2 e da água, serão liberadas:
2 mols de C = O 2 (-7444,0 kj) -1 488,0 kj2 mols de H — O 2 ( - 464,0 kj) - 928,0 kj
TOTAL LIBERADO -2 416,0 kj
Produtos:
[email protected],br 75
H = H(reagentes) + H(produtos)
O cálculo final será:
H = 2 772,5kj + (- 2 416kj)
H = 356,5kj
CALORLIBERADO
CALORABSORVIDO
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A quebra de ligação envolveabsorção de calor
Processoendotérmico
A formação de ligação envolveliberação de calor
Processo exotérmico
H H—
H H—