Termoquímica cpmg-pmvr e as - 2010

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Resumo sobre Termoquímica, para uso em sala de aula por meus[as] alunos[as] do CPMG.AS e do CPMG.PMVR

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Termoquímica cpmg-pmvr e as - 2010

  1. 1. SECRETARIA DE SEGURANÇA PÚBLICA/SECRETARIA DE EDUCAÇÃO POLÍCIA MILITAR DO ESTADO DE GOIÁS DIRETORIA DE ENSINO, INSTRUÇÃO E PESQUISA COLÉGIO DA POLÍCIA MILITAR UNIDADE POLIVALENTE MODELO VASCO DOS REIS E AYRTON SENNA SÉRIE TURMA DISCIPLINA DATA 2ºs  FÍSICO – QUÍMICA [QUÍMICA I] ______/______/10 PROFESSOR (A) TERMOQUÍMICA  THAIZA MONTINE Aluno (a): ______________________________________nº:____  A energia liberada nas reações químicas está presente em várias atividades da nossa vida diária. Por exemplo, a o calor liberado   na queima do gás butano que cozinha os nossos alimentos, e o calor liberado na combustão do álcool ou da gasolina que  movimenta   nossos   veículos   e   a   através   das   reações   químicas   dos   alimentos   no   nosso   organismo   que   obtemos   a   energia  necessária para manutenção da vida. A maioria das reações  químicas  ocorre  produzindo variações  de energia,  que freqüentemente  se manifestam  na forma de  variações   de   calor.   A   termoquímica   ocupa­se  do   estudo   quantitativo   das   variações   térmicas   que   acompanham   as   reações  químicas. Essas reações são de dois tipos: Reações exotérmicas: as que liberam calor para o meio ambiente. Exemplos  combustão (queima) do gás butano, C4H10 C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) + calor  combustão do etanol, C2H60: C2H60(l) + 3O2(g) => 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor Na equação  química, o calor  é representado  junto aos produtos para  significar  que foi  produzido, isto  á, liberado  para  o  ambiente durante a reação. Reações endotérmicas: as que para ocorrerem retiram calor do meio ambiente. Exemplos  decomposição da água em seus elementos: H20(l) + calor => H2(g) + 1/2 O2(g)  fotossíntese: 6 CO2(g) + 6 H20(l) + calor => C6H12O6(aq) + 6 O2(g) Na equação química, a energia absorvida á representada junto aos reagentes, significando que foi fornecida pelo ambiente aos  reagentes. MEDIDA DO CALOR DE REAÇÃO O   calor   liberado   ou   absorvido   por   um   sistema   que   sofre   uma   reação   química   á   determinado   em   aparelhos   chamados  calorímetros. Estes variam em detalhes e são adaptados para cada tipo de reação que se quer medir o calor. Basicamente, no  entanto, um calorímetro é constituído de um recipiente com paredes adiabáticas, contendo uma massa conhecida de parede  água, onde se introduz um sistema em reação. O recipiente é provido de um agitador e de um termômetro que mede a variação  de temperatura ocorrida durante a reação. A determinação do calor liberado ou absorvido numa reação química á efetuada através da expressão: 1
  2. 2. onde:  Q  é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação. Esta grandeza pode ser expressa em calorias (cal) ou em  Joules (J). O Sistema Internacional de Medidas (SI) recomenda a utilização do Joule, no entanto, a caloria ainda é muito  utilizada. Uma caloria (1 cal) é a quantidade de calor necessária para fazer com que 1,0 g de água tenha sua temperatura  aumentada de 1,0ºC. Cada caloria corresponde a 4,18 J;   m é a massa, em gramas, de água presente no calorímetro;   c é o calor especifico do liquido presente no calorímetro. Para a água seu valor é 1 cal/g . ºC;   é a variação de temperatura sofrida pela massa de água devido a ocorrência da reação. É medida em graus Celsius. A rigor, deve­se considerar a capacidade térmica do calorímetro que inclui, além da capacidade térmica da água, as capacidades  térmicas dos materiais presentes no calorímetro (agitador, câmara de reação, fios, termômetro etc.). O calor de reação pode ser medido a volume constante, num calorímetro hermeticamente fechado, ou à pressão constante, num  calorímetro   aberto.   Experimentalmente,   verifica­se   que   existe   uma   pequena   diferença   entre   esses   dois   tipos   de   medidas  calorimétricas. Essa diferença ocorre porque, quando uma reação ocorre à pressão constante, pode haver variação de volume e,  portanto, envolvimento de energia na expansão ou contração do sistema. A variação de energia determinada a volume constante é chamada de variação de energia interna, representada por ∆E, e a  variação de energia determinada à pressão constante é chamada de variação de entalpia, representada por ∆H. Como a maioria das reações químicas são realizadas em recipientes abertos, à pressão atmosférica local, estudaremos mais  detalhadamente a variação de entalpia das reações. ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA O calor, como sabemos, é uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da Energia, ela não pode ser criada e nem  destruída, pode apenas ser transformada de uma forma para outra. Em vista disso, somos levados a concluir que a energia:  liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, armazenada nos reagentes, sob uma outra forma;  absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no sistema, armazenada nos produtos, sob uma outra  forma. Cada   substância,   portanto,   armazena   um   certo   conteúdo   de   calor,   que   será   alterado   quando   a   substância   sofrer   uma  transformação. A liberação de calor pela reação exotérmica significa que o conteúdo total de calor dos produtos á menor que o  dos   reagentes.   Inversamente,   a   absorção   de   calor   por   uma   reação   endotérmica   significa   que   o   conteúdo   total   de   calor  armazenado nos produtos é maior que o dos reagentes. A  energia  armazenada  nas  substâncias  (reagentes  ou  produtos)   dá­se   o  nome   de  conteúdo  de  calor  ou  entalpia.  Esta   é  usualmente representada pela letra H. Numa reação, a diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes corresponde à variação de entalpia,  . onde:  Hp = entalpia dos produtos;  Hr = entalpia dos reagentes. Numa reação exotérmica temos que Hp < Hr e, portanto,  < O (negativo). Numa reação endotérmica temos que Hp > Hr e, portanto,  > O (positivo). EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS E GRÁFICOS DE ENTALPIA As reações, como sabemos, são representadas através de equações químicas. No caso da representação de uma reação que  ocorre com variação de calor, é importante representar, além da quantidade de calor envolvida, as condições experimentais em  que a determinação dessa quantidade de calor foi efetuada. Isso porque o valor do calor de reação é afetado por fatores como a  temperatura e a pressão em que se processa a reação, o estado físico e as variedades alotrópicas das substâncias participantes  dessa reação. A equação que traz todas essas informações chama­se equação termoquímica. Exemplos de equações termoquímicas: 2
  3. 3. H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g) + 184,9 kJ (25ºC, 1 atm) Segundo a equação, 1 mol de hidrogênio gasoso reage com 1 mol de cloro gasoso formando 2 mols de cloreto de hidrogênio  gasoso, liberando 184,9 kJ de calor. Tal reação foi realizada à temperatura de 25ºC e à pressão de 1 atm. Podemos também escrever essa equação termoquímica utilizando a notação ∆H. Neste caso temos: H2(g) + Cl2(g) => 2 HCl(g),  = ­184,9 kJ (25ºC, 1 atm) O valor numérico de  é precedido do sinal negativo, pois a reação é exotérmica. Graficamente, a variação de entalpia que acompanha a reação é representada por:  H2(g) + I2(g) + 51,8 kJ => 2 HI (g) (25ºC, 1 atm) Segundo a equação, quando, a 25ºC e 1 atm, 1 mol de hidrogênio gasoso reage com 1 mol de iodo gasoso, formando 2 mols de  iodeto de hidrogênio gasoso, são absorvidos 51,8 kJ de calor. A equação também pode ser escrita utilizando a notação ∆H: H2(g) + I2(g) => 2 HI (g) ∆H = + 51,8 kJ (25ºC, 1 atm) O valor numérico de ∆H é positivo, pois a reação é endotérmica. Graficamente a variação de entalpia dessa reação pode ser representada por:   DETERMINAÇAO INDIRETA DO CALOR DE REAÇAO Vimos anteriormente que a variação de entalpia de uma reação á determinada experimentalmente no calorímetro. Existem, no  entanto, maneiras indiretas de determinação da variação de entalpia de uma reação. A seguir, discutiremos as mais importantes. DETERMINAÇÃO ATRAVÉS DA DEFINIÇÃO DE ∆H Já vimos que a variação de entalpia AH de uma reação á a diferença entre as entalpias dos produtos e reagentes de uma reação.   = Hp ­ Hr Portanto, se conhecêssemos as entalpias absolutas das substâncias, poderíamos calcular, facilmente, a variação de entalpia  associada a qualquer reação. Como isto á impossível, pois apenas a diferença das entalpias dos produtos e reagentes pode ser  medida, os químicos resolveram atribuir, arbitrariamente, a um grupo de substâncias um determinado valor de entalpia e, a  partir disso, construir uma escala relativa de entalpias das demais substâncias. 3
  4. 4. Assim, atribuiu­se às variedades alotrópicas mais estáveis das substâncias simples, a 25ºC e 1 atm, entalpias iguais a zero. Essas  condições experimentais são chamadas de condições padrão ou estado padrão, e a entalpia, determinada nessas condições, á a  entalpia padrão. A entalpia padrão á representada por H0. Por exemplo, têm entalpias  padrão zero as  substâncias:  0 2  gasoso, H2  gasoso, I2  sólido, C grafite, S8  rômbico etc., e têm  entalpias padrão diferentes de zero as substâncias: 02 liquido, 03 gasoso, H2 liquido, I2 gasoso, C diamante, S8 monoclínico etc. A entalpia padrão de uma substância qualquer pode ser calculada tomando­se como referência a variação de entalpia da reação  de formação, também chamada de entalpia de formação, dessa substância a partir de seus elementos, no estado padrão. Calor de formação ou entalpia de formação é o nome dado à variação de entalpia associada à formação de um mol de uma  substância a partir de seus elementos constituintes, na forma de substâncias simples mais estável e no estado padrão. A entalpia de formação é representada por  0f. Exemplo Acompanhe a seguir a determinação da entalpia padrão do dióxido de carbono gasoso: Reação de formação do C02(g): A tabela a seguir traz as entalpias padrão de algumas substâncias. Entalpia padrão ( 0 f ) em kcal/mol H20 (l)                                                                          ­ 68,3 HCl (g)                                                                         ­ 22,0 HBr (g)                                                                          ­ 8,6 Hl (g)                                                                            + 6,2 CO (g)                                                                        ­ 26,4 CO2 (g)                                                                        ­ 94,1 NH3 (g)                                                                        ­ 11,0 SO2 (g)                                                                        ­ 70,9 CH4 (g)                                                                        ­ 17,9 C2H4 (g)                                                                      + 11,0 C2H6 (g)                                                                       ­ 20,5 C2H2 (g)                                                                      + 53,5 C6H6 (l)                                                                       + 12,3 Conhecendo­se as entalpias padrão das substâncias, a variação de entalpia de uma reação pode ser determinada com facilidade. LEI DE HESS Em 1849, o químico Germain Henri Hess, efetuando inúmeras medidas dos calores de reação, verificou que:  O calor liberado ou absorvido numa reação química depende apenas dos estados intermediários pelos quais a reação passa. 4
  5. 5. Esta é a lei da atividade dos calores de reação ou lei de Hess. De acordo com essa lei  é possível calcular a variação de entalpia de uma reação  através  da soma algébrica de equações  químicas que possuam conhecidos. Por exemplo, a partir das equações: é possível determinar a variação de entalpia da reação de formação do metano, CH4, reação essa que não permite medidas  calorimétricas precisas de seu calor de reação por ser lenta e apresentar reações secundárias. A soma algébrica das reações dadas deve, portanto, resultar na reação de formação do metano, cujo queremos determinar: No entanto, para obtermos essa equação devemos efetuar as seguintes operações:  multiplicar  a  reação   II  por  2, para  que  o número   de mols   de H2(g)  seja  igual   a  2, consequentemente   o também  será  multiplicado por 2;  inverter a reação III, para que CH4(g) passe para o segundo membro da equação. Em vista disso, o também terá seu sinal  invertido, isto é, se a reação é exotérmica, invertendo­se o seu sentido, passará a ser endotérmica e vice­versa;  somar algebricamente as equações e os  . Assim temos: ENERGIA DE LIGAÇÃO É a energia fornecida para romper 1 mol de ligações entre dois átomos e um sistema gasoso, a 25ºC e 1 atm. A energia de ligação pode ser determinada experimentalmente. Na tabela tabela abaixo   estão relacionadas  as energias  de  algumas ligações. Ligação Energia de ligação kcal/ mol de ligações H ­ H 104,2 Cl ­ Cl 57,8 H ­ Cl 103,0 O = O 118,3 Br ­ Br 46,1 H ­ Br 87,5 C ­ C 83,1 C ­ H 99,5 C ­ Cl 78,5 5
  6. 6. Observe que os valores tabelados são todos positivos, isto porque o rompimento de ligações é um processo que consome  energia, ou seja, é um processo endodérmico. A formação de ligações, ao contrário, é um processo que libera energia, processo  exotérmico. Para se determinar o  de uma reação a partir dos valores devemos considerar:  que todas as ligações dos reagentes são rompidas e determinar a quantidade de energia consumida nesse processo;  que as ligações existentes nos produtos foram todas formadas a partir de átomos isolados e determinar a quantidade de  energia liberada nesse processo. O   será correspondente à soma algébrica das energias envolvidas nos dois processos, o de ruptura e o de formação de  ligações. É importante salientar que este método fornece valores aproximados de  . Ele é muito útil na previsão da ordem de  grandeza da variação de entalpia de uma reação.   TIPOS      DE CALORES E ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES  A variação da entalpia recebe uma denominação particular da natureza da reação: Calor de combustão ou entalpia de combustão: É    associado à reação de combustão, no estado padrão, de um mol de  uma substância. Calor de dissolução ou entalpia de dissolução:  É o      associado a 1 mol de uma substância em água suficiente para  preparar um solução diluída. Calor de neutralização ou entalpia de neutralização: É o  da reação de neutralização de 1 equivalente­grama de um ácido  por 1 equivalente de uma base, ambos na forma de soluções aquosas dilúidas, ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES 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 ocorrem com liberação de energia, levou à idéia de que apenas  processos exotérmicos, que ocorriam com diminuição de energia do sistema, eram espontâneos. De fato, isto é verdade para  muitas  reações; existem, no entanto, processos espontâneos que absorvem calor. Portanto, além do fator energia, existe um  outro que influencia a espontaneidade de um processo. Este fator chama­se entropia, e é representado pela letra S. A entropia  está associada  à ordem  ou à desordem  de um  sistema. Quanto mais  desorganizado  o sistema, maior será  sua  entropia. Exemplos de processos que ocorrem com aumento de entropia:   a evaporação de um líquido: no estado gasoso as moléculas movimentam­se com mais liberdade do que no estado líquido,  estão, portanto, mais desorganizadas;   a dissolução de qualquer substância em um liquido também produz um sistema em que a desorganização á maior. Da   mesma   forma   que   para   a   entalpia,   para   a   determinação   da   entropia   das   substâncias   foi   necessário   estabelecer,  arbitrariamente, a entropia de algumas substâncias e, a partir disso, construir uma escala relativa de entropias. Estabeleceu­se  que uma substância, na forma de um cristal perfeito, a zero Kelvin, tem entropia zero. A tabela a seguir relaciona as entropias padrão (sº) de algumas substâncias.                                              Entropia padrão (cal/mol . K) a 25ºC  Ca (g)                                                                             9,95  Ag (g)                                                                                     10,20  CaO (g)                                                                           9,5  Br2 (l)                                                                                     36,4  Hg (l)                                                                                     18,17  He (gás)                                                                               30,13  N2 (gás)                                                                                45,7  Metano, CH4 (gás)                                                            44,5 6
  7. 7. A espontaneidade de um processo é determinada pelos fatores entalpia e entropia. São espontâneos os processos que ocorrem  com diminuição de entalpia e aumento de entro. pia. Não são espontâneos os processos que ocorrem com aumento de entaipia e  diminuição de entropia. Quando um processo ocorre com aumento ou diminuição simultânea de eutalpia e entropia, para se  prever a espontaneidade ou não da reação é necessário lançar mão de uma grandeza que relaciona a entropia e a entalpia. Esta  grandeza é a energia livre de Gibbs (G) e é dada pela equação:    é a variação de energia livre do sistema, dada em kcal/mol;     é a variação de entalpia, dada em kcal/mol;  T é a temperatura absoluta (K);  é a variação dc entropia, dada em cal/K . mol. A energia livre de Gibbs mede a capacidade que um sistema possui de realizar trabalho. São espontâneos os processos  onde a  capacidade de realizar trabalho do sistema diminui, ou seja,  < 0. Processos não espontâneos são aqueles onde a capacidade  do sistema realizar trabalho aumenta, ou seja,  > 0.   2ª Abordagem de Leitura e Estudo acerca de    Termoquímica   A   termoquímica   estuda   a   transferência   de   calor   associada   a   reações   químicas   ou   a   mudanças   no   estado   físico   de   uma  substância.  Os calorímetros são aparelhos capazes de medir o calor de uma reação química.  Calor de reação é o nome dado a quantidade de calor liberado ou absorvido em uma reação química.  Diante de uma reação química ou mudança de estado físico, podemos ter processos que fornecem ou liberam calor.  Processo exotérmico: o calor é cedido pela reação (reagentes) para o ambiente.  Assim, queimar um pedaço e carvão é um processo exotérmico  Processo endotérmico: os reagentes absorvem calor do Ambiente.                                                A fotossíntese é uma reação endotérmica: 6 CO2 + 6H2O + energia  C6H 12O6 + 6 O2   3ª Abordagem de Leitura e Estudo acerca de    Termoquímica      Para podermos falar de termoquímica, temos primeiro de falar sobre uma transformação química. Exatamente o que é uma  reação química? Nós sabemos até aqui que em uma reação química os reagentes são transformados em produtos, e que os  produtos tem composição química e propriedades químicas e físicas diferentes daquelas dos reagentes. Sabemos também que  durante uma reação química, massa não é perdida e nem ganha.  Dito isso, vamos examinar um pouco duas reações, que eu diria mesmo tratarem­se de exemplos clássicos, porém simples,  envolvendo carbonatos. O carbonato de cálcio é o principal constituinte do mármore dos pisos e das estátuas, do giz que o  7
  8. 8. professor utiliza em classe, e do calcário de onde se retira o cal; além disso, é da lixiviação de grandes massas de rocha calcárea  que se dá a origem das cavernas, isso porquê o carbonato de cálcio se dissolve rapidamente em meio ácido, nesse caso a água  das chuvas contendo CO2  dissolvido (ácido carbônico). Ao invés de usarmos o ácido carbônico, vamos usar um ácido mais  forte, o sulfúrico.Quando se derrama ácido sulfúrico sobre o carbonato, percebe­se a formação de bolhas de CO2  gasoso no  líquido,   enquanto   precipita   um   pozinho   branco   bem   fino.   A   reação   química   é:      CaCO3(s)+H2SO4(l)à CO2(g)+H2O(l)+CaSO4(s) Quando a gente examina a reação bem de perto, pode­se notar que calor também é produzido, pois dá para sentir um aumento  da   temperatura   do   frasco   onde   a   reação   ocorre.    Uma outra reação que também produz gás carbônico, água e um sal branco é a decomposição térmica do bicarbonato de sódio,  NaHCO3:      2 NaHCO3(s)àCO2(g)+H2O(l)+Na2CO3(s)  O   bicarbonato   pode   ser   utilizado   em   casa   para   clarear   os   dentes   substituindo   a   pasta   de   dentes   tradicional,   desodorizar  geladeiras,   apagar   pequenos   incêndios   (consome   o   calor   da   chama!),   além,   é   claro,   de   assar   biscoitos.   Veja bem: a diferença entre essas duas reações é que na primeira, calor é produzido, enquanto que a segunda só acontece  quando esquentamos o bicarbonato: é necessário que forneçamos calor. Ora, o calor está associado a uma variação de energia, e  nós  podemos   generalizar,   sem  medo  de  errar,  que  toda  a  reação   química   é  acompanhada   por  uma  variação   de  energia.   A Termodinâmica  é o ramo das ciências  que estuda as  transformações  de energia, e portanto,  é muito importante para a  Química. Veja bem: os átomos ou íons de um composto se mantém unidos por ligações químicas, e essas ligações devem ser  quebradas  quando os reagentes  passam por uma transformação química, e formadas  quando da formação dos produtos da  reação. Em geral, podemos dizer que para quebrarmos uma ligação química nós precisamos fornecer energia para o sistema,  enquanto que energia é liberada do sistema quando ligações químicas são formadas. Se uma determinada reação requer ou não  energia para acontecer, vai ser o resultado do balanço entre a energia total requerida para quebrar umas ligações e a energia  total   liberada   pela   formação   de   outras.   Nos   exemplos   citados,   a   primeira   reação   libera   energia,   enquanto   que   a   segunda  necessita   de   energia   para   ocorrer,   a   despeito   da   similaridade   dos   produtos   formados.    Essa discussão nos leva a um parênteses. Uma determinada reação química pode causar variações de energia por necessitar de,  ou fornecer, corrente  elétrica, ou necessitar  de, ou fornecer, luz. Entretanto, o que se encontra  quase sempre é o de uma  transformação química causar uma variação de energia na forma de calor, Assim, a Termoquímica estuda as variações de  energia térmica que acompanha as transformações químicas, bem como em mudanças físicas como por exemplo, mudanças de  estado   como   fusão,   ebulição,   etc.   Mas   afinal,   o   que   é   o   calor?    O calor é a energia que é transferida entre dois corpos de temperaturas diferentes. Note que a energia é uma propriedade do  corpo, enquanto que o calor não é. O calor é a energia em movimento entre os objetos ou sistemas que estão a diferentes  temperaturas e estão em contato um com o outro. O sentido do movimento do calor é sempre do sistema mais quente para o  mais frio, e isso é intuitivo: tome um objeto metálico que tenha sido guardado na gaveta, digamos um prego, ou uma chavew de  fenda; você vai sentir uma sensação de frio, pos o metal,bom condutor de calor, vai receber o calor de sua mão – a energia  calórica do seu corpo vai fluir para o objeto metálico, deixando para traz aquela sensação de que o objeto é frio. Por outro lado,  tenha bastante cuidado ao tocar num objeto metálico que tenha sido exposto ao sol, pois a energia calórica ali armazenada pode  fluir   com   tanta   intensidade   que   pode   queimar   seus   dedos.   Mas,   diria   você,   e   a   energia   de   um   sistema   químico?   E   eu   responderia   AH!   Boa   pergunta!   Vamos aclarar a idéia de “sistema”. Eu chamo de sistema somente aquilo que eu estou estudando, tudo o mais é o resto do  universo, os “arredores”. Assim sendo, eu posso dizer que toda a energia contida num sistema químico é chamada de energia  interna. Imagine um cilindro de gás hidrogênio, por exemplo, num laboratório no segundo andar: o gás hidrogênio pode ter  energia potencial gravitacional  devido à sua posição. Imagine ainda que o mesmo cilindro esteja sendo transportado num  caminhão: o gás teria ainda energia cinética devido ao movimento; entretanto, na macroescala em que vivemos, essas formas de  energia são de pouca relevância para o sistema químico, e são simplesmente ignoradas. A energia interna a que nos referíamos  acontece devido ao movimento das moléculas no espaço (movimento de translação), às rotações das partículas (movimento  rotacional)  e  às atrações  e repulsões  que as  partículas  sentem  umas  pelas  outras, e ainda por vibrações  que as partículas  desenvolvem. Podemos dizer então que a energia interna de um sistema é a soma de todas essas energias dos átomos, moléculas  ou   íons   do   nosso   sistema.   Ficou   confuso?   Vamos   melhorar   isso.      Quando   você   aumenta   a   energia   interna   de   um   sistema   químico,   três   coisas   podem   ocorrer:      1. a temperatura do sistema aumenta.  2. pode ocorrer a fusão ou a ebulição do sistema. Por exemplo, as moléculas de um líquido são unidas por forças que  chamamos de intermoleculares (a atração entre átomos numa mesma molécula são atrações intramoleculares). O calor  adicionado a um líquido pode aumentar tanto a energia interna, que ela pode causar a que as moléculas do líquido  oossam sobrepujar as forças de atração intermoleculares, e daí que possam escapar do líquido na forma de vapor – é o  princípio da ebulição. De maneira similar, um sólido pode fundir. Existem ainda sólidos que cristalizam em diferentes  formas cristalinas, é o caso conhecido por polimorfismo; aí, um aumento na energia interna do sistema pode causar o  composto a mudar a forma cristalina.  8
  9. 9. 3. pode ocorrer uma reação química. Quando o aumento d energia interna do sistema é o suficiente para causar a quebra de  ligações químicas, e levar à formação de outras, então teremos uma reação química. As reações químicas que necessitam  de calor externo para acontecerem (como no nosso exemplo da decomposição térmica do bicarbonato), são chamadas de  endotérmicas.     Um decréscimo de energia interna, pelo contrário, pode causar um abaixamento de temperatura do sistema ou uma mudança de  estado –líquido para sólido, por exemplo, muito raramente pode provocar uma reação química. Mesmo assim, como veremos a  seguir, em uma reação química exotérmica, a quantidade de energia interna dos produtos ao final da reação, quando já se  atingiu o equilíbrio térmico com o meio ambiente, a quantidade de energia interna dos produtos pode ser menor que aquela dos  reagentes. Mas não se preocupe muito com isso agora.    A energia interna total de um sistema é claro que não pode ser determinada, mas a sua variação, ∆E, sim. ∆E é definido por     ∆E = Efinal – Einicial e pode ser tanto medida quanto calculada à partir de dados teóricos. Podemos afirmar portanto que é a mudança de energia  interna, ∆E, que é a quantidade de energia trocada pelo sistema e seus arredores quando ocorre uma reação química ou em uma  mudança em um processo físico.  Do exposto até aqui, ficou claro que as reações químicas necessitam de algum tipo energia para acontecerem. Imagine uma  reação hipotética (fica mais fácil de digitar!) A+BàC. Aí tem toda aquela consideração de quebras as ligações de seja o que A  e B contiver, e tal e coisa, mas vamos resumir no seguinte: eu preciso aproximar A e B para que eles possam reagir. Logo, é  intuitivo que eu tenha de gastar energia (realizar um trabalho) para aproximar A e B. é nesse estado, que eu vou chamar de  “ativado”,   AB,   que   a   quebra   e   a   formação   de  ligações   químicas   vão  ocorrer.   Assim   sendo,   o  estado   AB   deve   ser   mais  energético do que o sistema inicial, com A e B separados, e nós podemos criar um diagrama de energia para mostrar isso de  uma forma gráfica.    Não se preocupe com o termo “coordenada de reação”, ele quer dizer alguma coisa como “no decorrer da reação...”. Com o  gráfico fica mais fácil visualizar o trabalho que tivemos para montar o nosso estado ativado AB, e como ele é mais energético  do que A e B sozinhos. Pois bem. Três coisas podem acontecer no momento em que atingimos esse estado excitado. A primeira, óbvia, é que o sistema  pode voltar para traz, a energia devolvida, e... não acontecer nada! As duas outras possibilidades é que são interessantes: o  produto, C, pode vir a se formar, e, em termos de energia, pode constituir um sistema com mais ou menos energia que o sistema  original   A+B.   Nossos   gráficos   vão   nos   ajudar   a   ver   isso   mais   claramente:        9
  10. 10. Pronto. “Turbinamos” o nosso sistema A+B para que esse atingisse o estado AB, e isso graças à energia interna que o sistema já  possuía,   ou   porquê   aumentamos   a   energia   interna   do   sistema   A+B   fornecendo­lhe   calor.   De   qualquer   modo,   a   energia  necessária para atingirmos o estado ativado AB é chamada de Energia de ativação, Ea, e o calor fornecido para que a reação  total aconteça, ou fornecido pela reação, é chamado de entalpia, e o seu símbolo é um agá maiúsculo, H.    A definição de H é mais complexa; é a propriedade termodinâmica de um sistema definida de formas a que uma mudança de   entalpia é igual ao calor ganho ou recebido pelo sistema quando o processo que a causa ocorre à pressão constante. A Física  define a energia E de um sistema como sendo a soma da quantidade de calor do sistema, q, mais o trabalho que o sistema   provoca nos seus arredores, w, de formas a que ∆E=q+w. Para gases ideais, o trabalho se reduz à expansão do volume e à   pressão que o gás exerce, portanto w=P   donde, para os sistemas que nos interessam,  ∆E=q+P∆V. Portanto, o calor q, à   V, pressão constante, é q=(E2+PV2)­(E1+PV1). Ora, se chamamos a entalpia de o calor à pressão constante, então H=E+PV   e ∆H=∆E+P∆V. Uma aritmética simples nos diz que ∆H=H2­H1=(E2+PV2)­(E1+PV1), portanto, ∆H=q à pressão constante.     Voltemos aos nossos casos 1 e 2 (reveja as figuras). No primeiro caso, a energia foi oferecida ao sistema para que o estado  ativado fosse atingido; entretanto, formado o produto, parte daquela energia não voltou! De fato, como enunciado, o produto  tem energia interna maior que os reagentes. Um processo onde a energia e necessária de ser fornecida para que algo ocorra é o  processo endotérmico, como mencionado anteriormente. Processos físicos como a dissolução de um sal em água pode ser tão  endotérmica que acaba congelando a solução, como no caso da dissolução de KNO3. Um processo químico endotérmico pode  ser resumido como:   A+B+caloràC    No segundo caso, o gráfico nos mostra que toda a energia conseguida pelo sistema foi devolvida com a formação do produto, e  ainda um pouquinho mais. Nesse caso, todo o sistema se esquenta, e o processo é dito ser exotérmico, e pode ser resumido  como:      A+BàC+calor  O que justifica os prefixos “endo”, para dentro, e “exo”, para fora. Ainda utilizando um exemplo de um processo físico de  dissolução: quando dissolvemos ácidos concentrados em água, o processo de solvatação é bastante exotérmico, a ponto de  ferver   a   água.   Por   isso,   temos   uma   máxima   no   laboratório:   nunca   deite   água   em   ácido   (ou   base),   sempre   ao   contrário.  Adicionando água ao ácido, por exemplo, a gotinha que tocar o ácido vai ferver e pode pular fora do frasco assim como vapor  d’água pula fora de uma frigideira com óleo quente. Mas essa gotinha d’água ferveu porquê dissolveu ácido, portanto o vapor  quente traz consigo também uma porção de ácido dissolvido, o que pode causar uma queimadura séria em um aluno incauto.     Bom. Como você notou, processos  endotérmicos  e exotérmicos acontecem  na física e na química, na química geralmente  associados às reações químicas. É importante frisar que uma certa quantidade de material químico sempre libera (ou absorve) a  mesma quantidade de calor, mantidas as mesmas condições experimentais, ou seja, a capacidade de calor das substâncias  químicas são uma propriedade das substâncias. Como capacidade de calor entendemos a quantidade de calor que a substância  (ou sistema) necessita absorver para que a sua temperatura se eleve em um grau (centígrado ou Kelvin, matematicamente dá no  mesmo),   e   esses   dados   são   tabelados   de   duas   formas:      1. capacidade de calor molar: quantidade de calor necessário para elevar a temperatura de 1 mol da substância em  1 grau, e  2. calor específico: quantidade de calor necessário para elevar 1 grama da substância em 1 grau.     Um calorímetro é um instrumento desenhado para medir o calor ganho ou liberado por um sistema, e com ele pode­se medir  calores de reação (que podem até serem utilizados em análise para se conhecer o tipo e a quantidade de um determinado  reagente), relacionar­se calores com energias de ligação, determinar a energia de formação de um composto, e por aí vai, a lista  é grande e os dados obtidos são todos importantes para fins práticos e também teóricos, Um calorímetro muito simples e  eficiente pode ser feito em casa com um arame entortado para servir de agitador, um termômetro, um copo de isopor e um  pedaço de cartolina: determinando­se primeiramente a capacidade de calor do calorímetro, utilizando­se por exemplo de uma reação química prévia  10
  11. 11. cujo calor liberado ou absorvido é conhecido, pode­se agora conduzir­se experimentos simples para a verificação da variação  de entalpia de um grande número de processos. Um experimento que pretende demonstrar o uso de um equipamento desse tipo  pode ser visto em http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/experimental2/termoquimica.htm.     Finalmente, é necessário mencionar o grande avanço que a termoquímica obteve à partir da demonstração da Lei de Hess. Essa  Lei prevê que não importa como (qual o caminho, ou reação utilizada) um composto é preparado, se em uma ou mais etapas, o  calor de formação do composto é sempre o mesmo. Como exemplo, eu tirei de um livro a formação de CO 2 de duas formas, em  uma   e   em   duas   etapas:      C+O2àCO2  C+½O2àCO  CO+½O2àCO2    Um diagrama mostra que a quantidade de energia liberada na queima do grafite para produzir o gás carbônico independe de  como   a   reação   é   feita:        4ª Abordagem de Leitura e Estudo acerca de    Termoquímica   Combustão da madeira: Termoquímica Termoquímica   é   o   estudo   da   transferência   de   calor   ocorrida   através   de  processos   como   misturas,   transições   de   fase   e   reações   químicas   que  acontecem   até   que   haja   equilíbrio   térmico,   ou   seja,   é   o   calor   da   reação  provocada   pela   troca   de   energia   do   meio   externo   com   os   reagentes.   Toda reação química absorve ou gera calor, ou seja, há sempre uma troca de  energia.   A   emissão   ou   absorção   de   luz,   de   calor,   de   eletricidade   são  manifestações   dessa   energia   que   podem   até   provocar   mudanças   de   estado  físico   nos   componentes   das   reações.   Processos   Endotérmicos:   Quando   as   reações   absorvem   calor   do   meio  ambiente para ocorrerem. Exemplo: A cocção de alimentos. Um alimento que está sendo cozido sobre o fogo está passando por  uma   reação   endotérmica.   Processos Exotérmicos: Quando as reações liberam calor para o meio ambiente para ocorrerem. Exemplo: A combustão do  carvão   que   pode   ser   representada   pela   equação:   Carvão + O2 → cinzas + CO2 (g) + calor 11
  12. 12. BOM ESTUDO!!!  “Não creias impossível o que apenas improvável parece.”  William Shakespeare BIBLIOGRAFIA UTILIZADA: http://netopedia.tripod.com/quimic/termoquimica.htm http://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/termoquimica.htm http://educar.sc.usp.br/quimapoio/termoqui.html http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/termodina.html 12

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