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:

SECRETARIA DE SEGURANÇA PÚBLICA/SECRETARIA DE EDUCAÇÃOPOLÍCIA MILITAR DO ESTADO DE GOIÁS

DIRETORIA DE ENSINO, INSTRUÇÃO E PESQUISACOLÉGIO DA POLÍCIA MILITAR UNIDADE POLIVALENTE MODELO VASCO

DOS REIS E AYRTON SENNA

SÉRIE TURMA DISCIPLINA DATA2ºs  FÍSICO – QUÍMICA [QUÍMICA I] ______/______/10

PROFESSOR (A)THAIZA MONTINE

Aluno (a): ______________________________________nº:____ 

TERMOQUÍMICA 

1

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

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

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:  02  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  0

f.

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 ( 0f) 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

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

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.

6

                                             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

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 

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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. 

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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:    

 

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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 V,  donde, para os sistemas que nos interessam,  ∆E=q+P∆V. Portanto, o calor q, à  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 

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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 CO2 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 + CO→ 2 (g) + calor

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BOM ESTUDO!!!

 “Não creias impossível o que apenas improvável parece.” William Shakespeare

BIBLIOGRAFIA UTILIZADA:

http://netopedia.tripod.com/quimic/termoquimica.htmhttp://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/termoquimica.htm

http://educar.sc.usp.br/quimapoio/termoqui.htmlhttp://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/termodina.html

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