O ESTUDO DE TERMOQUÍMICA: PROCESSOS EXOTÉRMICOS E ENDOTÉRMICOS

Experimento 5 

ESTUDO DE TERMOQUÍMICA: PROCESSOS EXOTÉRMICOS E ENDOTÉRMICOS

 

OBJETIVO

Obter uma noção sobre efeitos térmicos que acompanham processos químicos: reações exotérmicas e endotérmicas. 

 

INTRODUÇÃO

Geralmente, processos de mudanças de estado físico e reações químicas ocorrem acompanhados por mudanças de energia. Processos e reações espontâneos são aqueles que fornecem energia. Uma parte dessa energia se manifesta em forma de efeitos térmicos (variação de temperatura). Lembre-se que as mais importantes fontes de energia consumida no lar, nas indústrias e na locomoção correspondem ao calor produzido pela queima de combustíveis convencionais, como lenha, carvão, petróleo e derivados, gás natural, etc.  

Processos que produzem calor são chamados exotérmicos e processos que consomem calor são chamados endotérmicos. A maioria das reações químicas espontâneas é exotérmica.  

 

Alguns exemplos de processos exotérmicos e endotérmicos:  

 

 O derretimento de gelo (mudança de estado físico sólido  líquido) consome calor, portanto é um processo endotérmico.  

 A evaporação de água (mudança de estado físico líquido  gás) consome calor, portanto é um processo endotérmico.  

 A condensação de vapor de água (mudança de estado físico gás          líquido) fornece calor, portanto é um processo exotérmico.  

 A combustão de metano (reação química com oxigênio) produz calor, portanto é uma reação exotérmica.  

 A detonação de nitroglicerina (reação química de combustão interna) produz calor, portanto é uma reação exotérmica.

 A síntese de amoníaco (reação química entre nitrogênio e hidrogênio) ocorre com liberação de calor, portanto é uma reação exotérmica: ½N2 (g) + 3/2 H2 (g)  NH3 (g)    H = - 46,1 kJ/mol.

 

 A quantidade de calor liberada ou consumida por um processo de transformação física ou química é denominada entalpia do processo ou ∆H. O símbolo ∆ (delta) indica que a grandeza é deduzida pela diferença entre dois outros valores: a entalpia do estado inicial e a entalpia do estado final.  

 Em um processo endotérmico a entalpia do sistema cresce (calor é absorvido do ambiente), portanto ∆H é positivo. Convenientemente, a variação de entalpia em reações químicas ∆H é expressa em unidades de quantidade de calor por mol de substância transformada, ou kJ/mol. Na seguinte reação de combustão do metanol, a entalpia de combustão do metanol é igual a -890 kJ/mol.  

 

CH3OH (l)  +  3/2 O2 (g)                [pic 1]      CO2 (g) + 2 H2O (l)           ∆H = -890 kJ/mol

 

Observe que, pela estequiometria dessa reação, para cada mol de metanol transformado, são consumidos 3/2 mols de oxigênio e são formados um mol de gás carbônico e dois mols de água.  

 

Veja como ocorre o processo de dissolução de sais em água por meio do esquema da Figura 5.1. Para que um composto iônico se dissolva em um dado solvente, a atração eletrostática entre os íons no retículo deve ser superada e as interações solvente-solvente devem ser perturbadas, modificando sua estrutura nas proximidades desses íons. Portanto, a capacidade de dissolução de um sal é bastante influenciada pela chamada entalpia de dissolução, isto é, o calor envolvido na dissolução de uma substância em um dado solvente à pressão constante.  

Dessa forma, na Figura 5.1, tem-se, em (A), um ciclo de Born-Haber para a dissolução de sais, em que a entalpia de dissolução pode ser determinada pelo balanço energético das etapas teóricas envolvidas na formação da solução. A entalpia de rede (∆Hrede) é um processo energeticamente desfavorável, que considera a separação infinita dos íons do retículo cristalino, ou seja, trata-se da entalpia de reação para a formação de um gás de íons a partir de um sólido cristalino. Já a entalpia de solvatação (∆solvH) é um processo energeticamente favorável, mas nem sempre é suficiente para superar as forças atrativas entre os íons no cristal.  

Assim, em um processo de dissolução exotérmica (Figura 5.1-B), a energia de rede é superada pela entalpia de solvatação e as interações soluto-soluto (íon-íon) e solvente-solvente (dipolo-dipolo) são menos intensas que o somatório das interações soluto-solvente (íon-dipolo). Portanto, a entalpia de dissolução será negativa (∆solH<0) e, macroscopicamente, registra-se um aumento de temperatura. Além disso, processos dessa natureza tendem a ser espontâneos ( G = H - T S < 0), a depender da entropia ( S) do sistema. Já em uma dissolução endotérmica (Figura 5.1-C), a dissolução do composto iônico em água será positiva (∆solH>0), pois somente a energia de solvatação não será suficiente para superar as forças atrativas entre os íons. Quando isso ocorre, torna-se necessário realizar trabalho (W) para separálos, gastando a energia do próprio sistema e, por isso, pode ser verificada uma diminuição da temperatura. Se o valor de ∆solH for muito positivo e a entropia do sistema ( S) não compensá-lo ( G = H - T S > 0), o composto iônico será insolúvel.  

 

Ciclo Born-Haber para a dissolução de um sal (A) [pic 2]
Dissolução Exotérmica (B) [pic 3]	Dissolução Endotérmica (C) [pic 4]
Figura 5.1. Ciclo de Born-Haber para dissolução de um sal (modificado de Silvia, L. A. et at. Quim. Nova, V. 27, n. 6, 2004, 1016-1020).

            

[pic 5]

LEITURA RECOMENDADA

Textos de química geral: termoquímica, processos exotérmicos e endotérmicos.  

Experimento retirado e modificado da referência: Bessler, K. E.; Neder, A. V. F. Química Em Tubos de Ensaios – Uma Abordagem para Principiantes. 1a edição, Edgard Blucher; 2004.