A Licenciatura em Química

Universidade Estadual de Feira de Santana

Danilo Ferreira Pinto

Licenciatura em Química

Quando nos alimentamos, as gorduras, carboidratos e proteínas ingeridos reagem na célula juntamente com o oxigênio absorvido do ar, produzindo gás carbônico, água e energia. Essas energias liberadas ou absorvidas nas reação químicas é parte de estudo da Termoquímica. A energia (ou o calor) liberada ou absorvida em uma reação química é classificado de Exotérmica e Endotérmica.

Quando queimamos o carvão o resultado é o seguinte:
C + O2 → CO2 + Calor

Essa reação de liberação de calor chamamos de Exotérmica, nesse exemplo consideramos o calor como ‘produto’ da reação.

E quando decompomos o Calcário:

CaCO3 + Calor → CaO + CO2

Essa reação de absorção de calor chamamos de Endotérmica, nesse exemplo consideramos o calor como ‘reagentes’ da reação.

Outra diferença dessas duas classificações é que quando precisamos provocar uma reação exotérmica só precisamos inicia-la para que ela prossiga, pelo contrário da reação endotérmica precisamos está sempre fornecendo calor até que a reação finalize caso contrário à reação não completará.

Entalpia (H) de uma substância mede a energia armazenada em uma substância durante a sua formação, e a variação de entalpia (∆H), é a medida do calor de uma reação trocado com o meio ambiente (∆H = Hprodutos - Hreagentes). Numa reação exotérmica como ocorre liberação de calor, a Hprodutos será menor que a Hreagentes, a ∆H da reação exotérmica tem um sinal negativo, Ex:

∆H = Hprodutos - Hreagentes → ∆H<0

2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)  ∆H = -565,6 kJ

E em uma reação endotérmica, que ocorre absorção de calor, a Hprodutos será maior que a Hreagentes, a ∆H da reação endotérmica tem um sinal positivo, Ex:

∆H = Hprodutos - Hreagentes → ∆H>0.

3O2(g) → 2O3(g)  ∆H = +426,9 kJ.

De acordo com a lei de Hess, O calor liberado ou absorvido numa reação química depende apenas dos estados intermediários pelas quais a reação passa. É a soma das entalpias das etapas. A reação pode ser realizada em várias etapas, porém o que irá determinar os valores de ∆H é o sistema reagente, o sistema produto e a diferença entre eles, Ex:

1. C(graf.) + O2(g) → CO2(g)                        ∆H = -393 kJ
2. H2(g) + 1/2O2 → H2O(l)                        ∆H = -285,5 kJ
3. CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)        ∆H = - 889,5 kJ

Para determinar a variação da entalpia da reação de formação do metano, CH4, devemos fazer uma soma das reações dadas, resultando na reação de formação do metano.

(C(graf.)+ 2H2 → CH4        ∆H = ?)

Para fazer esse soma precisamos antes balancear a equação II, assim sua variação de entalpia também irá mudar, nesses caso irá duplicar; e inverter a reação III, para que o metano passe para o segundo membro da equação, tendo em mente que a variação de entalpia mudará o seu sinal, ou seja, a reação que era exotérmica passará a ser endotérmica:

1. C(graf.) + O2(g) → CO2(g)                        ∆H = -393 kJ
2. 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)                        ∆H = -571 kJ
3. CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g)        ∆H = +889,5 kJ

C(graf.) + 2H2(g) → CH4(g)                ∆H = -74,5 kJ

A entalpia de formação (∆H0f), é o cálculo do calor liberado ou absorvido na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples nas condições normais, 25ºC e 1 atm. Não se pode calcular a entalpia (H) de cada substância numa reação, por isso calculamos a variação de entalpia (∆H), por isso que dizemos que o valor da entalpia para substâncias simples no estado padro é igual à zero, Ex:

∆H padrão da formação da H2O:

H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l)        ∆H0f= -285.5 kJ/mol H2O

Para fazermos esses calculo usamos:

Sabendo que ∆H = Hproduto – Hreagentes:
∆H = HH2O – (HH2+HO2)

-285,5 = HH2O – 0

HH2O = -285,5 kJ

Esse tipo de entalpia, só é conseguido a partir de substâncias simples no estado padrão, é por isso que a chamamos de entalpia padrão de formação (∆H0f). Mas existe substâncias que não são formadas por substâncias simples, nesse caso a entalpia de formação pode ser calculada a partir da variação de entalpia da reação. A Exemplo NH4Cl: