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Termoquímica II: Entalpia e Entropia


             Como vimos no tópico anterior, o calor é uma forma de energia que pode ser absorvida ou liberada durante as reações químicas. Outra coisa que você deve saber agora é que a energia não pode ser criada nem destruída durante uma reação, como postula a Lei da Conservação de Energia. Dessa forma, se em uma dada reação houve liberação de energia, esta não foi simplesmente criada por meio de um gesto mágico, ela já existia. Onde? Armazenada nos reagentes sob uma outra forma! Da mesma maneira, a energia absorvida também não se perde, mas permanece no sistema, armazenada nos produtos sob outra forma!

            Você já deve estar se perguntando: Quer dizer que cada substância tem armazenado em si uma quantidade de energia? Sim! E esta energia será alterada quando a substância sofrer uma transformação.

            Agora que você já entendeu, vamos dar nome aos bois! A esta energia que fica armazenada nas substâncias, submetida a uma pressão constante, damos o nome de ENTALPIA, e para representá-la utilizamos a letra “H” maiúscula.

            Já vimos que em uma reação o calor (energia) de cada substância é transformado, sendo liberado (exotérmica) ou absorvido (endotérmica). No primeiro caso, como vimos no tópico anterior, a entalpia dos reagentes será maior que a dos produtos e no segundo caso a entalpia dos produtos será maior que a dos reagentes. Sendo assim, podemos dizer que durante a reação houve uma variação de entalpia. Esta variação é representada por “ΔH”.

            Do dito acima podemos concluir que a variação de entalpia (ΔH ) de reação será igual à diferença entre a entalpia dos reagentes (Hr) e a entalpia dos produtos (Hp). Ou seja:

ΔH = Hp - Hr

            Quando a entalpia dos produtos for maior que a dos reagentes, a ΔH será positiva (+), o que indica que a reação absorveu calor, sendo, portanto, endotérmica.
            Quando a entalpia dos reagentes for maior que a dos produtos, a ΔH será negativa (-), o que indica que a reação liberou calor, sendo, portanto, exotérmica.

Equação Termoquímica:

            Sabemos que as reações químicas são representadas por meio de equações químicas. Quando uma reação ocorre com transferência de calor, será necessário que a gente represente tanto a quantidade de calor envolvida quanto as condições experimentais em que ela ocorreu, tais como: temperatura e pressão, estados físicos e variedades alotrópicas das substâncias envolvidas.
            A esta reação que contém todas essas informações damos o nome de Equação Termoquímica.
Exemplo:
            Na reação acima representada, temos que: 1 mol de hidrogênio gasoso reagiu com 1 mol de cloro gasoso, dando 2 mols de cloreto de hidrogênio gasoso, liberando 185 KJ de calor, e tudo isso sob uma temperatura de 25ºC e sob 1atm de pressão.
            Esta mesma equação pode ser escrita usando a notação ΔH.
Exemplo:
            A equação é praticamente a mesma. A diferença é que na primeira representação o calor está incluso na reação, sendo somado aos produtos, já que se trata de uma reação exotérmica; enquanto que na segunda o calor é representado separadamente, por meio da notação ΔH. Reparem que neste último caso a entalpia vem acompanhada do sinal negativo, para representar que houve liberação de calor.

Como determinar o calor de reação (entalpia)?

            O calor de reação ou entalpia pode ser determinado de maneira indireta pelo próprio conceito de variação de entalpia, ou seja:

ΔH = Hp - Hr

            Contudo, só conseguimos determinar a variação de entalpia de uma reação, não sendo possível definir a entalpia de cada substância separadamente. Devido a isso, os químicos atribuíram um valor arbitrário de entalpia a um grupo de substâncias, para, a partir delas, elaborarem uma escala com entalpias relativas das demais substâncias.
            O grupo escolhido foi o das substâncias simples alotrópicas mais estáveis (ou seja, as que são encontrados em maior quantidade na natureza). Para estas, a uma temperatura de 25ºC e pressão 1atm, a entalpia foi definida como zero, sendo chamada entalpia padrão. Exemplo: O2 (g): H = 0 / O2(l) e O3 (g): H 0.

Energia de ligação:

Energia necessária para o rompimento de um mol de ligações entre um dado par de átomos, no estado gasoso e a 25ºC e 1atm.
           
A energia de ligação pode ser determinada experimentalmente e te ajudará a encontrar a entalpia de algumas reações. Há uma tabela com dados sobre a energia de algumas ligações, mas você não precisa se preocupar, estes dados serão dados no exercício.

Exemplo de exercício:

Levando-se em conta as variações de entalpia de formação das substâncias, calcule a entalpia da reação de combustão do metano, sendo que:
CH4(g) -------- ΔH = -17,9 Kcal/mol
CO2(g) -------- ΔH = -94 Kcal/mol
H2O(l) --------- ΔH = -68,3 Kcal/mol
Reação de combustão do metano:
RESOLUÇÃO:
ΔH reação = ΔH produtos – ΔH reagentes
ΔH reação = [-94 + 2 (-68,3)] – [-17,9 + (2 x 0)]
ΔH reação = (-230,6) – (-17,9)
ΔH reação = -212,7 Kcal/mol
*Lembre-se: quando o sinal fica negativo, significa que a reação é exotérmica. Toda reação de combustão é exotérmica.

Quando não conhecemos a ΔH de uma dada substância, mas sabemos a de outras, podemos encontrar a que não temos por meio da LEI DE HESS. Mas a esta lei será dedicado o próximo tópico. Fique atento! Não deixe de conferir todo o conteúdo!

ENTROPIA:

Entropia é uma grandeza termodinâmica relacionada com o grau de desordem dos sistemas. Quanto maior a entropia, maior a desordem do sistema.
Desordem??? A desordem de um sistema é diretamente proporcional ao número de microestados acessíveis a um sistema, ou seja, quanto maior este número, maior a desordem e maior a entropia.
Quanto maior o nível de desordem de um sistema, maior será a quantidade de energia que não conseguiremos transformar em trabalho. Este dado nos leva a concluir que nem toda a energia pode virar trabalho, pois parte dela se perde no decorrer do processo.
            Por meio de observações experimentais, percebeu-se que nos processos espontâneos a energia do sistema tende a diminuir, enquanto que a entropia total tende a aumentar. Um exemplo disso é passagem da água do estado líquido para o gasoso. Este processo ocorre naturalmente no meio ambiente. No estado líquido, as moléculas estão mais agrupadas, tendo menor espaço de movimentação, estando, portanto, mais “ordenadas” que as moléculas de água no estado gasoso. Neste, as moléculas movimentam-se com mais liberdade, estando, portanto, em um estado de maior “desorganização”.  Logo, na evaporação de um líquido há aumento de entropia.
            Da mesma forma, a dissolução de qualquer substância em um líquido (sal do mar) também resulta em um sistema de maior entropia.

Algumas situações em que há aumento de entropia:

- Aumentando o número de moléculas gasosas de um sistema, aumenta-se a entropia;
- Íons e moléculas em solução têm normalmente maior entropia;
- Quando uma molécula é quebrada em partes menores (diminuindo a quantidade de átomos em cada parte), há aumento de entropia;
- Nos processos de fusão (sólido à líquido) e ebulição (líquido à gasoso) a entropia aumenta;
- Na dissolução há aumento de entropia e
- Quando há aumento de temperatura, a entropia também é maior.

            Se nos processos espontâneos há diminuição da energia e um aumento da entropia, podemos concluir que a entropia total do Universo tende a aumentar cada vez mais. O que significa que a energia do Universo caminha em direção à desordem. Logo, cada vez menos energia poderá ser transformada em trabalho.

8 comentários:

Anônimo disse...

Gostei muito da explicação
Valeu !!!

Anônimo disse...

Primeiro na explicação diz que:

Quando a entalpia dos produtos for maior que a dos reagentes, a ΔH será positiva (+), o que indica que a reação absorveu calor, sendo, portanto, endotérmica.
Quando a entalpia dos reagentes for maior que a dos produtos, a ΔH será negativa (-), o que indica que a reação liberou calor, sendo, portanto, exotérmica.

Depois em um exemplo entra em contradição:

A equação é praticamente a mesma. A diferença é que na primeira representação o calor está incluso na reação, sendo somado aos produtos, já que se trata de uma reação exotérmica; enquanto que na segunda o calor é representado separadamente, por meio da notação ΔH. Reparem que neste último caso a entalpia vem acompanhada do sinal negativo, para representar que houve liberação de calor.

Anônimo disse...

Ajudou bastante!!
muito grato.

Anônimo disse...

Muito bom msm............

Rodrigo Antão disse...

Bem objetivo, parabéns!!

Anônimo disse...

sim gostei da boa explicaçao bem simplificada no siite

Anônimo disse...

e legal muito boa a explicaçao

Anônimo disse...

janaina disse...
gostei muito,adorei a explicação

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