Química na Abordagem do Cotidiano Tito e Canto Vol 2-160-162

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2.2. O conceito de entalpia (H) e de variação de entalpia (∆H)
É muito freqüente em Química o estudo de processos que ocorram à
pressão constante. Para poder investigar o calor liberado ou absorvido
em um processo químico à pressão constante, os químicos conceituaram
a grandeza entalpia, simbolizada por H.
A entalpia de um sistema é uma grandeza (expressa em unidade de
energia) que informa a quantidade de energia desse sistema que poderia
ser transformada em calor em um processo à pressão constante.
A entalpia pode ser comparada ao saldo de uma conta bancária.
Quando um processo exotérmico ocorre em um sistema à pressão cons-
tante, esse sistema libera calor para o ambiente e sua entalpia diminui. A
variação de entalpia (∆H) será negativa, pois sai energia do sistema.
∆H & Hf # Hi ' 0 Processo exotérmico
Entalpia final Entalpia inicial
(depois da (antes da Sai energia do sistema
liberação de calor) liberação de calor)
Quando um processo endotérmico ocorre em um sistema à pressão
constante, esse sistema absorve calor do ambiente e sua entalpia au-
menta. Nesse caso, a variação de entalpia (∆H) será positiva, em decor-
rência da entrada de energia no sistema.
∆H & Hf # Hi ( 0 Processo endotérmico
Entalpia final Entalpia inicial
(depois da (antes da Entra energia no sistema
absorção de calor) absorção de calor)
A variação de entalpia (∆H) de um sistema informa a quantidade de
calor trocado por esse sistema, à pressão constante. O sinal do ∆H
informa se o processo é exotérmico (∆H ' 0) ou endotérmico (∆H ( 0).
Alguns químicos chamam o ∆H de “calor de reação”.
2.3. Variação de entalpia em uma mudança de fase
Uma mudança de fase à pressão constante envolve a troca de calor
com o ambiente. A solidificação da água, por exemplo, é um processo
exotérmico. Verifica-se, experimentalmente, que a solidificação de um
mol de água envolve a perda de 6,01 kJ.
Em palavras: Quando um mol de água líquida passa para a fase sólida, à pressão cons-
tante, o sistema perde 6,01 quilojoules de energia, ou seja, o sistema sofre
uma variação de entalpia de #6,01 kJ.
Em equação: H2O(l) " H2O(s) ∆H & #6,01 kJ/mol
Note que a unidade de ∆H usada nesse caso é kJ/mol (lê-se quilojoules
por mol), que indica que há a liberação (sinal negativo) de 6,01 kJ de
energia quando um mol de água passa da fase líquida para a fase sólida.
Por isso, o valor de #6,01 kJ/mol pode ser denominado entalpia molar de
solidificação da água.
No processo inverso, no qual um mol de água sólida passa para a fase
líquida, verifica-se que ocorre a absorção de 6,01 kJ de calor das vizinhanças.
Em palavras: Quando um mol de água sólida passa para a fase líquida, à pressão cons-
tante, o sistema recebe 6,01 quilojoules de energia, ou seja, o sistema so-
fre uma variação de entalpia de "6,01 kJ.
Em equação: H2O(s) " H2O(l) ∆H & "6,01 kJ/mol
Nesse caso, o sinal positivo (que não precisaria ser escrito) indica
que o processo de fusão do gelo absorve calor. Podemos nos referir ao
valor de 6,01 kJ/mol como entalpia molar de fusão da água.
Os exemplos que apresentamos estão representados no diagrama de
entalpia ao lado e ilustram como os cientistas expressam as trocas de
calor envolvendo processos de mudança de fase.
Entalpia
Entalpia
inicial
Entalpia
final
Hi
Hf
∆H ' 0
Entalpia
Entalpia
final
Entalpia
inicial
Hf
Hi
∆H ( 0
Entalpia
So
lid
ifi
ca
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∆H
=
–
6,
01
k
J
∆H
=
+
6,
01
k
J
Fu
sã
o
H2O(s)
H2O(l)
Após estudar o texto ao lado, reveja a
explicação que deu para o resultado
da experiência de abertura deste
capítulo.
Reformule-a se necessário.
Aplique
o que aprendeu
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1. Ao sair de uma piscina em um dia de vento, sentimos frio.
Proponha uma explicação para isso, baseada nos conceitos
de mudança de fase e de troca de calor.
2. Se algumas gotas de álcool (cuidado, é inflamável!) são der-
ramadas na pele, isso pode esfriá-la. Como esse aconteci-
mento se relaciona ao mencionado na questão anterior?
3. As talhas e moringas de “barro” (cerâmica de argila cozida)
contendo água estão sempre a uma temperatura um pouco
inferior à do ambiente. Sabendo que a água é capaz de im-
pregnar esse material e chegar (em pequena quantidade) até
o lado externo, proponha uma explicação para elas se man-
terem abaixo da temperatura do ambiente.
4. Quando um mol de etanol (C2H6O, álcool comum) passa do
estado líquido para o gasoso, ocorre absorção de 43,5 kJ de
calor. Represente esse processo por meio de uma equação
acompanhada do respectivo valor de ∆H.
5. Dos processos I a VI esquematizados abaixo, todos à pres-
são constante, quais são endotérmicos? E exotérmicos?
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
I II
III IV
V
VI
A critério do(a) professor(a) esta atividade poderá ser realizada em grupos.
Objetivo: Observar evidências de calor envolvido na oxidação do ferro.
Você vai precisar de:
• dois termômetros • palha de aço nova
• meia xícara de vinagre • elástico
• dois copos de vidro
Procedimento:
1. Todos os materiais utilizados devem estar à mesma temperatura an-
tes da experiência. Para isso, deixe-os num mesmo local por, pelo me-
nos, uma hora.
2. Mergulhe um pedaço de palha de aço no vinagre, por um minuto. Re-
tire-o, escorra o excesso de líquido, envolva o bulbo de um dos ter-
mômetros com ele e prenda-o com o elástico. Coloque esse termôme-
tro em um dos copos.
3. Coloque o outro termômetro dentro do outro copo (veja a figura ao lado).
4. Registre a temperatura em cada termômetro e volte a registrá-la a
cada dois minutos, por um intervalo de 20 minutos.
5. Analise as anotações feitas. O que se nota? Como isso pode ser ex-
plicado?
Faça uma experiência e observe
Motivação
2.4. Variação de entalpia em reações químicas
Na página anterior mostramos como o conceito de variação de entalpia
permite expressar com clareza o calor absorvido ou liberado em uma
mudança de fase. Contudo, a maior utilidade do conceito de ∆H é permi-
tir expressar as variações energéticas em reações químicas.
Processo químico exotérmico (reação química exotérmica)
Quando uma reação exotérmica acontece, o sistema formado pelos par-
ticipantes dessa reação libera calor para as vizinhanças (meio ambiente).
Desenvolvendoo tema
Palha de aço
embebida em vinagre
Elástico
A reação exotérmica entre os gases hi-
drogênio e oxigênio, que forma água, é a
responsável pela propulsão do ônibus es-
pacial.
C
ID
Questõespara fixação Resolva em seu caderno
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Considere, como exemplo, o seguinte fato experimental:
Em palavras: Quando um mol de hidrogênio gasoso reage, à pressão constante, com
meio mol de oxigênio gasoso para formar um mol de água líquida, ocorre a
liberação de 285,8 kJ de energia (na forma de calor) para o meio ambiente.
Isso poderia ser representado assim:
Em equação: 1 H2 (g) "
1
2
O2 (g) " 1 H2O(l) " 285,8 kJ
Calor liberado
Porém, em vez de incluir o calor liberado no segundo membro da equa-
ção, os químicos convencionaram escrever a variação de entalpia (∆H) à
frente da equação química:
Em equação: 1 H2 (g) "
1
2
O2 (g) " 1 H2O(l) ∆H & #285,8 kJ/mol
Processo químico endotérmico (reação química endotérmica)
Quando uma reação endotérmica acontece, o sistema formado pelos
participantes dessa reação absorve calor das vizinhanças (meio ambiente).
Considere o seguinte exemplo:
Em palavras: Quando um mol de óxido de mercúrio (II) sólido se decompõe, à pressão
constante, em um mol de mercúrio líquido e meio mol de oxigênio gaso-
so, ocorre a absorção de 90,7 kJ de energia (na forma de calor) do meio
ambiente.
Isso poderia ser representado assim:
Em equação: 1 HgO(s) " 90,7 kJ " 1 Hg(l)"
1
2
O2 (g)
Calor absorvido
Porém, em vez de incluir o calor absorvido no primeiro membro da
equação, os químicos convencionaram escrever o ∆H à frente da equa-
ção química:
Em equação: 1 HgO(s) " 1 Hg(l) "
1
2
O2 (g) ∆H & "90,7 kJ/mol
2.5. Equação termoquímica
Os processos realizados em calorímetros e os dados experimentais
obtidos são representados pelas equações termoquímicas.
Para que uma equação termoquímica possa representar de modo com-
pleto dados obtidos em laboratório, devem estar presentes as seguintes
informações:
• os coeficientes estequiométricos e o estado físico de todos os par-
ticipantes;
• especificação da variedade alotrópica, quando for o caso;
• a temperatura e a pressão em que a reação ou a mudança de fase é
realizada;
• o ∆H do processo.
Vejamos um exemplo:
C(graf.) " 2 H2 (g) " CH4 (g) ∆H & #74,4 kJ/mol (25°C, 100 kPa)
A necessidade de especificar na equação termoquímica informações
como forma alotrópica, temperatura e estados físicos se deve ao fato de os
valores de ∆H variarem quando um ou mais desses fatores se alteram.
Alguns dos exercícios a seguir mostrarão exemplos dessas mudanças.
Reveja a explicação que você deu
para o resultado da experiência da
página anterior e reformule-a se
julgar necessário.
Aplique
o que aprendeu
Entalpia
∆H = –285,8 kJ
H2O(l)
Reação exotérmica
H2(g) + — O2(g)
1
2
HgO(s)
Entalpia
∆H = +90,7 kJ
Reação endotérmica
Hg (l) + — O2(g)
1
2
ATENÇÃO
NÃO se recomenda a realização de
experimentos de combustão do hidrogênio,
por ser uma reação EXPLOSIVA.
Experimentos que envolvam a combustão
do hidrogênio NÃO devem ser feitos pelo
aluno. A reação é explosiva.
ATENÇÃO
O mercúrio é um metal tóxico e de efeito
cumulativo no organismo.
Seus vapores são facilmente absorvidos.
Assim como o mercúrio metálico, os
compostos de mercúrio também podem
causar a contaminação de uma pessoa.
A manipulação de mercúrio e de seus
compostos NÃO deve ser feita em
instalações escolares de ensino médio.
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