4 - Entenda sobre... Entalpia (H)

Entalpia é a quantidade de energia em uma determinada reação, podemos calcular o calor de um sistema através da variação de entalpia (∆H).

A variação da Entalpia está na diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes, sendo assim, o calor de uma reação corresponde ao calor liberado ou absorvido em uma reação, e é simbolizado por ∆ H, veja como se calcula:

ΔH _total = ΔH _final – ΔH _inicial 

A variação da entalpia pode ser determinada pela equação acima, e depende da temperatura, pressão, estado físico, número de mol e da variedade alotrópica das substâncias.

Em algumas reações químicas (não sintetizadas), não é possível calcular o valor de

Δ H, o que faz com que sua entalpia seja conhecida através da entalpia de outras reações a variação de entalpia é a mesma, independente da etapa em que a reação ocorre.

Com o intuito de se calcular a entalpia de reações, foi criada uma forma padrão de realizar comparações, chamada entalpia-padrão, para que as entalpias sejam comparadas de acordo com uma da mesma condição, o que leva o nome de estado-padrão.

Formas de Entalpia:

Entalpia de Mudança de Estado Físico: Ela mostra a energia necessária para que 1 mol de substância, nas condições-padrão de temperatura e pressão, mude de estado físico Dentro desse tipo de entalpia, temos:

• Entalpia de Vaporização: energia que precisa ser absorvida para vaporizar (passar do estado líquido para o estado de gasoso) 1 mol da substância. Como se absorve energia na forma de calor, esse é um processo endotérmico e o valor da entalpia de vaporização será sempre positivo.  Exemplo:

H2O(l) → H2O(v)    ?Hvaporização = +44 kJ

• Entalpia de Fusão: energia que precisa ser absorvida para que 1 mol da substância passe do estado sólido para o estado líquido. Nesse caso, também é um processo endotérmico e o valor da entalpia de vaporização será sempre positivo.  Exemplo:

H₂O_(s) → H₂O_(l)    ?H_fusão = +7,3 kJ

• Entalpia de Liquefação: energia que precisa ser liberada para que 1 mol da substância passe do estado gasoso para o estado líquido. Já nesse caso, o processo é exotérmico e o valor da entalpia de vaporização será sempre negativo. Exemplo:

H₂O_(v)    → H₂O_(l) ?H_liquefação = -44 kJ

• Entalpia de Solidificação: energia que precisa ser liberada para que 1 mol da substância passe do estado líquido para o sólido. O processo também é exotérmico e o valor da entalpia de vaporização será sempre negativo. Exemplo:

H₂O_(l)    → H₂O_(s)   ?H_{solidificação} = -7,3 kJ

• Entalpia de Formação: calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de seus elementos constituintes, que são substâncias simples, no estado padrão, com a entalpia igual a zero. Por exemplo, para descobrir a entalpia da molécula de água é só usar o valor da entalpia da reação de formação dessa molécula:

H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O_(l)    ?H =-286 kJ/mol

?H = HProdutos – HReagentes

-286 kJ/mol = HH₂O – (HH₂ + H_1/2 O₂)

-286 kJ/mol = HH₂O – 0

HH₂O =286 kJ/mol

• Entalpia de Combustão: é a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão. Como são reações de combustão, sempre será liberada energia na forma de calor, sendo, portanto, uma reação exotérmica com a variação da entalpia negativa. Exemplo:

CH_4(g) + ½ O₂ → 1 CO_2(g) + 2 H₂O    ?H⁰_combustão = -890,4 kJ/mol

• Entalpia de Neutralização: é a energia liberada na forma de calor, na reação entre 1 mol de H+(aq) e 1 mol de OH-(aq), fornecidos respectivamente por um ácido e uma base fortes, para a formação de 1 mol de água. Exemplo:

HCl_(aq) + NaOH_(aq) →  NaCl_(aq) + H₂O_(l) ?H_{neutralização} = -57,7 kJ

• Entalpia de Solução: é a soma da entalpia reticular (absorve energia) e da entalpia de hidratação (libera energia). Ocorrem quando se dissolve um soluto na água, gerando uma solução. Se o valor da variação da entalpia de solução der negativo, significa que o processo é exotérmico. Já se o valor der positivo, a dissolução é endotérmica. Exemplo:

KI_(s) → K⁺_(g) + I^-_(g) ?H_ret = +623 kJ/mol

K⁺_(g) + I^-_(g) → K⁺_(aq) + I^-_(aq) ?H_hid = -611 kJ/mol

KI_(s) → K⁺_(aq) + I^-_(aq)  ?H_sol = ?H_ret + ?H_hid

?H_sol = (+623 + (-611)) kJ/mol

?H_sol = + 21 kJ/mol

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3 - Balanceamento de Equações Químicas

Portanto, a quantidade de átomos de cada elemento em uma equação química que representa uma reação deve ser a mesma nos reagentes (1º membro) e nos produtos (2º membro). Essa igualdade é obtida por meio de balanceamento dos coeficientes da equação. 

(Balancear uma equação química nada mais é do que igualar os coeficientes esquerdos e direitos de uma equação química)

Existem vários métodos utilizados para realizar o balanceamento de uma equação, mas o mais utilizado é o método das tentativas, que é baseado nos seguintes princípios:

1º Deve - se atribuir um coeficiente inicial ao radical ou elemento que aparece apenas uma vez em um dos membros.

2º  Se por acaso um dos elementos aparecerem mais de uma vez escolha o maior índice (nº de átomos).

3º Transpor os índices de um membro para o outro

Veja a seguinte reação:

FeS_2(g) + O­_2(g)­ → Fe₂O_3(s) + SO_2(g)

Observe que o único elemento que não podemos começar o balanceamento é o oxigênio, pois ele aparece mais de uma vez no segundo membro. Podemos começar ou pelo ferro ou pelo enxofre. Seguindo a segunda regra, o ferro do 2º membro possui índice igual a 2, que é o maior, por isso, vamos começar por ele, colocando o índice 1 na substância Fe₂O_3(s):

FeS_2(g) + O­_2(g)­ → 1 Fe₂O_3(s) + SO_2(g)

Note que há dois átomos de ferro no 2º membro. Logo, deve haver o mesmo número desse elemento no lado esquerdo:

2 FeS_2(g) + O­_2(g)­ → 1 Fe₂O_3(s) + SO_2(g)

Agora sabemos também que existem 4 átomos de enxofre (S) do lado esquerdo da equação (lembre-se de que é preciso multiplicar o índice pelo coeficiente para saber quantos átomos existem), então esse será o coeficiente desse elemento no lado direito:

2 FeS_2(g) + O­_2(g)­ → 1 Fe₂O_3(s) + 4 SO_2(g)

Agora só falta acertar o oxigênio. Veja que no 2º membro temos um total de 11 átomos de oxigênio (1 . 3 + 4 . 2 = 11). No 1º membro, existem dois átomos de oxigênio, então seu índice será a fração (11/2):

2 FeS_2(g) + 11/2 O­_2(g)­ → 1 Fe₂O_3(s) + 4 SO_2(g)

A reação dessa forma está balanceada. Porém, é importante notar que os coeficientes dos números inteiros são os menores possíveis. Portanto, é preciso eliminar a fração 11/2 sem acabar com a proporção estequiométrica. Podemos fazer isso ao multiplicar todos os coeficiente por 2 e dessa forma teremos a equação química devidamente balanceada:

4 FeS_2(g) + 11 O­_2(g)­ → 2 Fe₂O_3(s) + 8 SO_2(g)

Para ver se ficou correto, basta verificar se a quantidade de cada elemento nos dois membros está igual:

4 FeS_2(g) + 11 O­_2(g)­ → 2 Fe₂O_3(s) + 8 SO_2(g)

REAGENTES:                           PRODUTOS:

Fe = 4 . 1 = 4 átomos                Fe = 2 . 2 = 4 átomos
S = 4 . 2 = 8 átomos                  S = 8 . 1 = 8 átomos
O = 11 . 2 =22 átomos              O = (2 . 3) + (8 . 2) = 22 átomos  

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2 - Entendendo as Equações Químicas

A equação química é a forma de se descrever uma reação química que envolve os reagentes e produtos. Representação de uma Equação Química:

Reagentes → Produtos

                                   

                                                          Equilíbrio Químico

Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias que entram nessas reações. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito. Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita. Sendo assim, balancear uma equação é fazer com que ela entre em equilíbrio.

Exemplo de uma Equação Química não equilibrada:

H₂

 + CL → 2 HCL

Perceba que a equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H₂ e Cl₂) dois átomos de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula.

Exemplo de uma Equação Química equilibrada:

H₂ + Cl₂ → 2 HCl 

Agora, a equação está balanceada com a adição do coeficiente 2 nos produtos que indica a existência de duas moléculas de ácido clorídrico (HCl), esse número que antecede o elemento, no caso onúmero 2, é chamado de coeficiente estequiométrico. A função desse coeficiente é indicar a quantidade de cada substância que participa da reação.

Podemos saber praticamente tudo sobre uma reação química através de sua equação, ela pode oferecer, por exemplo, as seguintes informações através de símbolos tais como:

Quando a reação é reversível: (↔)

Presença de luz: (λ)

Catalisadores ou aquecimento: (?)

Formação de um precipitado: (↓)

A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses:

Gás (g)       Líquido (l)        Sólido (s)          Vapor (v)          Cristal (c)

A presença de átomos, íons ou moléculas em solução aquosa é representada pela abreviatura: (aq)

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1 - Estequiometria

Estequiometria: É o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes.

Ao longo do tempo houveram inúmeras tentativas de explicar a constituição da matéria e suas transformações, até o ano de 1500 entre árabes e europeus desenvolvia-se a Alquimia, movidos pelo intuito de obter o elixir da longa vida e a Pedra Filosofal. Após, desenvolveu-se a Iatroquímica que tinha como principal nome Paracelso. A Química só obteve caráter científico a partir do século XVIII quando se aliaram teoria e prática. Nesta época surge Lavoisier com a Lei da conservação de massa ou lei da natureza.

Antoine Laurent Lavoisier, químico francês e considerado o pai da Química Moderna inferiu que dentro de um recipiente fechado, a massa total seria invariável mesmo ocorrendo quaisquer transformações.

Vindo a complementar a sua teoria surge Joseph Louis Proust que através de experimentos com substâncias puras concluiu que a composição em massa das substâncias era constante independente do seu processo de obtenção. Resumindo, a soma da massa dos reagentes sempre resultará no mesmo valor da soma da massa dos produtos.

As leis de Lavoisier e Proust são conhecidas como Leis Ponderais e marcam o início da Química como Ciência além de nortearem o estudo da estequiometria. Vejamos um exemplo que exemplifica bem as leis discutidas acima:

Se 3 gramas de carbono se combinam com 8 gramas de oxigênio para formar gás carbônico, 9 gramas de carbono irão se combinar com 24 gramas de oxigênio para formar esse mesmo composto. Neste caso podemos perceber que quando triplicamos o valor de um dos reagentes devemos triplicar também a quantidade do outro reagente (se houver) para que a reação produza proporcionalmente a quantidade de produto, isto enuncia bem a lei de Proust.

Quando analisamos que o carbono dos reagentes se combina com o oxigênio para formar gás carbônico percebemos que não há perda de átomos de carbono durante a reação apenas ele se apresenta de forma combinada nos produtos, mantendo assim a massa constante.

A estequiometria é dada por cálculos que relacionam a quantidade de reagentes e produtos existentes no meio reacional e pré-determinam a quantidade de produto formada. Para realizar os cálculos precisamos seguir algumas regras:

1. Primeiramente devemos ter clara a relação de grandezas abaixo:

1 mol – x g (massa da tabela da substância) – 6,02 x 10^-23 átomos/moléculas – 22,4 L (CNTP)

Obs: A constante de Avogadro 6,02 x 10^-23  Equivale á uma molécula da substância.

2. Escrever a reação de forma que reagentes e produtos encontrem-se com os coeficientes balanceados. O termo balanceado se refere à quantidade de átomos de determinado elemento químico que deve ser a mesma nos reagentes e nos produtos.

Após esses passos realiza-se geralmente uma “regra de três” para encontrar o valor buscado.

Devemos levar em conta alguns termos envolvidos em cálculos deste tipo que são:

Pureza: Se refere a quanto do reagente realmente é capaz de reagir para formar determinado produto. Por exemplo, se dizemos que a massa de um reagente é 100 g, porém temos a informação de que o mesmo é 90% puro, devemos considerar que apenas 90g irão reagir e consequentemente ser levadas em conta para fins de cálculo o restante é impureza.

Rendimento: O rendimento tem relação em especial com o produto. Quando uma reação tem rendimento total significa que toda a quantidade prevista em cálculos será obtida, porém isso na prática geralmente não ocorre devido a resíduos que se formam nas reações. Porém se efetuarmos os cálculos e percebermos que determinada reação formaria em condições ideais 180 gramas e houve na prática um rendimento de 50% devemos considerar que temos apenas 90 gramas de produto.

Cálculo da massa molecular (MM)

Sua unidade é em gramas (g).
Procura-se o valor da massa atômica do elemento químico na tabela períodica.

Ex.

He = 4,00g

Ne = 20,18g

Se na substância tiver mais de um elemento ou do mesmo elemento, calcula-se somando as massas atômicas destes elementos. Se tiver do mesmo, multiplica-se.

Ex.

H2O = 16 + 2. (1) = 18g

C12H22O11 = 11. (16) + 22. (1) + 12. (12) = 342g

Ca(NO3)2  = 2.3.(16) + 2. (14) + 40 = 164g

MOL

O mol sempre indica:
- quantidade
- massa
- volume

A quantidade é um número muito grande que foi determinado experimentalmente, o Número de Avogadro: 6,02 x 10^-23
Assim como existe a dúzia, existe o Número de Avogadro.
Se a dúzia indica 12 unidades de qualquer coisa, o Número de Avogadro indica  6,02.1023 unidades de qualquer coisa. Neste caso, é usado para quantificar átomos, moléculas, íons e tantas outras partículas subatômicas, muito pequenas.

O mol também indica massa. É a mesma massa que encontramos na Tabela Periódica, porém em gramas (g). portanto um mol de uma substância é igual à sua massa atômica.

O mol indica volume nas CNTP, que quer dizer condições normais de temperatura e pressão. A temperatura deve ser 0°C ou 273K e a pressão 1 atm. Se estas condições forem satisfeitas, um mol de um gás será 22,4L.
Esta constante é para gases. Se o gás não estiver nas CNTP, pode se calcular através da seguinte fórmula para gases ideiais:

P.V = n. R. T

Onde:
P = pressão (atm)
V = volume (L)
n = número de mols
R = constante de Clapeyron = 0,082 atm.L/mol.K
T = temperatura (K)

Estequiometria Comum ou da Fórmula

Estes cálculos são relações de grandezas. Utiliza-se regras de três simples.

Colocar sempre na primeira linha os dados que já sabemos e na segunda linha os dados que devem ser calculados.

Veja o exemplo:

- Quantas gramas de água há em 3 mol de água?

Se 1 mol há 18 gramas (calcular a massa molecular com a ajuda da tabela periódica) então 3 mol tem quantas gramas?
Na primeira linha, coloca-se os dados conhecidos, ou seja, que um mol tem 18 gramas:
Na segunda linha, coloca-se os dados que queremos calcular, ou seja, que 3 mols terá x gramas. Sempre colocando unidade embaixo da mesma unidade.

Assim temos:

1 mol   –   18g
3 mol   –    x(g)

x = 54g de H2O

Estequiometria da Equação Química

Para estes cálculos, pode-se seguir alguns passos:

1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);
2. fazer contagem de mol de cada substância;
3. ler no problema o que pede;
4. relacionar as grandezas;
5. calcular com regra de três (proporção).

É sempre importante relacionar as substâncias que tem dados e a substância que se deseja calcular alguma grandeza.

Cálculo de Pureza

Este cálculo é muito utilizado nos laboratórios químicos, já que nenhuma substância é 100% pura. Sempre há alguma impureza. Por este motivo, alguns problemas já indicam a quantidade de impureza ou o quanto a substância é pura.

Se uma amostra de 40g de NaCl é 70% pura, quanto de NaCl há na amostra?

40g    –   100%
x (g)   –   70%

x = 28g de NaCl

Este é o primeiro passo para os cálculos estequiométricos que envolvem reações químicas com cálculo de pureza.

Cálculo de Rendimento

Nenhuma reação química tem 100% de aproveitamento. Geralmente a quantidade de produto pode ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, etc.

O cálculo de rendimento é feito relacionando o valor esperado pelo valor obtido de produto.

- Numa determinada reação química deve-se obter 500g. Porém, a reação só teve 60% de rendimento. Qual o valor da massa obtida de produto?

 100 %    –   500g
60%     –   x (g)

x = 300g

Constantes e conversões úteis:

Constante de Clapeyron:
R= 0,082atm.L/mol.K
R= 8,314/mol.K
R= 1,987cal/mol.K

Número de Avogadro: 6,02.1023

Pressão:
1atm = 760mmHg = 101325Pa
1Torr = 1mmHg

Volume:
1mL = 1cm³
1dm³ = 1L = 1000mL

Massa:
1000Kg = 1ton
1Kg = 1000g
1g = 1000mg

Comprimento:
1nm = 1.10-9m

Fórmula para cálculo do número de mols (n):

m/MM

Onde:

n = número de mols

m = massa (g)

MM = massa molar (g/mol)

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