51VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO Cℓ H | | H3C — C ; CH + HCℓ → H3C — C =CH carbono mais hidrogenado da insaturação 1.4. Adição em aromáticos Por causa da ressonância, os aromáticos regularmente sofrem reações de substituição. Entretanto, em condições altamente energéticas ou em condições especiais, podem sofrer reações de adição. Exemplos: a) hidrogenação total do benzeno b) cloração total do benzeno 1.5. Reações de hidratação de alcenos e alcinos Essas reações consistem na adição de água (H2O ou HOH), na presença de catalisadores e em meio ácido, aos hidrocarbonetos alcenos e alcinos, bem como obedecem à regra de Markovnikov, isto é, o hidrogênio liga-se ao carbono mais hidrogenado da insaturação. H OH | | H2C = CH — CH3 + HOH H2 C — CH — CH3 propeno propan-2-ol OH H O | | || H3C — C ; CH + HOH → H — C = CH H3 C — C — CH3 propino propen-2-ol propanona Caso o grupo OH do grupo funcional enol esteja situado no carbono secundário, haverá a formação de uma cetona; no entanto, se o grupo OH estiver situado no carbono primário, será formado um aldeído. manualdaquimica.uol.com.br/quimica-organica/reacoes-adicao.htm multimídia: site O benzeno é líquido, inflamável, incolor e possui um aroma doce e agradável. Trata-se de um composto tóxico, cujos vapores, se inalados, causam tontura, dores de cabeça e até mesmo inconsciência. Quando inalados em pequenas quantidades por longos períodos, causam sérios problemas sanguíneos, como leucopenia. O benzeno também é conhecido por ser carcinogênico. É uma substância usada como solvente (de iodo, enxofre, graxas, ceras, etc.) e matéria-prima básica na produção de muitos compostos orgânicos importantes, como fenol, anilina, trinitrotolueno, plástico, gasolina, borracha sintética e tintas. A benzina é uma mistura de hidrocarbonetos obtida principalmente da destilação do petróleo, que possui faixa de ebulição próxima ao benzeno.
52VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS O nome benzeno deriva do ácido benzoico, que foi descoberto no século XVI e que recebeu esse nome por ter sido obtido, pela primeira vez, a partir da essência do benjoeiro. A destilação seca de goma de benjoim primeiramente foi descrita por Nostradamus (1556) e, posteriormente, por Aleixo Pedemontanus (1560) e Blaise de Vigenère (1596). O nome inicial do composto, benzine, foi dado pelo químico alemão Eilhardt Mitscherlich, em 1833. Em 1825, o benzeno foi descoberto por Michael Faraday (1791-1867) no gás de iluminação usado em Londres. Faraday é o mesmo cientista que descobriu vários fenômenos elétricos e determinou as leis da eletrólise. Em 1834, o químico Edilhardt Mitscherlich determinou a fórmula molecular do benzeno como sendo C6 H6 . Durante muitos anos, os químicos se esforçaram para descobrir como os seis átomos de carbono e os seis de hidrogênio estavam dispostos dentro da molécula do anel benzênico. Já na metade do século XIX, vários cientistas haviam proposto diferentes fórmulas estruturais para essa molécula. Entretanto, nenhuma dessas proposições conseguia explicar as reações apresentadas pelo benzeno. Foi então que Friedrich August Kekulé von Stradonitz, mais conhecido apenas por Kekulé (1829-1896), em 1865, depois de um sonho, propôs a ideia do anel hexagonal, completada no ano seguinte com a hipótese da existência de um par de estruturas em equilíbrio, com a alternância de ligações duplas. A Química Orgânica é uma divisão da Química que foi proposta, em 1777, pelo químico sueco Torbern Olof Bergman. A Química Orgânica era definida como um ramo químico que estudava os compostos extraídos dos organismos vivos. Em 1807, Jöns Jacob Berzelius formulou a teoria da força vital. Ela se baseava na ideia de que os compostos orgânicos precisavam de uma força maior (a vida) para serem sintetizados. Em 1828, Friedrich Wöhler, discípulo de Berzelius, a partir do aquecimento de cianato de amônio, produziu a ureia, dando início à queda da teoria da força vital. Essa obtenção ficou conhecida como síntese de Wöhler. Mais tarde, Pierre Eugene Marcellin Berthelot realizou uma série de experiências a partir de 1854 e, em 1862, sintetizou o acetileno. Em 1866, Berthelot obteve, por aquecimento, a polimerização do acetileno em benzeno e, assim, foi derrubada definitivamente a teoria da força vital. A definição de Bergman para a Química Orgânica não era adequada. Então, o químico alemão Friedrich August Kekulé propôs a nova definição aceita atualmente: “Química Orgânica é o ramo da Química que estuda os compostos de carbono”. Embora a afirmação esteja correta, nem todo composto que contém carbono é orgânico, como o dióxido de carbono, o ácido carbônico, o grafite, etc., mas todos os compostos orgânicos contêm carbono. Essa parte da Química estuda a estrutura, propriedades, composição, reações e síntese de compostos orgânicos que, por definição, contêm carbono, mas que podem também conter outros elementos, como o oxigênio e o hidrogênio. Muitos deles contêm nitrogênio, halogênios e, mais raramente, fósforo e enxofre. Aplicação do conteúdo 1. A hidratação do propeno dará origem a qual dos compostos abaixo? a) Propano b) Propan-1-ol c) Propan-2-ol d) Propanona e) Ácido propanoico Resolução: Respeitando a regra de Markovnikov, a reação entre propeno e água se dá por: Assim, o produto formado é o propan-2-ol (ou 2-propanol) Alternativa C
53VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 2. Ao realizar a reação de adição do composto metilciclobutano com o ácido bromídrico (HBr), qual será o composto formado? a) 2-bromopentano b) 1-bromopentano c) 2-bromobutano d) 1-bromo-2-metilciclobutano e) 1-bromo-1-metilciclobutano Resolução: Respeitando a regra de Markovnikov, a reação entre metilciclobutano e HBr se dá por: Nessa reação de adição, ocorre abertura do anel, uma vez que os compostos cíclicos de três ou quatro carbonos possuem anéis instáveis. Assim, o produto formado é o 2-bromopentano. Alternativa A 3.Qual é o produto da reação entre 1 mol de 1,3-butadieno com 1 mol de gás cloro? a) 3,4-diclorobut-1-eno b) 1,2-diclorobut-3-eno c) 2,3-diclorobut-2-eno d) 1,4-diclorobut-2-eno e) 1,2,3,4-tetraclorobutano Resolução: A reação de adição a um dieno conjugado (dupla e simples alternado, como 1,3-butadieno) se dá por adição nos carbonos da ponta de cada dupla, e as duplas migram para onde estava a ligação simples (chamada de adição 1,4): Assim, a reação entre 1 mol de 1,3-butadieno com 1 mol de gás cloro resulta na formação de 1,4-diclorobut-2-eno (ou 1,4-dicloro-2-buteno). Alternativa D 4. (UFSC) Assinale as proposições CORRETAS. Encontre, na relação a seguir, os produtos da adição de 1 mol de HBr a 1 mol de cada um dos seguintes reagentes: a) propeno b) propino 01) 1,2-dibromopropano 02) 2-bromopropano 04) 1,2-dibromopropeno 08) 2-bromopropeno 16) 1-cloro-2-bromopropano 32) 1,2,3-tribromopropano 64) 1,1,1-tribromopropano Soma ( ) Resolução: Reagindo 1 mol de propeno com 1 mol de HBr, forma-se 2-bromopropano: Reagindo 1 mol de propino com 1 mol de HBr, forma-se 2-bromopropeno: Assim, os itens corretos são os números 2 e 8. Soma: 10
54VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS SUBSTÂNCIA QUÍMICA CICLO DE 3C CICLO DE 4C ALTA TENSÃO ANGULAR HIDROGENAÇÃO CATALÍTICA ADIÇÃO DE ALCINOS ADIÇÃO DE H2 O ADIÇÃO DE HALOGÊNIO (X2 ) ADIÇÃO DE HX X = HALOGÊNIO REGRA DE MARKOVNIKOV ORGÂNICA HIDROCARBONETOS REAÇÕES ADIÇÃO DE ALCENOS REAÇÕES ENVOLVENDO CICLANOS ADIÇÃO (COM QUEBRA DE CICLO) PODE SER POR EXEMPLO PARTICIPAM DE TAIS COMO INCLUI TÍPICA DE QUE SEGUEM A TEM
55VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Reações de substituição Nas reações de substituição, ao menos um átomo de hidrogênio da molécula de um hidrocarboneto é substituído por outro átomo ou grupo de átomos. Essas reações podem ser representadas genericamente da seguinte maneira: R — H + AB → R — B + HA A notação R – H representa um hidrocarboneto que pode pertencer a uma das seguintes classes: alcanos, aromáticos ou ciclanos, com cinco ou mais carbonos. As principais reações de substituição são halogenação, nitração, sulfonação, alquilação e acilação. 1.1. Halogenação Na halogenação ocorre a substituição de átomo(s) de hidrogênio por átomo(s) de halogênio provenientes das suas substâncias simples: F2, Cℓ2, Br2 e I2; as mais comuns são a cloração (Cℓ2) e a bromação (Br2), pois as reações com F2, em razão de sua grande reatividade, são explosivas, enquanto as reações com I2 são extremamente lentas. A halogenação de um alcano produz um haleto orgânico (hidrocarboneto halogenado). Exemplo: § Monocloração do metano. H | H — C — H + Cℓ — Cℓ H3 C — Cℓ + HCℓ | clorometano H metano § Nessa reação, o H do C5 H10 foi substituído pelo Br. ciclopentano bromociclopentano Em geral, as reações na Química Orgânica processam-se com a ajuda externa da luz e são mais lentas do que na Química Inorgânica. Isso ocorre porque, regularmente, as reações orgânicas são moleculares, enquanto as reações inorgânicas são iônicas. § Mecanismo da substituição em alcanos – substituição via radical livre: a) Início da cadeia – dissociação (por cisão homolítica sob ação da luz) da molécula de cloro (Cℓ2 ), liberando átomos de cloro (Cℓ). Cℓ •• Cℓ 2Cℓ • b) Propagação da cadeia – um átomo de cloro (Cℓ) reage com um átomo de hidrogênio do metano, produzindo HCℓ e um radical livre (H3 C, metil), que reage com outra molécula de cloro, formando o haleto (H3 C — Cℓ) e liberando um átomo de cloro. H H | | Cℓ • + H • • C •• H → H •• Cℓ + •C — H (H3C•) | | H H radical metil H3C• + Cℓ • • Cℓ → H3C •• Cℓ + Cℓ • cloreto de metila (cloro metano) c) Término da cadeia – os átomos de cloro se recombinam, restaurando a molécula de cloro. 2 Cℓ• → Cℓ2 Reação global: Cℓ2 + CH4 HCℓ + H3C — Cℓ Experimentalmente, verifica-se que: § Misturas de gás cloro (Cℓ2) e gás metano (CH4) podem ser armazenadas indefinidamente no escuro, sem que ocorra reação. § A exposição momentânea da mistura à luz inicia uma reação violenta. Estudos mostraram que a absorção de luz pelas moléculas de cloro provoca a dissociação das moléculas, produzindo radicais livres de cloro. Esses radicais são muito reativos e atacam o metano, retirando átomos REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 33 E 34
56VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias de hidrogênio e produzindo cloreto de hidrogênio e radicais metil. Esses radicais reagem com moléculas de cloro, produzindo cloreto de metila e radicais de cloro. Ocorre uma reação em cadeia, e muitas moléculas de cloreto de metila e cloreto de hidrogênio são produzidas para cada molécula de cloro que sofre fotólise. As cadeias terminam graças à recombinação dos radicais de cloro. Exemplo: H3C — CH — CH2 — CH3 + Cℓ — Cℓ | CH3 metilbutano Cℓ | H2C — CH — CH2 — CH3 + HCℓ (0,7 %) | CH3 Cℓ | H3C — C — CH2 — CH3 + HCℓ (90 %) | CH3 Cℓ | H3C — CH — CH — CH3 + HCℓ (9 %) | CH3 Cℓ | H3C — CH — CH2 — CH2 + HCℓ (0,3 %) | CH3 Diversos fatores influem na porcentagem dos produtos obtidos nesse tipo de reação. Não obstante, é possível prever qual produto será formado em maior quantidade, por meio de uma regra de uso comum que indica a ordem de facilidade com que um hidrogênio “sai” do hidrocarboneto. Cterciário > Csecundário > Cprimário No equacionamento de reações semelhantes a essa, costuma-se representar somente o produto obtido em maior quantidade. Por esse motivo, a reação de monocloração do metilbutano é frequentemente representada da seguinte maneira: H Cℓ | | H3C — C — CH2 — CH3 + Cℓ — Cℓ H3C — C — CH2 — CH3 + HCℓ | | CH3 CH3 metilbutano 2-cloro-2-metilbutano Fonte: Youtube Produção de Biodiesel a partir de Óleo Usado multimídia: vídeo 1.2. Nitração Nitração é a reação de um alcano com ácido nítrico, HNO3, que produz um nitroalcano, um nitrocomposto. CH3 — H + HO — NO2 → CH3 — NO2 + H2O nitrometano 1.3. Sulfonação Sulfonação é a reação de um alcano com ácido sulfúrico, H2 SO4 , que produz um ácido alcano-sulfônico, um ácido sulfônico. CH3 — H + HO — SO3H → CH3 — SO3H + H2O ácido metil-sulfônico Em alcanos mais complexos, o halogênio pode atacar a molécula em diferentes pontos. 2. Reações de substituição nos hidrocarbonetos aromáticos A seguir, serão indicadas as reações mais comuns e importantes nos hidrocarbonetos aromáticos. 2.1. Halogenação 2.2. Nitração 2.3. Sulfonação 2.4. Alquilação de Friedel-Crafts Trata-se da substituição de um ou mais hidrogênios do anel aromático por um ou mais radicais derivados de alcanos.
57VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO 2.5. Acilação de Friedel-Crafts Trata-se da substituição de um ou mais hidrogênios de um anel aromático por um ou mais radicais derivados de ácidos carboxílicos (R — C = O). Essas duas reações são denominadas reações de Friedel- -Crafts. § Mecanismo de substituição nos aromáticos a) O catalisador (ácido de Lewis) reage com Cℓ2 : Cℓ2 + AℓCℓ3 → Cℓ- [AℓCℓ4] – b) O benzeno ataca o eletrófilo Cℓ+ (“gosta” de elétron), formando íon carbônio (cátion com carga positiva no carbono): c) Eliminação de próton (H+): HAℓCℓ4 → HCℓ + AℓCℓ3 Essa reação é denominada substituição eletrofílica aromática. manualdaquimica.uol.com.br/quimica-organica/reacoes-organicas-substituicao.htm multimídia: site O Biodiesel é uma alternativa aos combustíveis derivados do petróleo. Ele pode ser utilizado em automóveis e em qualquer outro veículo com motor a diesel. Fabricado a partir de fontes renováveis (óleo de soja, gordura animal, óleo de algodão), trata-se de um combustível que emite menos poluentes do que o diesel. O preço da gasolina, do diesel e dos derivados de petróleo tendem a subir cada vez mais. A cada ano, o consumo aumenta e as reservas diminuem. Além do problema físico, há o problema político: a cada ameaça de guerra ou crise internacional, o preço do barril de petróleo dispara. Para aumentar sua competitividade, os custos de produção do biodiesel podem ser minimizados pela venda dos subprodutos gerados durante o processo de transesterificação, como a glicerina, o adubo e a ração proteica vegetal. Devido à importância do biodiesel e da futura regulamentação para sua utilização no país, o estabelecimento de padrões de qualidade para o biodiesel se constitui como um fator fundamental para o sucesso de sua adoção. A história do biodiesel começa junto com a história do século XX. Embora a ideia de utilização de combustíveis de origem orgânica só tenha se tornado viável mais tarde, principalmente depois da explosão do preço do petróleo na década de 1970, desde o início do funcionamento dos motores a diesel há relatos do uso de óleo vegetal para movê-los. Processo de produção de biodiesel A molécula de óleo vegetal é formada por três moléculas de ácidos graxos ligadas a uma molécula de glicerina, o que faz dela um triglicídio. O processo para a transformação do óleo vegetal em biodiesel é denominado transesterificação.
58VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS Reações químicas envolvendo compostos orgânicos são denominadas reações orgânicas. Os tipos básicos de reações da Química Orgânica são reações de adição, reações de eliminação, reações de substituição, reações pericíclicas, reações de rearranjo ou transposição e reações redox. Em síntese orgânica, reações orgânicas são usadas na construção de novas moléculas orgânicas. A produção de muitas substâncias pelo homem, como drogas e plásticos, depende de reações orgânicas. A combustão de combustíveis orgânicos e a saponificação de gorduras para fazer sabão são as mais antigas reações orgânicas. A moderna química orgânica inicia-se com a síntese de Wöhler em 1828. Na história do Prêmio Nobel de Química, há premiados pela invenção de reações orgânicas específicas, como a reação de Grignard, em 1912, a reação de Diels-Alder, em 1950, a reação de Wittig, em 1979, e a metátese de olefina, em 2005. Aplicação do conteúdo 1. Na primeira etapa da reação de alcanos com cloro, ocorre a troca de apenas um átomo de hidrogênio por átomo de cloro. Considerando somente essa etapa, quantos hidrocarbonetos clorados diferentes podem se formar ao reagirem 2,2-dimetilbutano e cloro? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 Resolução: O composto 2,2-dimetilbutano é: Pelas posições dos carbonos, é possível observar que os carbonos de números 1, 5 e 6 são simétricos. Assim, substituindo qualquer um dos três, obtém-se compostos iguais; no carbono 2 não há como adicionar o cloro, pois ele já está fazendo quatro ligações. Então, as possibilidades dos compostos monoclorados são: Assim, as quantidades de compostos monoclorados diferentes são três. Alternativa C 2. Escreva a equação da reação de sulfonação do benzeno e dê o nome do produto orgânico formado. Resolução: Nome do composto formado: ácido benzenossulfônico. Quando os pesquisadores calculam o balanço energético líquido para um biocombustível, eles consideram a energia exigida para produzir a colheita (coisas como fertilizantes, pesticidas e diesel de trator) e então somam a energia necessária para processar a planta colhida em etanol ou biodiesel. Eles subtraem a quantia de energia que entra no processo da quantia de energia que sai.
59VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 3. Aos alunos do terceiro ano do Ensino Médio, divididos em cinco grupos, foi dado o seguinte problema: que substâncias orgânicas serão obtidas da reação de monocloração da substância 2-metil-butano, na presença de aquecimento e luz? As respostas obtidas foram as seguintes: Grupo I: ocorrerá a formação apenas da substância 2-cloro-3-metil-butano. Grupo II: ocorrerá a formação apenas das substâncias 2-cloro-3-metil-butano e 1-cloro-2-metil-butano. Grupo III: ocorrerá a formação apenas das substâncias 2,2-dicloro-3-metil-butano; 1-cloro-2-metil-butano; 2-cloro-2-metil- -butano; 2-cloro-3-metil-butano e 1-cloro-3-metil-butano. Grupo IV: ocorrerá a formação apenas das substâncias 1-cloro-2-metil-butano; 2-cloro-2-metil-butano e 2-cloro- -3-metil-butano. Grupo V: ocorrerá a formação apenas das substâncias 1-cloro-2-metil-butano; 2-cloro-2-metil-butano; 2-cloro- -3-metil-butano e 1-cloro-3-metil-butano. Assinale a alternativa que corresponde ao grupo que apresentou a resposta correta ao problema. a) Grupo I d) Grupo IV b) Grupo II e) Grupo V c) Grupo III Resolução: Estrutura do 2-metilbutano: Pelas posições dos carbonos, é possível observar que os carbonos de números 1 e 4 são simétricos. Assim, substituindo em qualquer um dos dois, resulta em compostos iguais. Então, as possibilidades dos compostos monoclorados são: 1-cloro-2-metibutano 2-cloro-3-metilbutano 2-cloro-2-metilbutano 1-cloro-3-metilbutano Logo, o grupo que apresentou a resposta correta foi o grupo V. Alternativa E
60VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS SUBSTÂNCIA QUÍMICA CICLO DE 5C CICLO DE 6C BAIXA TENSÃO ANGULAR SUBSTITUIÇÃO EM AROMÁTICOS SUBSTITUIÇÃO EM ALCANOS ORGÂNICA HIDROCARBONETOS REAÇÕES REAÇÕES ENVOLVENDO CICLANOS SUBSTITUIÇÃO (SEM QUEBRA DE CICLO) PODE SER POR EXEMPLO PARTICIPAM DE TAIS COMO TÍPICA DE TEM
CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias QUÍMICA TEORiA DE AULA 4 TERMOQUÍMICA E CINÉTICA QUÍMICA
62VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias UFMG A termoquímica é cobrada de maneira bem concisa, de modo que se deva interpretar as maneiras diferentes de calcular as energias e a característica de seu processo. A termoquímica é cobrada de maneira direta, de modo que se deva identificar o tipo de cálculo a ser utilizado, assim como o processo que ocorre devido à energia envolvida. A termoquímica requisita boa interpretação de dados, identificar o cálculo de energia correto a ser utilizado frente às informações que são dadas e identificar os processos que ocorrem com base na energia envolvida. Cálculos termoquímicos exigem boa interpretação do fenômeno e é necessário identificar o processo ocorrido, assim como as energias envolvidas nas reações. O candidato deve compreender as informações dadas para utilizar o cálculo correto das energias. É importante também analisar o tipo de processo que ocorre com base nas energias envolvidas na reação. O tema mais abordado é termoquímica, sendo que o candidato deve interpretar as informações para realizar o cálculo pelo método correto e também diferenciar o processo que ocorre com base nas energias envolvidas na reação. A termoquímica tem como base a interpretação para que seja possível utilizar o método correto de cálculo da energia da reação, sendo interessante entender os processos que ocorrem devido aos diferentes valores de energia que são encontrados. Na termoquímica, o candidato deve identificar as diferenças de cálculo para utilizar o método correto e também relacionar a quantidade de energia envolvida na reação com os diferentes tipos de processos que ocorrem. O tema mais cobrado engloba a termoquímica como um todo, sendo importante identificar o modelo que deve ser usado parar resolução com base nas informações encontradas no enunciado. A termoquímica é cobrada de maneira a saber as diferenças nos métodos de cálculo para a energia da reação com base nas informações dadas, e é importante identificar os processos envolvidos analisando as diferentes quantidades de energia envolvidas. Na termoquímica, é importante salientar os diferentes métodos de cálculo logo, é necessário saber utilizar cada método na situação correta, tudo isso com base nas informações dadas, e também relacionar os processos com as quantidades de energia envolvidas. Em termoquímica, é necessário que se compreenda as diferentes formas de cálculo que terão base nos dados fornecidos, e é importante saber reconhecer os processos envolvidos para evitar qualquer erro. Reações orgânicas cobram identificar algumas características das reações, assim como identificar os reagentes utilizados e os produtos formados. Em isomeria, deve- -se compreender as diferenças físico-químicas características de determinados tipos. O tema termoquímica é cobrado de forma bem direta. É necessário identificar o método correto de cálculo a ser utilizado com base nas informações dadas. Os cálculos termoquímicos são cobrados de maneira que se deve identificar os processos envolvidos, assim como o método correto para o cálculo, tudo isso com base na interpretação e dados que são fornecidos. INCIDÊNCIA DO TEMA NAS PRINCIPAIS PROVAS
63VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Introdução O segmento da Físico-Química que estuda os efeitos térmicos provocados pelas reações químicas é denominado termoquímica. Toda reação química envolve modificações energéticas. Em geral, essas modificações se manifestam por variações de calor. Uma reação pode ser exotérmica ou endotérmica. 1.1. Processos exotérmico e endotérmico Todas as reações químicas e todas as alterações de estado físico causam liberação ou absorção calor. § Processos exotérmicos → liberam calor § Processos endotérmicos → absorvem calor Características Exemplos Endotérmicas Reação química com absorção de energia; o sistema ganha (recebe) energia do ambiente que o envolve. • Cozimento dos alimentos (absorve calor) • Fotossíntese (absorve luz solar) • Fusão, ebulição e sublimação (absorvem calor) • Carregamento de bateria para celular (absorve energia elétrica) • Eletrólise (absorve energia elétrica). Exotérmicas Reação química com liberação de energia; o sistema perde energia para o ambiente que o cerca. • Combustão (libera luz e calor) • Solidificação e condensação (liberam calor) • Explosão de uma bomba (libera calor) • Funcionamento de uma pilha (libera energia elétrica). Endotérmica Exotérmica sistema sistema energia energia ambiente ambiente Sistema Sistema Energia Energia Ambiente Ambiente 1.1.1. Mudanças de estados físicos H2 O(s) → H2 O(ℓ) DH = + 7,3 kJ/mol A quantidade de calor necessária para provocar a fusão de 1 mol de H2 O(s) é denominada calor ou entalpia de fusão e equivale a 7,3 kJ/mol. H2 O(ℓ) → H2 O(v) DH = + 44 kJ/mol A quantidade de calor necessária para provocar a vaporização de 1 mol de H2 O(ℓ) é denominada calor ou entalpia de vaporização e equivale a 44 kJ/mol. 1.1.2. Reações químicas a) Reações exotérmicas ocorrem com liberação de calor. Exemplos § Todas as combustões (queimas) são exotérmicas. Queima do metano: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2 O(ℓ) + calor Queima do carvão: C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor § As dissoluções em água da maioria dos ácidos também são exotérmicas, como a reação abaixo da dissolução de ácido sulfúrico em água. H2 SO4(ℓ) + H2 O(ℓ) → H3 O+ (aq) + HSO4 – (aq) + calor b) Reações endotérmicas ocorrem com absorção de calor. Exemplos § Síntese do monóxido de nitrogênio: Calor + __1 2 N2(g) + __1 2 O2(g) → NO(g) TERMOQUÍMICA: VARIAÇÃO DE ENTALPIA COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 27 E 28
64VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias § Decomposição do carbonato de cálcio: Calor + CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) As reações endotérmicas ocorrem exclusivamente mediante absorção de calor do meio ambiente. Para que elas se realizem, é necessário que os reagentes sejam aquecidos. 2. Medida do calor É possível medir em laboratório, com o auxílio de aparelhos denominados calorímetros, a quantidade de calor despendida numa reação. Agitador elétrico Termômetro de precisão Recipiente e tampa isolantes Béquer com massa de água conhecida O calor despendido na reação faz aumentar ou diminuir a temperatura da água. Assim, pode-se concluir que: Qreação = Qágua Qágua =m ⋅ c ⋅ Dt Q = quantidade de calor m = massa em gramas c = calor específico da água ( 1_____ cal g ⋅ ºC ) Dt = variação da temperatura Joule é a unidade de energia no Sistema Internacional (SI). É simbolizado pela letra J, unidade oficial no Brasil. Outra unidade muito usada no Brasil é a caloria, equivalente a 4,186 J. Portanto: 1 cal = 4,186 J; 1 J = 0,238 cal Em cálculos, é comum empregar-se a quilocaloria, que corresponde a 1000 calorias, e o quilojoule, que corresponde a 1000 joules. Portanto: 1 kcal = 103 cal = 4 186 J; 1 kJ = 103 J 3. Entalpia (H) A queima da grafita, representada pela equação química a seguir, libera energia na forma de calor. C(Graf.) + O2(g) → CO2(g) + calor De onde vem essa energia em forma de calor? Essa energia liberada em forma de calor estava contida nos reagentes (grafita e oxigênio). Quando os reagentes se transformaram em produto (gás carbônico), a energia foi liberada. Com isso, pode-se concluir que cada substância deve apresentar certo conteúdo de energia denominado entalpia e representado pela letra H. O valor numérico do calor é proveniente da diferença: Hfinal – Hinicial. Calor = Hfinal – Hinicial 4. Variação de entalpia (DH) Não é conhecido nenhum método que determine a entalpia de uma substância. Na prática, por meio do uso de calorímetros, é possível medir a variação de entalpia (DH) de um processo. O DH corresponde ao calor liberado ou absorvido durante o processo à pressão constante. O cálculo da variação da entalpia é dado pela expressão genérica: DH = Hfinal – Hinicial DH = calor liberado ou absorvido em qualquer processo físico e/ou químico (pressão constante). § DH nas reações químicas Em uma reação química, o estado inicial é dado pelos reagentes, e o estado final, pelos produtos. Reagentes → Produtos (Hinicial = Hreagentes = HR ) (Hfinal = Hprodutos = HP ) Calor da reação = DH = HP – HR Fonte: Youtube Reação exotérmica multimídia: vídeo 5. DH em reações exotérmicas Nas reações exotérmicas, como ocorre a liberação de calor, a entalpia dos produtos (HP ) é menor do que a entalpia dos reagentes (HR ).
65VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias A → B + calor ⇒ DH = HP – HR HR > HP ⇒ DH < 0 Assim, a reação pode ser representada por: A → B DH < 0 Entalpia (H) HR HP Reagentes Produtos ΔH < 0 H Exemplo: C(graf.) + O2(g) → CO2(g) DH = – 394 kJ 5.1. Interpretação Quando 1 mol de C(grafita) reage com 1 mol de O2(g), a fim de dar origem a 1 mol de CO2(g), a reação libera 394 kJ para o ambiente. Outra maneira de representar uma equação química de uma reação exotérmica é: C(graf.) + O2(g) → CO2(g) + 394 kJ § Graficamente: H = - 394 kJ Entalpia (H) HR HP C(Graf) + O2(g) CO2(g) ∆H = - 394 kJ 6. DH em reações endotérmicas Nas reações endotérmicas, como ocorre a absorção de calor, a entalpia dos produtos (HP ) é maior do que a entalpia dos reagentes (HR ). A + calor → B ⇒ DH = HP – HR HR < HP ⇒ DH > 0 Assim, a reação pode ser representada por: A → B DH > 0 Entalpia (H) HP HR Produtos Reagentes ΔH > 0 H Exemplo: 2 NH3(g) → N2(g) + 3 H2(g) ΔH = + 92,2 kJ 6.1. Interpretação Quando 2 mol de NH3(g) decompõem-se em um 1 mol de N2(g) e em 3 mol de H2(g), a reação absorve 92,2 kJ do ambiente. Outra maneira de representar uma equação química de uma reação endotérmica é: 2 NH3(g) + 92,2 kJ → N2(g) + 3 H2(g) Entalpia (H) HP HR N2(g) + 3 H2(G) 2 NH3(g) ∆H = + 92,2 kJ 7. Equação termoquímica Uma equação termoquímica descreve uma reação química representando seus reagentes, seus produtos, seus estados físicos e a energia envolvida. Essa energia é representada por DH e é denominada variação de entalpia, entalpia da reação ou calor de reação. Se nada for mencionado, considera-se que a reação ocorre a 1 atm e 25 °C (condições ambiente). § Reações endotérmicas ( DH > 0 ) Reagentes → Produtos DH = + calor ou Reagentes + calor → Produtos Exemplo: H2 O (ℓ) → H2 (g) + ½ O2 (g) DH = + 68,3 kcal ou H2 O (ℓ) + 68,3 kcal → H2 (g) + ½ O2 (g)
66VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Interpretação: Quando 1 mol de H2 O em estado líquido absorve 68,3 kcal, ela se decompõe formando 1 mol de hidrogênio e 1/2 mol de oxigênio, ambos gasosos. § Reações exotérmicas ( DH < 0 ) Reagentes → Produtos DH = – calor ou Reagentes → Produtos + calor Exemplo: C(s) + O2 (g) → CO2 (g) DH = – 394 kJ ou C(s) + O2 (g) → CO2 (g) + 394 kJ Interpretação: Quando 1 mol de carbono sólido reage com 1 mol de O2 gasoso, forma-se 1 mol de CO2 gasoso e são liberados 394 kJ para o ambiente. 8. Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância (∆H) Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância é o calor liberado ou absorvido numa reação que forma 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes, estando todos no seu estado padrão. Exemplo: H2(g) + __1 2 O2(g) → H2 O(,) DH = -286,6 kJ/mol Nesse caso, os reagentes são duas substâncias simples no estado padrão (estado das substâncias a 25 °C e 1 atm) e em condições normais de temperatura e pressão (25 °C e 1 atm), tendo entalpia igual a zero (isso será tratado na outra seção desta aula). Sabe-se também que a entalpia de formação da água é de -286,6 kJ/mol. Para calcular a variação de entalpia (ΔH), deve-se utilizar a fórmula: DH = Hprodutos - Hreagentes Substituindo os valores da fórmula, tem-se: –286,6 = HH2O – (HH2 + 1/2 HO2 ) –286,6 = HH2O – 0 HH2O = DH0 f = – 286,6 kJ Esse valor é denominado entalpia (ou calor) padrão de formação da água líquida e é designado por ∆H0 f , em que o zero indica o estado padrão (a 25 °C e 1 atm), e o índice f indica que se trata de entalpia de formação. 9. Fatores que influenciam nas entalpias (ou calores) das reações 1. Quantidade de reagentes e de produtos C(Graf.) + O2(g) → CO2(g) 1 mol 1 mol 1 mol DH = – 94 kcal (25 ºC, 100 kPa) 2 C(graf.) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) 2 mol 2 mol 2 mol DH = – 188 kcal (25 ºC, 100 kPa) A quantidade de calor de um processo (DH) é diretamente proporcional à quantidade de matéria (mol) dos elementos do processo. 2. Estado físico dos reagentes Por convenção, a entalpia padrão de substâncias simples (compostas por um único elemento químico) no estado físico mais estável é zero. Exemplos: Elemento Entalpia Ferro Fe(s) → Ho f = 0 (metais geralmente são sólidos) Fe (ℓ) → Ho f ≠ 0 Fe (g)→ Ho ≠ 0 Nitrogênio N2 (g)→ Ho f = 0 (nitrogênio é gasoso) N2 (ℓ) → Ho f ≠ 0 N2 (s)→ Ho ≠ 0 Hidrogênio H2 (g)→ Ho f = 0 (hidrogênio é gasoso) H2 (ℓ) → Ho f ≠ 0 H2 (s)→ Ho ≠ 0 Ho = entalpia padrão a T = 25 °C e P = 1 atm Por sua vez, substâncias compostas (formadas por mais de um elemento) apresentam entalpia diferente de zero. Os valores sempre são dados. Exemplos: Substância H2 O (s) → Ho f ≠ 0 H2 O (ℓ)→ Ho f ≠ 0 H2 O (g) → Ho f ≠ 0 CO2 (s) → Ho f ≠ 0 CO2 (ℓ)→ Ho f ≠ 0 CO2 (g) → Ho f ≠ 0 NaCℓ (s)→ Ho f ≠ 0 NaCℓ (ℓ)→ Ho f ≠ 0 NaCℓ (g)→ Ho f ≠ 0
67VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Atenção! Para uma mesma substância: Ho f (sólido) < Ho f (líquido) < Ho f (gás) A síntese da água sólida libera mais calor do que a síntese da água gasosa e da água líquida. H2(g) + __1 2 O2(g) → H2 O(g) DH: –58 kcal H2 O(ℓ) DH: – 68 kcal H2 O(s) DH: –70 kcal 3. Forma alotrópica Se o elemento formar alótropos (substâncias simples diferentes), a forma mais estável (menos energética) tem entalpia igual a zero. Exemplos: Elemento Forma alotrópica mais estável Forma alotrópica menos estável Oxigênio O2 (g) → Ho f = 0 O2 (ℓ) → Ho f ≠ 0 O2 (s) → Ho f ≠ 0 O3 (g)→ Ho f ≠ 0 O3 (ℓ)→ Ho f ≠ 0 O3 (s)→ Ho f ≠ 0 Carbono C (grafite / s) → Ho = 0 C(diamante /s) → Ho ≠ 0 C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ΔH = – 94 kcal C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = – 94,5 kcal Uma vez que a combustão da substância simples diamante libera mais calor, seu conteúdo energético é maior do que o da substância simples grafita. Por que isso ocorre? Isso acontece porque a estrutura cristalina do diamante possui maior quantidade de entalpia “acumulada” do que a da grafita. Quando o diamante é queimado, essa quantidade adicional de conteúdo de calor é liberada, o que explica o maior ΔH dessa reação. O que está em funcionamento é a contabilidade de energia, ou balanço energético, exigida pelo princípio da conservação da energia. A forma alotrópica de entalpia maior é a mais reativa, e a forma alotrópica de entalpia menor é a mais estável – por isso mais abundante na natureza. No exemplo, a grafita é mais estável e mais abundante na natureza do que o diamante. Hoje, é possível fabricar diamantes sintéticos. Considerando que a entalpia do diamante é elevada, sua produção é muito cara, exigindo altas temperaturas (da ordem de 3.000 ºC) e altas pressões (acima de 100 mil atm). Entretanto, existe um tipo de diamante sintético ultracristalino que vem sendo produzido a uma temperatura menor que 800 ºC. Ele é usado para auxiliar no transplante de retinas artificiais em pessoas que ficaram cegas. Conclusões idênticas valem para as formas alotrópicas de outros elementos químicos. Por esse motivo, é possível afirma que: § o enxofre rômbico é mais estável (menos reativo) do que o monoclínico; § o fósforo vermelho é mais estável (menos reativo) do que o branco; e § o oxigênio (O2 ) é mais estável (menos reativo) do que o ozônio (O3 ). 4. Temperatura e pressão Em geral, a pressão não influi nos calores de reação que envolvem sólidos e líquidos. Mesmo em reações com gases, a influência da pressão é mínima. Reações perceptíveis são as que ocorrem sob pressões elevadíssimas (da ordem de 1.000 atm). Por isso, não se preocupe com a influência da pressão em seus cálculos. Aplicação do conteúdo 1. (UNIRIO) Os romanos utilizavam CaO como argamassa nas construções rochosas. O CaO era misturado com água, produzindo Ca(OH)2 , que reagia lentamente com o CO2 atmosférico, dando calcário: Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2 O(g) Substância ΔHf (kJ/mol) Ca(OH)2 -986,1 CaCO3 -1206,9 CO2 -393,5 H2 O -241,8 A partir dos dados da tabela anterior, a variação de entalpia da reação, em kJ/mol, será igual a: a) +138,2 d) + 69,1 b) -69,1 e) -220,8 c) -2828,3 Resolução: Para calcular a variação de entalpia (ΔH), será utilizada a fórmula: ΔH = Hprodutos - Hreagentes ΔH =(HCaCO3 + HH2O) - (HCa(OH)2 + HCO2 ) Substituindo os valores da tabela, tem-se: ΔH = [(-1206,9) + (-241,8)] - [(-986,1) + (-393,5)] ΔH = -1448,7-(-1379,6) ΔH = -1448,7+1379,6 ΔH = -69,1 kJ/mol Alternativa B
68VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO 2. O etanol é um composto orgânico cuja ebulição ocorre a uma temperatura de 78,4 °C. Pode ser obtido a partir de vários métodos. No Brasil, é produzido através da fermentação da cana-de-açúcar, já que a sua disponibilidade agrícola é bastante ampla no nosso país. A reação química da combustão completa do etanol e o seu valor da entalpia são dados a seguir: C2 H5 OH(,) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2 O(,) + 327 kcal/mol Sabendo-se que a entalpia é uma propriedade extensiva, na queima de 115 g desse combustível, a quantidade de calor envolvida na reação é de: a) -327 kcal d) -817,5 kcal b) +817,5 kcal e) -130,8 kcal c) +327 kcal Resolução: De acordo com a equação, o calor está no lado dos produtos, ou seja, a reação “produziu” calor; assim, a reação é exotérmica (∆H = -327 kcal/mol). Como o calor formado é dado por mol de etanol, e o calor liberado é proporcional à quantidade de etanol queimado, pode-se fazer a relação a seguir: 1 mol C2 H5 OH = 46 g C2 H5 OH 46 g C2 H5 OH — -327 kcal 115 g — x x = -817,5 kcal Assim, a quantidade de calor liberada na queima de 115 g de etanol é de 817,5 kcal. Alternativa D Problemas de Físico-Química, de Nelson Santos Esse livro vem suprir uma lacuna existente: a ausência quase absoluta de livros de Química para quem busca uma preparação de alto nível para os concursos do Instituto Militar de Engenharia (IME) e do Instituto Tecnológico de Aeronáutica (ITA). multimídia: livro Atualmente, uma das grandes preocupações da humanidade é a poluição do ar, pois, reconhecidamente, trata-se de um fator de risco para a saúde. O nível de poluição do ar aumenta a cada ano, principalmente nas cidades industriais, onde a emissão de gases tóxicos e partículas pelas indústrias soma-se à poluição provocada pela circulação de veículos, gerando situações críticas à saúde humana, além de prejudicar as plantas e os animais. Um dos fatores da poluição do ar é o smog fotoquímico. A palavra smog é uma combinação dos termos do inglês smoke (fumaça) e fog (neblina). O smog fotoquímico possui esse nome porque causa na atmosfera uma diminuição da visibilidade. O desenvolvimento desse processo, no qual um grande número de reações acontece simultaneamente, está geralmente associado à ocorrência de picos de ozônio nas grandes cidades, quando a concentração de ozônio ultrapassa os padrões estabelecidos.
69VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS A respiração celular pode ser de dois tipos: respiração anaeróbia (sem utilização de oxigênio) e respiração aeróbia (com utilização de oxigênio). A respiração celular é o processo de obtenção de energia mais utilizado pelos seres vivos. Na respiração, ocorre a liberação de dióxido de carbono, energia e água e o consumo de oxigênio e glicose, ou outra substância orgânica, como lipídios. Do ponto de vista da fisiologia, o processo pelo qual um organismo vivo troca oxigênio e dióxido de carbono com o seu meio ambiente é denominado ventilação. No caso específico das células, a operação é executada pela mitocôndria. Do ponto de vista da bioquímica, respiração celular é o processo de conversão das ligações químicas de moléculas ricas em energia que poderão ser usadas nos processos vitais. O processo básico da respiração celular é a quebra da glicose ou glicólise, que pode ser representado pela seguinte equação química: C6 H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2 O + energia Nutrientes (energia química) + O2 → CO2 + H2 O + energia (alguma parte que se perde sob a forma de calor e outra parte que é armazenada na forma de ATP). A respiração aeróbia requer oxigênio. Na glicólise, é formado o piruvato (também denominado ácido pirúvico), bem como 2 ATP. Cada piruvato que entra na mitocôndria é oxidado a um composto com dois carbonos (acetato) que, depois, é combinado com a coenzima-A, produzindo NADH e liberando CO2 . Em seguida, inicia-se o ciclo de Krebs. Nesse processo, o grupo acetil é combinado com compostos com quatro carbonos, formando o citrato (6 C). Por cada ciclo que ocorre, libera-se 2 CO2 , NADH e FADH2 . No ciclo de Krebs, obtém-se 2ATP. Numa última fase – cadeia transportadora de elétrons (ou fosforilação oxidativa) –, os elétrons removidos da glicose são transportados ao longo de uma cadeia transportadora, criando um gradiente protônico que permite a fosforilação do ADP. O aceptor final de elétrons é o O2 , que, depois de se combinar com os elétrons e o hidrogênio, forma água.
70VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM HABILIDADE 26 Avaliar implicações sociais, ambientais e/ou econômicas na produção ou no consumo de recursos energéticos ou minerais, identificando transformações químicas ou de energia envolvidas nesses processos. A forma mais comum de se medir a energia gerada numa reação química é por meio da entalpia. Essa entalpia normalmente é expressa em kJ/mol, isto é, há uma correlação direta entre o número de mol e a energia liberada ou absorvida. Essa energia pode ser decorrente de um processo endotérmico ou exotérmico e tudo está ligado ao tipo de reação que acontece naquele sistema. MODELO 1 (Enem) Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é que sua queima produz dióxido de carbono. Portanto, uma característica importante, ao se escolher um combustível, é analisar seu calor de combustão (∆Hc o ), definido como a energia liberada na queima completa de um mol de combustível no estado padrão. O quadro seguinte relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu ∆Hc o . Substância Fórmula ∆Hc o (kJ/mol) Benzeno C6 H6(ℓ) – 3268 Etanol C2 H5 OH(ℓ) – 1368 Glicose C6 H12O6(s) – 2808 Metano CH4(g) – 890 Octano C8 H18(ℓ) – 5471 Nesse contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais dióxido de carbono no ambiente pela mesma quantidade de energia produzida? a) Benzeno b) Metano c) Glicose d) Octano e) Etanol ANÁLISE EXPOSITIVA Para a resolução, é necessário ter conhecimento de algo muito pedido nas provas em geral: a relação entre número de mol e entalpia. O primeiro passo para resolver a questão é calcular a quantidade de CO2 produzida quando se obtém 1.000 kJ de energia (por exemplo), utilizando uma regra de três simples. n.° de moléculas de C —— energia liberada (kJ/mol) X moléculas de C —— 1.000 kJ Esse cálculo deverá ser feito para todas as substâncias. Cálculo para a glicose: 6 —— 2.808 X —— 1.000 X = 2,13 mol de CO2 Para as outras substâncias, você encontrará os seguintes valores: Benzeno = 1,83 mol de CO2 Metano = 1,12 mol de CO2 Etanol = 1,46 mol de CO2 Octano = 1,46 mol de CO2 RESPOSTA Alternativa C
71VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS ΔH < 0 ΔH > 0 TERMOQUÍMICA TRANSFORMAÇÃO REAÇÃO QUÍMICA MUDANÇA DE FASE TRANSFERÊNCIA DE CALOR PARA FORA DO SISTEMA PARA DENTRO DO SISTEMA CALORÍMETRO VARIAÇÃO DE ENTALPIA (ΔH) EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA EXEMPLOS PODE ENVOLVER PODE SER PODE SER PODE SER PODE SER MEDIDO POR UM PERMITE DETERMINAR O QUE CARACTERIZA A TRANSFORMAÇÃO O QUE CARACTERIZA A TRANSFORMAÇÃO
72VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Diagramas energéticos (entálpicos) Em geral, as transformações físicas ou químicas da matéria são representadas por gráficos, explicitando a troca de energia (ganho ou perda) do sistema. É comum que a representação de reagentes e produtos traga seus respectivos coeficientes estequiométricos e seus valores de energia que permitem calcular o DH. 1.1. Reações endotérmicas (DH > 0) Exemplo: 1.2. Reações exotérmicas (DH < 0) Exemplo: 2. Lei de Hess Em 1849, o químico suiço Germain Henri Hess (1802-1850), ao efetuar inúmeras medidas dos calores de reação, verificou que: O calor liberado ou absorvido numa reação química não depende dos estados intermediários pelos quais a reação passa, depende apenas dos estados inicial e final da reação. Fonte: Youtube Pedra que pega fogo na água (experiência) multimídia: vídeo Essa é a Lei da Aditividade dos Calores de Reação ou Lei de Hess. De acordo com ela, pode-se calcular a variação de entalpia de uma reação pela soma algébrica de equações químicas cujos DH são conhecidos. Por exemplo, a partir das seguintes equações: I. C(Graf.) + O2(g) → CO2(g) DH = – 393 kJ II. H2(g) + ½ O2(g) → H2 O(<) DH = – 285,5 kJ III. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2 O(<) DH = –889,5 kJ É possível determinar a variação de entalpia da reação de formação do metano, CH4 , reação que não permite medidas calorimétricas precisas de seu calor de reação, pois é lenta e apresenta reações secundárias. Assim, a soma algébrica das reações dadas deve resultar na reação de formação do metano, cujo DH pretende-se determinar: C(graf.) + 2 H2(g) → CH4(g) DH = ? Entretanto, para se obter essa equação, devem ser efetuadas as seguintes operações: § multiplicar a reação II por 2 para que o número de mols de H2(g) seja igual a 2; consequentemente, o DH também será multiplicado por 2; § inverter a reação III para que o CH4(g) passe para o segundo membro da equação; por esse motivo, o DH também terá seu sinal invertido; portanto, se a reação for exotérmica, com o sentido invertido passará a ser endotérmica e vice-versa; e TERMOQUÍMICA: LEI DE HESS COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 29 E 30
73VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias § somar algebricamente as equações e os DH. I. C(graf) + O2(g) → CO2(g) DH1 = – 393 kJ II. 2 H2(g) + O2(g) → 2H2 O(<) DHII = – 571 kJ III.CO2(g) + 2 H2 O(<) → CH4(g) + 2 O2(g) DHIII = +889,5 kJ _________________________ ______________ C(Graf.) + 2 H2(g) → CH4(g) DH = DH1 + DHII + DHIII = DH = – 74,5 kJ Química geral, de João Usberco Essa reformulação da coleção Química está baseada em sugestões e comentários enviados por professores, que analisaram a obra e sua funcionalidade em sala de aula. Mantendo o rigor científico necessário, o livro apresenta uma linguagem clara e direta para aprofundar a relação entre os conteúdos da Química e a vivência cotidiana, evidenciando a interdependência entre teoria e prática. multimídia: livro Aplicação do conteúdo 1. Considere as seguintes equações termoquímicas: 2 S(s) + 2 O2(g) → 2 SO2(g) DH1 = – 593,6 kJ 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) DH2 = – 97,8 kcal Calcule o calor de formação de um mol de SO3 gasoso, em kJ. Resolução: A equação que representa a formação de um mol de trióxido de enxofre é: S(s) + __3 2 O2(g) → SO3(g) Para aplicar a Lei de Hess a fim de calcular o calor de formação do SO3 , é necessário dividir as duas equações por 2 e somá-las em seguida. S(S) + O2(g) → SO2(g) DH1 = – 296,8 kJ SO2(g) + __1 2 O2(g) → SO3(g) DH2 = – 48,9 kcal ______________ ______________ S(s) + __3 2 O2(g) → SO3(g) DH = DH1 + DH2 = DH = – 296,8 + (– 48,9) Assim: DH = –345,7 kJ 2. Dadas as equações termoquímicas: C(grafite) + O2(g) → CO2(g) DH1 = – 393,3 kJ C(diamante) + O2 (g) → CO2(g) DH2 = – 395,2 kJ Calcule a variação da entalpia da transformação: C(grafite) → C(diamante) DH = ? Resolução: Nesse problema, ao contrário do anterior, se forem somadas as duas equações dadas na forma como estão escritas, não será obtida a equação pedida. Contudo, basta inverter a segunda equação – e o valor do DH2 correspondente – e somá-la à primeira; dessa maneira, pode-se obter a equação termoquímica pedida: Equação inalterada: C(grafite) + O2(g) → CO2(g) DH1 = – 393,3 kJ Equação invertida: CO2(g) → C(diamante) + O2(g) DH2 = + 395,2 kJ Soma: C(grafite) → C(diamante) DH = DH1 + DH2 ⇒ DH = – 393,3 + 395,2 = + 1,9 kJ 3. Dadas as equações: Fe2 O3(s) + 3 C(grafite) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ΔH0 = + 489 kJ FeO(s) + C(grafite) → Fe(s) + CO(g) ΔH0 = + 155,9 kJ C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH0 = – 393 kJ CO(g) + __1 2 O2(g) → CO2(g) ΔH0 = – 282,69 kJ Calcule o valor de ΔH0 para a reação: Fe(s) + __1 2 O2(g) → FeO(s) a) -266,21 kJ. b) +266,21 kJ. c) -30,79 kJ. d) +222,79 kJ. e) -222,79 kJ. Resolução: Pela Lei de Hess, segue que: Fe(s) + CO(g) → FeO(s) + C(grafite) DH = − 155,9 kJ (inverte) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) DH = − 393 kJ (mantém) CO2(g) → CO(g) + 1/2 O2(g) DH = + 282,69 kJ (inverte) _________________________________________ Fe(s) + 1/2 O2 → FeO(s) ΔH = - 266,21 kJ Não se usa a equação Fe2 O3(s) + 3 C(grafite)→ 2 Fe(s) + 3 CO2(g), porque há Fe2 O3 , composto que não há na reação global. Alternativa A
74VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO A usina termoelétrica é uma instalação industrial que produz energia a partir do calor gerado pela queima de combustíveis fósseis, como carvão mineral, óleo, gás, entre outros, ou por outras fontes de calor, como a fissão nuclear em usinas nucleares. Essas usinas funcionam do seguinte modo: primeiramente, aquece-se uma caldeira com água que será transformada em vapor, cuja força movimentará as pás de uma turbina que, por sua vez, movimentará um gerador. Uma maneira de se aquecer o caldeirão é pela queima de combustíveis fósseis. Depois da queima, eles são soltos na atmosfera e causam grandes impactos ambientais. Outra maneira de aquecimento é utilizando a energia nuclear por meio de reações nucleares como a quebra (fissão) do urânio. Depois do vapor ter movimentado as turbinas, ele é enviado a um condensador para ser resfriado e transformado em água líquida. Em seguida, para iniciar um novo ciclo, é enviado de volta ao caldeirão. O vapor pode ser resfriado por água de um rio, lago ou mar, mas esse processo causa danos ecológicos devido ao aquecimento da água, que provoca uma diminuição do oxigênio. Outra maneira de resfriar o vapor é utilizando água armazenada em torres; essa água, por sua vez, é enviada em forma de vapor à atmosfera, alterando o regime de chuvas. Um dos maiores problemas das usinas termoelétricas é o papel que elas desempenham no aquecimento global, por meio do efeito estufa, e na formação de chuvas ácidas devido à queima de combustíveis. No caso das usinas termoelétricas de Angra dos Reis, que usam energia nuclear como fonte de calor, além da poluição térmica ainda existe o problema do lixo atômico. No entanto, essas usinas não apresentam apenas desvantagens. Uma de suas vantagens é o fato de que elas podem ser construídas próximo a centros urbanos, diminuindo as linhas de transmissões e desperdiçando menos energia. Também são usinas que produzem uma quantidade constante de energia elétrica durante o ano inteiro, ao contrário das hidrelétricas, que têm a produção dependente do nível dos rios. No Brasil, as térmicas complementam a matriz energética de hidrelétricas, sendo ligadas apenas quando há necessidade (como em períodos de estiagem).
75VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS Na física nuclear, o processo de fissão nuclear é a quebra do núcleo de um átomo instável em dois átomos menores pelo bombardeamento de partículas como nêutrons. Os isótopos formados pela divisão possuem massa parecida, mas geralmente seguem a proporção de massa de três para dois. O processo de fissão é uma reação exotérmica em que ocorre liberação de energia. A fissão é considerada uma forma de transmutação nuclear, uma vez que os fragmentos gerados não são do mesmo elemento que o isótopo gerador. A energia liberada no processo de fissão nuclear é resultado da conversão de parte da massa nuclear em energia, prevista pela ideia relativística de massa-energia; essa massa nuclear, que se transforma em energia, não é composta por quarks, mas é o resultado da força forte, uma das quatro forças fundamentais, cuja partícula mensageira é o glúon (do inglês glue, “cola”). A força forte, nas distâncias subatômicas, é a mais forte de todas as quatro e é o que mantém quarks, nêutrons e prótons coesos no núcleo do átomo. A energia que essa força dispensa é percebida como massa e é parte da massa total do núcleo (razão pela qual a massa do núcleo é ligeiramente maior do que a massa de todos os seus componentes somada, pois o glúon não possui massa). A força forte é menor quanto menos numerosas são as partículas componentes do átomo. Dessa forma, parte da massa resultante da energia dispensada pela força forte é convertida em energia. A maior parte da energia liberada nesse processo, conhecido como fissão (em que normalmente um átomo de urânio-235 recebe um nêutron, tornando-se urânio-236, oscilando e ficando instável até se fragmentar em criptônio e bário), é do tipo luminosa; no entanto, uma parte considerável é convertida em partículas fundamentais mais raras, como o neutrino do elétron, o múon ou o pósitron. A formação de antipartículas, como o pósitron ou o antimúon, é geralmente seguida pela interação com suas partículas, o que também libera energia; assim, é comum a energia liberada da fissão, que é também um tipo de conversão massa-energia, ser confundida com esse outro tipo de conversão massa-energia.
76VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM HABILIDADE 26 Avaliar implicações sociais, ambientais e/ou econômicas na produção ou no consumo de recursos energéticos ou minerais, identificando transformações químicas ou de energia envolvidas nesses processos. A forma mais comum de se medir a energia gerada numa reação química é por meio da entalpia. Essa entalpia normalmente é expressa em kJ/mol, isto é, há uma correlação direta entre o número de mol e a energia liberada ou absorvida. Essa energia pode ser decorrente de um processo endotérmico ou exotérmico e tudo está ligado ao tipo de reação que acontece naquele sistema. MODELO 1 (Fuvest) A energia liberada na combustão do etanol de cana-de-açúcar pode ser considerada advinda da energia solar, uma vez que a primeira etapa para a produção do etanol é a fotossíntese. As transformações envolvidas na produção e no uso do etanol combustível são representadas pelas seguintes equações químicas: 6 CO2(g) + 6 H2 O(g) → C6 H12O6(aq) + 6 O2(g) C6 H12O6(aq) → 2 C2 H5 OH(l) + 2 CO2(g) ∆H = – 70 kJ/mol C2 H5 OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2 O(g) ∆H = – 1235 kJ/mol Com base nessas informações, podemos afirmar que o valor de ∆H para a reação de fotossíntese é: a) –1305 kJ/mol. b) +1305 kJ/mol. c) +2400 kJ/mol. d) –2540 kJ/mol. e) +2540 kJ/mol. ANÁLISE EXPOSITIVA Aplicando a Lei de Hess, tem-se: RESPOSTA Alternativa E
77VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS TRANSFORMAÇÃO ELEMENTOS NO ESTADO PADRÃO LEI DE HESS TRANSFERÊNCIA DE CALOR VARIAÇÃO DE ENTALPIA (ΔH) ENTALPIA: PADRÃO DE FORMAÇÃO ENTALPIA: PADRÃO DE COMBUSTÃO REAÇÃO DE FORMAÇÃO REAÇÃO DE COMBUSTÃO PODE ENVOLVER HÁ REFERE-SE À REFERE-SE À PODE SER CALCULADA ATRAVÉS DA A PARTIR DOS
78VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Energia de ligação A quebra das ligações dos reagentes e a formação de novas ligações nos produtos ocorrem em todas as reações químicas. O estudo da variação de energia compreendida nesses processos permite determinar a variação de entalpia das reações. Para que ocorra a quebra de ligação dos reagentes, é necessário fornecer energia; assim, trata-se de um processo endotérmico. À medida que se formam ligações entre os produtos, há liberação de energia, isto é, ocorre um processo exotérmico. A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual à energia liberada na sua formação. Entretanto, a energia de ligação é definida para a quebra de ligações. A — A → A + A DH = + x kJ A + A → A — A DH = – x kJ Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm. A energia de ligação pode ser determinada experimentalmente. Na tabela a seguir, estão relacionadas as energias de algumas ligações. Energias de ligação (kcal/mol) medidas a 25 ºC N — N 39 C — C 85,5 N = N 100 C = O (no CO2) 192,0 N ;N 225,8 C — S 65 C — C 82,6 C = S 128 C = C 145,8 N — H 93,4 C ;C 199,6 P — H 76 C — N 72,8 C — H 98,8 C = N 147 O — H 110,6 C ; N 212,6 S — H 83 Para se determinar o DH de uma reação a partir dos valores de energia de ligação, é necessário considerar: § que todas as ligações dos reagentes são rompidas e determinar a quantidade de energia consumida nesse processo; e § que as ligações dos produtos foram todas formadas a partir de átomos isolados e determinar a quantidade de energia liberada nesse processo. DH será correspondente à soma algébrica das energias compreendidas nos dois processos, o de ruptura e o de formação de ligações. É importante ressaltar que esse método fornece valores aproximados de DH. Esse método é muito útil na previsão da ordem de grandeza da variação de entalpia de uma reação. Exemplo 1: 1 H — H(g) → H(g) + H(g) DH = + 436 kJ A quebra de 1 mol de ligações H — H(g) absorve 436 kJ, em razão disso: A energia de ligação H — H(g) = + 436 kJ/mol Da mesma maneira, para a quebra de 1 mol de ligações Cℓ - Cℓ(g) se absorve 242,6 kJ, portanto: 1 Cℓ — Cℓ(g) → Cℓ(g) + Cℓ(g) DH = +242,6 kJ e a energia de ligação Cℓ — Cℓ(g) = +242,6 kJ/mol Exemplo do cálculo do DH que compreende as energias de ligação: CH4(g) + 3 Cℓ2(g) → HCCℓ3(g) + 3 HCℓ DH = ? H | H — C — H | H + Cℓ — Cℓ Cℓ — Cℓ Cℓ — Cℓ → Cℓ | H — C — Cℓ | Cℓ 3 H — Cℓ TERMOQUÍMICA: ENERGIA DE LIGAÇÃO COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 31 E 32
79VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Dados: Ligação Energia (kJ) C — H 413,4 C — Cℓ 327,2 Cℓ — Cℓ 242,6 H — Cℓ 431,8 Energia absorvida nas quebras de ligações: 4 (C — H) = 4 (413,4) = 1.653,6 kJ 3 (Cℓ — Cℓ) = 3 (242,6) = 727,8 kJ Energia total absorvida = 2.381,4 kJ Energia liberada nas formações das ligações: 1 (C — H) = 1 (413,4) = 413,4 kJ 3 (C — Cℓ) = 3 (327,2) = 981,6 kJ 3 (H — Cℓ) = 3 (431,8) = 1.295,4 kJ energia total liberada = 2.690,4 kJ Uma vez que a energia liberada é maior do que a absorvida, a reação será exotérmica e seu valor absoluto: 2.381,4 – 2.690,4 = – 309 kJ reagente produto Assim: CH4(g) + 3 Cℓ2(g) → HCCℓ3(g) + 3 HCℓ DH = – 309 kJ Exemplo 2: Conhecidas as energias de ligação no estado gasoso: H — H DH = 104 kcal/mol Cℓ — Cℓ DH = 58 kcal/mol H — Cℓ DH = 103 kcal/mol Calcule o DH da reação: H2(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ(g) Resolução: De acordo com as fórmulas estruturais para escrever a equação: H — H + Cℓ — Cℓ → 2 H — Cℓ Para que a reação ocorra, é preciso romper 1 mol de ligações H — H e 1 mol de ligações Cℓ — Cℓ e formar 2 mol de ligações H — Cℓ. Em termos energéticos, obtém-se: Energia consumida na quebra das ligações dos reagentes = + (104 + 58) = +162 kcal Energia liberada na formação das ligações dos produtos = – (2 ∙ 103) = –206 kcal DH = + 162 – 206 → DH = –44 kcal Fonte: Youtube Reações de combustão multimídia: vídeo Aplicação do conteúdo 1. Observe a seguir a reação de cloração do etano na presença de luz: H3 C – CH3 + Cℓ2 Luz → H3 C – CH2 – Cℓ + HCℓ Sabe-se que ela apresenta uma variação de entalpia igual a – 35 kcal ∙ mol-1. Considerando os valores das energias de ligação presentes na reação, determine a energia da ligação C – Cl no composto CH3 Cℓ. C – H = 105 kcal ∙ mol–1 Cℓ – Cℓ = 58 kcal ∙ mol–1 H – Cℓ = 103 kcal ∙ mol–1 C – C = 368 kcal ∙ mol–1 a) –97 kcal ∙ mol–1 d) – 95 kcal ∙ mol–1 b) – 96 kcal ∙ mol–1 e) 95 kcal ∙ mol–1 c) 96 kcal ∙ mol–1 Resolução: A reação de cloração do etano é: H3 C — CH3 + Cℓ — Cℓ → Cℓ H3 C — CH2 + H — Cℓ Para o reagente: energia absorvida (sempre positiva, independentemente do sinal dos valores fornecidos). Nos reagentes, tem-se o etano com a ligação C – H seis vezes e com a ligação C – C uma vez, e o reagente Cℓ2 com a ligação Cℓ – Cℓ uma vez. Assim, tem-se: ER = 6 ∙ EC – H + EC – C + ECℓ – Cℓ ER = 6 ∙ 105 + 368 + 58 = + 1056 kcal Para o produto: energia liberada (sempre negativa, independentemente do sinal dos valores fornecidos). Nos produtos, tem-se 1 mol do cloroetano, que apresenta a ligação C – H cinco vezes, a ligação C – C uma vez e a ligação C – Cℓ uma vez, além de 1 mol do produto HCℓ, que apresenta a ligação H – Cℓ uma vez. Assim, tem-se: E p = 5 ∙ Ec – H + E C – C + EC - Cℓ + EH – Cℓ EP = 5 ∙ 105 + 368 + EC – Cℓ + 103 – (996 + EC – Cℓ ) kcal
80VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Portanto, segue que: ∆H = ER + EP −35 = 1056 + (−996 − ECℓ – Cℓ ) Portanto: ECℓ − Cℓ = +95 kcal ∙ mol-1 Alternativa E 2. (Uncisal) No processo de Haber-Bosch, a amônia é obtida em alta temperatura e pressão, utilizando ferro como catalisador. Essa amônia tem vasta aplicação como fonte de nitrogênio na fabricação de fertilizante e como gás de refrigeração. Dadas as energias de ligação, H – H = 436 kJ/mol, N ≡ N = 944 kJ/mol e H – N = 390 kJ/mol, a entalpia de formação de 1 mol de amônia é: 1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) a) –88 kJ/mol. d) +88 kJ/mol. b) –44 kJ/mol. e) +600 kJ/mol. c) +44 kJ/mol. Resolução: Em primeiro lugar, é importante reescrever a equação química demonstrando todas as ligações existentes em cada molécula: 1 N ≡ N + 3 H − H → 2 H − N − H I H Em seguida, deve-se determinar a quantidade de energia absorvida no reagente (ER ) e liberada no produto (EP ) da reação: Para o reagente: tem-se o N2 com uma ligação N ≡ N e 3 mol de H2 , que apresenta uma ligação H – H. Assim, tem-se: ER = EN ≡ N + 3 ∙ EH − H ER = 944 + 3 ∙ 436 = + 2552 kJ Para o produto: tem-se 2 mol de NH3 , que possui três ligações N − H. Assim, tem-se: EP = 3 ∙ 2 ∙ EN - H EP = 6 ∙ 390 = 2340 kJ Portanto, segue que: ∆H = ER + EP ∆H = +2252 − 2340 = −88 kJ ∙ mol -1 Como a questão quer energia para a formação de 1 mol de amônia, tem-se que: ∆H = – ___ 88 2 = − 44 kJ ∙ mol-1 Alternativa B 3. (Unicesumar-SP) A ligação covalente que mantém os átomos de nitrogênio e oxigênio unidos no óxido nítrico, NO, não é explicada pela regra do octeto, mas a sua energia de ligação pode ser calculada a partir dos dados fornecidos a seguir. Dados: Energia de ligação N ≡ N : 950 kJ ∙ mol–1; Energia de ligação O = O : 500 kJ ∙ mol–1; Entalpia de formação do NO: 90 kJ ∙ mol–1. A partir dessas informações, é possível concluir que a energia de ligação entre os átomos de nitrogênio e oxigênio no óxido nítrico é: N2(g) + O2 (g) → 2 NO(g) a) 90 kJ ∙ mol–1. d) 1360 kJ ∙ mol–1. b) 680 kJ ∙ mol–1. e) 1530 kJ ∙ mol–1. c) 765 kJ ∙ mol–1. Resolução: Em primeiro lugar, deve-se determinar a quantidade de energia absorvida no reagente (ER ) e liberada no produto (EP ) da reação: Para o reagente: tem-se 1 mol do N2 com a ligação N ≡ N e 1 mol do O2 , que apresenta a ligação O = O. Assim, tem-se: ER = EN = N + EO = O ER = 950 + 500 = + 1450 kJ Para o produto: tem-se 2 mols do NO: E p = −2 ∙ EN = 0 Com esses dados, basta utilizar a expressão para o cálculo do ΔH envolvendo a energia de ligação: ∆H = ER − E p +90 = 1450 − 2 ∙ EN = O → EN = O = 680 kJ ∙ mol-1 Alternativa B 4. (Mackenzie) O gás propano é um dos integrantes do GLP (gás liquefeito de petróleo) e, dessa forma, é um gás altamente inflamável. A seguir está representada a equação química NÃO BALANCEADA de combustão completa do gás propano. C3 H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2 O (v) Na tabela, são fornecidos os valores das energias de ligação, todos nas mesmas condições de pressão e temperatura da combustão. Ligação Energia de ligação (kJ ∙ mol-1) C − H 413 O = O 498 C = O 744 C − C 348 O − H 462
81VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO Assim, a variação de entalpia da reação de combustão de um mol de gás propano será igual a: a) –1670 kJ. d) – 4160 kJ. b) – 6490 kJ. e) + 4160 kJ. c) +1670 kJ. Resolução: Balanceando a equação de combustão do propano, tem-se: C3 H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2 O (v) Agora, é possível determinar a quantidade de energia absorvida no reagente (ER ) e liberada no produto (EP ) da reação: Para o reagente: ER = 8 ∙ EC − H 2 ∙ EC − C + 5 ∙ EO = O ER = 8 ∙ 413 + 2 ∙ 348 + 5 ∙ 498 = 6490 kJ Para o produto: EP = 3 ∙ 2 ∙ EC = O + 4 ∙ 2∙ EO - H EP = 6 ∙ 744 + 8 ∙ 462 = 8160 kJ Com esses dados, basta utilizar a expressão para o cálculo do ΔH envolvendo a energia de ligação: ∆H = ER − E p ∆H = 6490 − 8160 ∆ = − 1670 kJ Alternativa A Completamente Química – Química Orgânica, de Martha Reis Esse livro da coleção Completamente Química desenvolve a teoria com rigor científico e auxilia no entendimento, partindo do que é palpável e do que pode ser sentido, tocado e observado. O livro traz também atividades distribuídas de forma sistemática, organizada e graduada. multimídia: livro A energia solar é proveniente da luz e do calor do Sol. É utilizada em diferentes tecnologias, como o aquecimento solar, a energia solar fotovoltaica, a energia heliotérmica, a arquitetura solar e a fotossíntese artificial. Dependendo da forma como capturam, convertem e distribuem a energia solar, as tecnologias solares são caracterizadas como ativas ou passivas. Entre as técnicas solares ativas estão o uso de painéis fotovoltaicos, concentradores solares térmicos das usinas heliotérmicas e os aquecedores solares. Entre as técnicas solares passivas estão a orientação de um edifício para o Sol, a seleção de materiais com massa térmica favorável ou propriedades translúcidas e a projeção de espaços que façam o ar circular naturalmente. Na geração fotovoltaica, a energia luminosa é convertida diretamente em energia elétrica. Nas usinas heliotérmicas, a produção de eletricidade ocorre em duas etapas: primeiro, os raios solares concentrados aquecem um receptor; em seguida, o calor (350 °C-1.000 °C) é utilizado para iniciar o processo convencional da geração de energia elétrica por meio da movimentação de uma turbina. No aquecimento solar, a luz do Sol é utilizada para aquecer a água de casas e prédios (≈80 °C), sem o objetivo de gerar energia elétrica. No seu movimento de translação ao redor do Sol, a Terra recebe 1.410 W/m² de energia, medição feita numa superfície normal (em ângulo reto). Cerca de 19% dessa energia é absorvida pela atmosfera e 35% é refletida pelas nuvens. Ao passar pela atmosfera terrestre, a maior parte da energia solar está na forma de luz visível e luz ultravioleta. As plantas utilizam diretamente essa energia no processo de fotossíntese. As pessoas usam essa energia quando queimam lenha ou combustíveis minerais. Existem técnicas experimentais para criar combustível a partir da absorção da luz solar em uma reação química de modo similar à fotossíntese vegetal, mas sem a presença desses organismos. A radiação solar, juntamente com outros recursos secundários de alimentação, como a energia eólica, a energia das ondas, a hidroeletricidade e a biomassa, são responsáveis por grande parte da energia renovável disponível na Terra. Apenas uma minúscula fração da energia solar disponível é utilizada.
82VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS O processo no qual dois ou mais núcleos atômicos se juntam e formam outro núcleo de maior número atômico é denominado fusão nuclear. A fusão nuclear requer muita energia e geralmente libera muito mais energia do que a energia consumida. Quando ocorre com elementos mais leves que o ferro e o níquel (que possuem as maiores forças de coesão nuclear de todos os átomos, sendo, portanto, mais estáveis), ela geralmente libera energia, e, com elementos mais pesados, ela consome. Ainda não foi encontrada uma maneira de controlar a fusão nuclear, como acontece com a fissão. O principal tipo de fusão que ocorre no interior das estrelas é o de hidrogênio em hélio, em que dois prótons se fundem em uma partícula alfa (um núcleo de hélio), liberando dois pósitrons, dois neutrinos e energia. Contudo, dentro desse processo, ocorrem várias reações individuais, que variam de acordo com a massa da estrela. Para estrelas do tamanho do Sol ou menores, a cadeia próton-próton é a reação dominante. Em estrelas de massa elevada, predomina o ciclo CNO. É importante destacar que há conservação da energia. Assim, pode-se calcular a massa dos quatro prótons e do núcleo de hélio e subtrair a soma das massas das partículas iniciais daquela soma do produto dessa reação nuclear para calcular a energia produzida. Utilizando a equação E = mc², é possível calcular a energia liberada, oriunda da diferença de massas. Uma vez que o valor de c é muito grande (cerca de 3 ∙ 108 m/s), mesmo uma massa muito pequena corresponde a uma enorme quantidade de energia. Esse fato levou muitos engenheiros e cientistas a iniciarem projetos para o desenvolvimento de reatores de fusão (tokamaks), de modo a gerar eletricidade (por exemplo, a fusão de poucos cm³ de deutério, um isótopo de hidrogênio, produziria uma energia equivalente àquela produzida pela queima de 20 toneladas de carvão). Em 2011, a Agência Internacional de Energia afirmou que “o desenvolvimento de tecnologias de fontes de energia solar acessíveis, inesgotáveis e limpas terá enormes benefícios a longo prazo. Ela vai aumentar a segurança energética dos países através da dependência de um recurso endógeno, inesgotável e, principalmente, independente de importação, o que aumentará a sustentabilidade, reduzirá a poluição, reduzirá os custos de mitigação das mudanças climáticas e manterá os preços dos combustíveis fósseis mais baixos. Essas vantagens são globais. Sendo assim, entre os custos adicionais dos incentivos para a implantação precoce dessa tecnologia devem ser considerados investimentos em aprendizagem; que devem ser gastos com sabedoria e precisam ser amplamente compartilhados”.
83VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS TRANSFORMAÇÃO LIBERA CALOR ABSORVE CALOR TRANSFERÊNCIA DE CALOR FORMAÇÃO DE LIGAÇÕES QUEBRA DE LIGAÇÕES ENERGIA DE LIGAÇÃO VARIAÇÃO DE ENTALPIA (ΔH) PODE ENVOLVER PODE SER CALCULADA UTILIZANDO É PROCESSO QUE É PROCESSO QUE HÁ E CONSIDERANDO QUE
84VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Cinética química Existem transformações em que os sinais de mudança são percebidos apenas depois de um longo tempo. Em outras transformações, os sinais aparecem rapidamente. Os gases tóxicos CO e NO, que existem nos escapamentos dos automóveis, combinam-se formando os inofensivos CO2 e N2. CO(g) + NO(g) → CO2 + __1 2 N2 (g) Entretanto, sob condições normais, a velocidade dessa reação é muito baixa, demorando muito tempo para o CO e NO serem convertidos totalmente em CO2 e N2. Por sua vez, quando um comprimido efervescente é dissolvido em água, o aparecimento do sinal de mudança é imediato. 2. Velocidade das reações A velocidade média de consumo de um reagente ou de formação de um produto é calculada em função da variação da quantidade de reagentes e produtos pela variação de tempo. Vm = ___________ D Quantidade D Tempo O mais usual é representar as quantidades em mol/L e indicá-las entre colchetes; mas elas também podem ser representadas pela massa, quantidades em mol, volume gasoso, etc. O intervalo de tempo pode ser representado por segundos, minutos, horas, etc. Quando é calculada, a variação da quantidade consumida (reagentes) será negativa, pois a variação corresponde à quantidade final menos a inicial. Para evitar o surgimento de velocidade negativa, utiliza-se o sinal negativo na expressão ou a variação em módulo sempre que se fizer referência aos reagentes. Exemplo: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) Vm de consumo de N2 = – D[N2 _____] Dt ou D[N2] _____ Dt Vm de consumo de H2 = – D[H2 _____] Dt ou D[H2] _____ Dt Vm de formação de NH3 = + D[NH3 ______] Dt Os reagentes são consumidos durante a reação e sua quantidade diminui com variação do tempo, enquanto os produtos são formados e suas quantidades aumentam com o tempo. É possível representar graficamente: NH3 H2 N2 [ ] tempo N2 H2 Com relação à velocidade média de consumo ou formação, pode-se afirmar que ela diminui com o passar do tempo, pois a quantidade que reage torna-se cada vez menor. tempo Vm A velocidade média de uma reação química é o quociente da variação da concentração molar de um dos reagentes (ou produtos) da reação pelo intervalo de tempo em que essa variação ocorre. Retornando à reação N2 + 3 H2 → 2 NH3, pode-se afirmar que a velocidade média dessa reação, em relação ao NH3, é: Vm = variação da concentração molar do NH3 (mol/L) ___________________________________ intervalo de tempo CINÉTICA QUÍMICA: VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO QUÍMICA COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 33 E 34
85VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias No estudo da cinética química, é comum a concentração molar ser indicada entre colchetes; assim, [NH3 ] indica a concentração molar do NH3. Considerando que, na Matemática, é comum o uso da letra grega delta (D) para indicar variações, a fórmula acima pode ser abreviada para: Vm = D[NH3 ______] Dt Nessa expressão, D[NH3] é a diferença entre a concentração molar final e a concentração molar inicial do NH3 no intervalo de tempo Dt. Considere, por exemplo, que a reação N2 + 3 H2 → 2 NH3 forneça os seguintes resultados sob determinadas condições experimentais: Tempo de reação (min) Variação da concentração molar do NH3 (mol/L) 0 0 5 20,0 10 32,5 15 40,0 20 43,5 Utilizando os dados dessa tabela, obtém-se, de acordo com a definição, as seguintes velocidades médias: § No intervalo de 0 a 5 min: Vm = _______ 20,0 – 0 5 – 0 ⇒ Vm = 4,0 mol/L · min § No intervalo de 5 a 10 min: Vm = _________ 32,5 – 20,0 10 − 5 ⇒ Vm = 2,5 mol/L · min § No intervalo de 10 a 15 min: Vm = _________ 40,0 – 32,5 15 – 10 ⇒ Vm = 1,5 mol/L · min § No intervalo de 15 a 20 min: Vm = _________ 43,5 – 40,0 20 – 15 ⇒ Vm = 0,7 mol/L · min Observe que esse cálculo é muito semelhante ao cálculo de velocidade média realizado em Física. De fato, caso constasse, na segunda coluna da tabela anterior, “quilômetros rodados por um automóvel” em vez de “concentração molar”, o mesmo cálculo teria fornecido a velocidade média do automóvel em cada um dos intervalos de tempo. Fonte: Youtube Efeito do catalisador sobre a rapidez da reação multimídia: vídeo 3. A velocidade média e a estequiometria das reações Na reação: 2 NH3(g) → N2(g) + 3 H2(g) Para a qual são apresentados os dados: [NH3 ] (mol/L) 8,0 4,0 2,0 1,0 Tempo (h) 0 1,0 2,0 3,0 No intervalo de tempo entre 0 h e 1 h, serão calculadas as velocidades de consumo de NH3(g) e de formação de N2(g) e H2(g): Consumo de NH3 : Vm = – |4,0 – 8,0| _______ 1,0 – 0 = 4,0 mol · L–1 · h–1 Formação de N2 : Vm = ______ 2,0 – 0 1,0 – 0 = 2,0 mol · L–1 · h–1 Formação de H2 : Vm = ______ 6,0 – 0 1,0 – 0 = 6,0 mol · L–1 · h–1 Observe que esses valores guardam entre si as proporções dos coeficientes estequiométricos da equação: 2 NH3(g) → 1 N2(g) + 3 H2(g) 2 : 1 : 3 4,0 mol · L–1 · h–1 : 2,0 mol · L–1 · h–1 : 6,0 mol · L–1 · h–1 Define-se como rapidez ou velocidade média de uma reação, no intervalo de tempo em questão, o seguinte resultado: Vm da reação = 4,0 mol · L–1 · h–1 _____________ 2 = 2,0 mol · L–1 __________ 1 = = 6,0 mol · L–1 · h–1 _____________ 3 = 2,0 mol · L–1 · h–1 § Os denominadores são os coeficientes estequiométricos De modo geral, define-se velocidade média de uma reação da seguinte maneira:
86VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Para a reação genérica aA +bB → cC + dD, a rapidez ou velocidade média (sem especificação de se referir a reagente ou produto) é dada por: Vm da reação = V __A a = V __B b = V __C c = V __D d Aplicação do conteúdo 1. Num dado meio em que ocorre a reação N2O5 → N2O4 + 1__ 2 O2, observou-se a seguinte variação na concentração de N2O5 em função do tempo: N2 O5 (mol/L) 0,233 0,200 0,180 0,165 0,155 Tempo (s) 0 180 300 540 840 Calcule a velocidade média da reação no intervalo de 3 a 5 min. Resolução: Vm = – | DN2O5 | _____ Dt ⇒ Vm = – |0,180 – 0,200| ___________ 300 – 180 Vm = 0,000167 mol/L · s-1 Vm = 1,67 · 10-4 mol/L · s-1 2. A amônia é um produto básico para a produção de fertilizantes. Ela é produzida cataliticamente, em altas pressões (processo Haber), conforme a equação: N2 + 3 H2 → 2 NH3 Se a velocidade de produção de amônia foi medida como: velocidade = D[NH3 ______] Dt = 2,0 · 10–4 mol · L–1 · s–1, a velocidade da reação em termos de consumo de N2 será: Resolução: A proporção estequiométrica da equação nunca pode ser desobedecida. Assim, para produzir 2,0 · 10− 4 mol/L de NH3 por segundo, a reação deverá consumir 1,0 · 104 mol/L de N2 por segundo (basta olhar para a equação). N2 + 3 H2 → 2 NH3 1 mol 2 mol VN2 2,0 · 10–4 mol · L–1 · s–1 VN2 = 1,0 · 10–4 mol · L–1 · s–1 3. A combustão do butano é representada pela equação: C4H10(g) + ___ 13 2 O(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g) Se houver um consumo de 4 mols de butano a cada 20 minutos de reação, o número de mols de dióxido de carbono produzido em 1 hora será: a) 48 mol/h d) 16 mol/h b) 4 mol/h e) 8 mol/h c) 5 mol/h Resolução: C4H10(g) + ___ 13 2 O(g) → 4 CO2(g) + 5H2O(g) 1 mol 4 mol 4 mol nCO2 nCO2 = 16 mol de CO2 Assim, em 1 hora (60 min): 20 min 16 mol de CO2 60 min (1 h) nCO2 nCO2 = 48 mol de CO2 Alternativa A 4. (Mackenzie) X + 2 Y → Z Na reação acima equacionada, observou-se a variação na concentração de X em função do tempo, segundo a tabela a seguir: tempo (s) 0 120 240 360 720 [x] mol/litro 0,255 0,220 0,200 0,190 0,100 No intervalo de 4 a 6 minutos, a velocidade média da reação em mol/litro∙min é: a) 0,010. b) 0,255. c) 0,005. d) 0,100. e) 0,200. Resolução: De acordo com a tabela, a velocidade média da reação (para o X) no intervalo de 4 a 6 min (240 a 360 s) é: ∆V = – |∆n| ____ ∆t → ∆V = |– (0,190 – 0,200)| ______________ 6 – 4 ∆V = 0,005 mol · L-1 min-1 ∆V = 5 · 10-3 mol · L-1 · min-1 Alternativa C
87VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS As enzimas são substâncias orgânicas, geralmente proteínas, que catalisam reações biológicas pouco espontâneas e muito lentas. O poder catalítico de uma enzima relaciona a velocidade das reações com a energia despendida para que elas aconteçam. Na presença de uma enzima catalisadora, a velocidade da reação é mais rápida e a energia utilizada é menor. Por essa razão, as enzimas praticamente controlam todo o funcionamento celular interno favorecendo o metabolismo anabólico (construção) e catabólico (degradação). Elas também atuam no funcionamento celular externo por meio de sinalizadores catalíticos estimulantes ou inibitórios atuantes em outras células (hormônios, por exemplo). No organismo, existem diferentes tipos enzimáticos, reguladores das diversas vias metabólicas, estendendo-se por todo o corpo humano, embora em pequenas quantidades. A grande especificidade de uma enzima é determinada pelo tamanho e pela forma tridimensional, formando regiões de afinidade com os reagentes (substratos). Essa complementaridade é denominada combinação chave-fechadura. Alguns fatores influenciam na atividade catalítica das enzimas, como: concentração enzimática, concentração do substrato, potencial hidrogeniônico (pH) e temperatura. Considerando a concentração das moléculas de enzimas, quanto maior o seu teor, maior será a velocidade da reação, seguindo proporcionalmente a quantidade suficiente de substratos para reagir com as enzimas. Conforme a demanda no consumo de reagentes vai ocorrendo, a velocidade da reação decai gradativamente. Quando a concentração do substrato aumenta, a velocidade tende a um limite determinante de acordo com a quantidade de enzimas no sistema. A partir desse ponto, o substrato não terá nenhuma influência sobre a velocidade, pois todas as enzimas já se encontram ocupadas. Cada enzima possui um pH ótimo para desempenhar suas funções, seja no estômago, no caso das pepsinas em pH ácido (por volta de 2 – muito baixo), ou em qualquer outro órgão ou tecido. Cada enzima requer condições favoráveis para potencializar sua atuação. Para a otimização das reações biológicas mediadas por catalisadores, é necessária uma temperatura adequada, que varia de acordo com o tipo de enzima. Baixas temperaturas podem causar inativação, e altas temperaturas podem causar desnaturação enzimática. Como o próprio nome indica, os catalisadores biológicos são produtos biológicos (produzidos pelas células) e atuam nas reações metabólicas do organismo. As enzimas são os principais catalisadores biológicos. Em geral, são proteínas (embora nem toda proteína seja uma enzima), mas há exceções, como é o caso das ribozimas, que não são moléculas proteicas, mas moléculas de ácido ribonucleico (RNA). Exemplos de enzimas: amilase, lipase e desidrogenase. É interessante destacar que a atividade normal de cada enzima depende de pH, temperatura, especificidade (cada enzima atua sobre um determinado substrato), etc. Os catalisadores não biológicos são substâncias químicas, geralmente inorgânicas, que aumentam a velocidade de reações químicas. Por exemplo: o sulfato de manganês (que é uma substância inorgânica) catalisa positivamente a reação entre ácido oxálico e permanganato de potássio em meio ácido. Os catalisadores químicos são importantes em diversos processos e alguns são utilizados industrialmente. Os automóveis, por exemplo, possuem conversor catalítico no sistema de escapamento com o objetivo de acelerar a conversão de gases poluentes em substâncias menos tóxicas. A catálise heterogênea, por sua vez, é utilizada na produção de margarinas, na síntese de fertilizantes, etc.
88VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS TRANSFORMAÇÃO CINÉTICA QUÍMICA CONSUMIDO FORMADO VELOCIDADE MÉDIA DE CONSUMO VELOCIDADE MÉDIA DE FORMAÇÃO RAPIDEZ DE REAÇÃO CURVA CRESCENTE CURVA DECRESCENTE REAGENTE PRODUTO GRÁFICO DE QUANTIDADE × TEMPO TEM ESTUDADA PELA PODE TER TÍPICA DE TÍPICA DE POIS É POIS É HÁ