Simplesmente Química

Prof. Luiz Ferraz Netto [Léo]
luizferraz.netto@gmail.com
leobarretos@uol.com.br

Química 5- Calor de reação (parte 2)
Quando comparamos o calor de reação correspondente à queima de carbono com aquele da combustão de hidrogênio, esta comparação está sendo feita de mol para mol. Um mol de carbono que queima liberta quase 50% a mais de calor do que um mol de hidrogênio que queima. No entanto, um mol de carbono pesa doze gramas, enquanto um mol de hidrogênio pesa apenas 2 gramas. 
Se comparássemos as duas substâncias grama a grama, verificaríamos que um grama de carbono, ao queimar, forneceria 94,03/12, ou seja, cerca de 7,8 quilocalorias, enquanto um grama de hidrogênio forneceria um calor igual a 68,37/2, ou 34,2 quilocalorias. Portanto, numa base de 'peso' (que é a base de comparação natural para o leigo em química; para os mais leigos ainda, não existe nem a distinção entre peso e massa), a combustão do hidrogênio forneceria quase 4½ vezes mais energia do que aquela do carbono. Está aí um exemplo de como é importante, quando se faz comparações, saber exatamente o que é que se está comparando.

O carvão é quase carbono puro e o hidrogênio, naturalmente, é hidrogênio. Existem, porém, combustíveis importantes, com moléculas contendo mais do que um tipo de elemento. As várias frações do petróleo — gasolina, querosene, óleo combustível — têm moléculas que contêm tanto carbono como hidrogênio. A madeira é constituída de moléculas contendo carbono, hidrogênio — e também oxigênio. Tais moléculas, embora sejam mais complexas, não introduzem novos princípios. 
Como exemplo, consideremos o metano, um gás que constitui a maior parte do “gás natural” usado muito em fogões e fornalhas à gás, empregados para cozinhar alimentos e para aquecer casas. A molécula de metano consiste de um átomo de carbono e de quatro átomos de hidrogênio (CH₄). A equação representativa da sua combinação com oxigênio seria:

CH₄ + 2O₂ a CO₂ + 2H₂O               DH  = - 210,8 kcal

Como se observa, forma-se dióxido de carbono e água (observa, também, que a equação está balanceada).

Em base molar, o metano fornece mais calor do que carbono ou hidrogênio, simplesmente. No entanto, o peso molecular do metano é igual a 16 (que é a soma de 12, do carbono, mais 4, dos quatro hidrogênios). Portanto, um grama de metano fornece, ao queimar, 210,8/16, ou 13,2 quilocalorias. Isto é mais do que o calor liberado pela combustão de um grama de carbono, e menos do que aquele liberado quando se queima um grama de hidrogênio. Aliás, isto é o que se esperaria de um material constituído, em parte, de carbono e, em parte, de hidrogênio.

Um exemplo de uma molécula ainda mais complicada é o caso do álcool etílico (aquela substância 'familiar' contida na cerveja, no vinho e na caninha que alguns de nós costumamos tomar ... às vezes), que consiste de dois átomos de carbono, seis de hidrogênio, e um átomo de oxigênio (fórmula C₂H₆O). A equação da combustão é a seguinte:

     C₂H₆O + 3O₂ a 2CO₂ + 3H₂O              DH = - 327,6 kcal

O peso molecular do álcool etílico é 46 (24 para os dois carbonos, mais 6 para os seis hidrogênios, mais 16 para o oxigênio), de modo que um grama de álcool etílico, ao queimar, fornece 327,6/46, ou 7,1 quilocalorias. Isto é bem menos do que o calor liberado pela combustão de um grama de hidrogênio ou de metano.  É menos até mesmo do que o calor liberado pela queima de um grama de carbono. 
A razão para isto é que já existe um átomo de oxigênio na molécula do álcool, de modo que podemos encarar esta molécula como já parcialmente 'queimada', por assim dizer. Os átomos de carbono e hidrogênio na molécula já estão combinados com um dos átomos de oxigênio necessários, no total, para a formação de dióxido de carbono e água.

As transformações químicas não precisam, necessariamente, envolver oxigênio, para poderem libertar um calor de reação (embora aquelas que envolviam oxigênio fossem as primeiras a chamarem a atenção dos 'químicos'). De fato, qualquer transformação química possui um certo calor de reação. Poderíamos, por exemplo, escrever equações representativas da combinação de hidrogênio e cloro, formando cloreto de hidrogênio, e da combinação de sódio e cloro, com formação de cloreto de sódio. O DH associado com a primeira reação é - 22,06 quilocalorias (para a formação de um mol de cloreto de hidrogênio a partir de meio mol de hidrogênio e meio mol de cloro); o DH associado à segunda reação é - 98,3 quilocalorias (para a formação de um mol de cloreto de sódio a partir de um mol de sódio e meio mol de cloro).

Por outro lado, um tipo de composto chamado de ácido (caracterizado por um certo conjunto de propriedades típicas) reage com outro tipo de composto, cujo nome é base (com um conjunto de propriedades características geralmente opostas àquelas do ácido), e o resultado é a formação de compostos que não apresentam nem um nem outro conjunto de propriedades mencionado. Tal reação é chamada de neutralização. O exemplo típico de neutralização é a reação de cloreto de hidrogênio (HCl) que, em solução, é um ácido (ácido clorídrico), com hidróxido de sódio (NaOH), que, em solução, é uma base, formando-se cloreto de sódio (NaCl) e água (H₂O). A reação é a seguinte:

HCl + NaOH a NaCl + H₂O          DH  = - 137,4 kcal

Mesmo uma transformação que geralmente não seja considerada uma transformação química, como é o caso da dissolução de uma substância em água, envolve um calor de reação. Isto é lógico, pois depois que uma substância está dissolvida, as forças que mantinham as moléculas deste composto umas presas às outras, na forma sólida, são substituídas por outras forças, que mantêm estas moléculas presas as moléculas de água. Isto tem que envolver alguma variação de energia química. 
Assim, quando se dissolve carbonato de sódio ('soda barrilha' ou 'soda de limpeza') em água, o DH do processo (que, neste caso, recebe o nome de calor molar de dissolução) vale cerca de - 5,64 quilocalorias.

Mas isto vale para a dissolução de um mol de carbonato de sódio. A fórmula desta substância é Na₂CO₃, e seu peso molecular é igual a 106 (46 para os dois átomos de sódio, 12 para o carbono, e 48 para os três oxigênios), de maneira que a dissolução de um grama de carbonato de sódio libertaria 5,64/106, ou 0,053 quilocalorias. Isto equivale a 53 calorias, ou seja, uma quantidade de calor menor do que aquela liberada pela solidificação de um grama de água a 0^oC (que é de 80 cal/g); portanto, não admira que não percebamos nitidamente a formação de calor, quando dissolvemos carbonato de sódio.

Variações de energia química devem obedecer às leis da termodinâmica. Assumimos isto como verdadeiro quando dissemos, na introdução desse trabalho, que uma variação de energia química deve ser 'equilibrada' por uma variação em sentido contrário, de energia térmica. Do contrário, a primeira lei não seria observada. No entanto, há mais que falar sobre este assunto.

A primeira generalização sobre a energia química foi feita por Lavoisier, juntamente com outro cientista francês Pierre Simon de Laplace, que, em 1780, com base em medidas comparativamente grosseiras (em comparação com padrões posteriores), decidiu que o calor absorvido na decomposição de um composto em seus elementos era igual ao calor liberado pela formação deste composto, a partir dos seus elementos.

Um exemplo mostrará o significado disto. Já dissemos anteriormente que a combinação de hidrogênio e oxigênio libera 68,37 quilocalorias por mol de hidrogênio queimado ou (o que é a mesma coisa, observando a equação) por mol de água formada:

H₂ + ½O₂ a H₂O             DH  = - 68,37 kcal

Portanto, de acordo com a generalização de Lavoisier-Laplace, a decomposição de um mol de água em hidrogênio e oxigênio (transformação esta que pode ser representada simplesmente invertendo a equação acima) exige o fornecimento de 68,37 quilocalorias de energia:

H₂O  a  H₂ + ½O₂           DH  = + 68,37 kcal

Agora, o DH é positivo, pois a água, no decurso da reação, ganha energia química às custas de um 'consumo de calor' ou (mais freqüentemente) energia elétrica, que devem ser adicionados a água para que a reação ocorra.

Podemos fazer uma analogia entre energia química e energia mecânica --- sempre tomando-se os devidos cuidados com as analogias!. 
No caso da energia mecânica, idealmente, a energia cinética de um objeto que se move para cima (no campo gravitacional) é convertida inteiramente em energia potencial no ponto máximo da elevação, e depois re-convertida outra vez na energia cinética original, no ponto final da queda subseqüente. 
Da mesma maneira, a energia não-química fornecida à água (elétrica, por exemplo) é convertida em energia química pela sua decomposição na mistura de hidrogênio e oxigênio, e esta é re-convertida em energia não-química (térmica = calor + luz), quando o hidrogênio e o oxigênio se combinam novamente, formando outra vez água.

(O balanceamento, naturalmente, só é perfeito em condições ideais. No caso da energia mecânica, a ausência de fricção, resistência do ar e uniformidade do campo gravitacional são indispensáveis para haver estas condições ideais. No caso da energia química, é preciso que não haja perdas de calor. Na prática real, quando a água é decomposta por meio de uma corrente elétrica, uma parte da energia elétrica sempre é perdida como calor; quando se usa energia térmica para decompor a água, uma parte sempre é perdida para o meio ambiente. Em cada um dos casos, introduz-se mais energia no início, do que se obtém no fim, mas isto apenas mostra o ganho de entropia e demonstra que, no que se refere à energia química, a segunda lei da termodinâmica é observada tanto quanto a primeira.)

Segue: Química 5- Calor de reação (parte 2)

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