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Simplesmente Química

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

Química 1 - De onde vem a energia química?
Todos sabemos algo sobre o conceito de energia; boa parte desse 'algo' é que energia não é nada fácil de ser definida. Grosso modo, é cômodo dizer que a energia permite a realização de um trabalho e, assim, de imediato, construímos a idéia de calor como uma fonte de trabalho. As máquinas térmicas fazem isso a todo instante, convertem calor em trabalho útil. Exploremos esse fato.

No tema das máquinas térmicas, poderíamos começar indagando de onde vem, afinal, a energia que aquece o reservatório quente indispensável nestes processos. A resposta é imediata: combustão. Madeira, carvão, óleo ou gás queimam, e a energia produzida desta maneira pode, por exemplo, aquecer a água, transformando-a em vapor e possibilitando a construção de uma máquina térmica.

Ora, e de onde vem a energia da combustão? No início, a madeira, o carvão, o óleo ou o gás estão à mesma temperatura como o ar com o qual reagem. Na verdade, qualquer combustível tem que ser aquecido um pouco, antes que a combustão se inicie, mas a energia produzida, depois, por esta combustão (que depois continua por conta própria) é muito, muito maior do que a energia inicial de ignição. De onde vem toda esta energia?

Parece-nos que, se formos capazes de encontrar a fonte de energia existente em torrões frios de carvão, estaremos no caminho certo para acharmos a fonte de energia que move, até mesmo, o corpo humano. De qualquer maneira, vale a pena tentar e, a história da ciência virá bem a calhar ...

No século dezoito, no apogeu dos fluídos imponderáveis (será interessante desenvolver algo sobre isso), pensava-se que o carvão fosse um exemplo de uma substância cheia de flogisto. Na combustão, o flogisto era libertado, e seria ele o responsável pelo aparecimento do calor e da luz associados ao fenômeno. Esta teoria, porém, conduziu a contradições insustentáveis, e Lavoisier acabou com ela.

Era preciso encontrar uma nova explicação para a fonte da energia libertada pela combustão; nada surgiu até o advento da teoria atômica.

Um palpite para a resposta correta, já conhecida à época, era o efeito Joule-Thompson. Eles afirmaram que uma quantidade de gás que se expande para o vácuo realiza trabalho porque as moléculas individuais, ao se afastarem do centro comum, têm que vencer as pequenas forças de atração existentes entre elas.

Portanto, segundo essa idéia, existe uma força de atração entre as moléculas, assim como existe aquela outra força de atração, entre os corpos astronômicos; existem forças químicas intermoleculares, da mesma forma como existem forças gravitacionais interplanetárias. A existência de forças gravitacionais produz o conceito de "energia potencial gravitacional"; a existência de forças químicas intermoleculares dá origem, por analogia, ao conceito de “energia potencial química"
 

Para ilustrar melhor isto, consideremos, primeiramente, o caso do gelo. Consiste ele de moléculas de água em contacto e num arranjo ordenado. (Existe uma série de provas para isto, que não consideraremos detalhadamente. Um arranjo ordenado desta natureza constitui um “cristal”, e a maior parte dos sólidos pode existir na forma cristalina.)

A uma dada temperatura abaixo de 0oC, as moléculas individuais constituintes do gelo vibram em várias direções, ao redor de uma posição ideal dentro do retículo. No entanto, a energia cinética desta vibração é insuficiente para vencer a força de atração intermolecular que mantém as moléculas presas umas às outras, e assim nenhuma molécula abandona permanentemente a sua posição.

Se porém o gelo é aquecido, sua temperatura se eleva, e as moléculas passam a vibrar mais rapidamente, com mais energia cinética, que aumenta cada vez mais. Quando se atinge a temperatura de 0oC, a energia cinética das moléculas torna-se suficientemente grande para vencer a atração inter-molecular, e o cristal de gelo começa a se desfazer. Moléculas individuais passam a mover-se livremente, não estando mais presas a uma determinada posição em relação às outras moléculas. Em resumo, o gelo começa a se fundir, formando água líquida (Na verdade formam-se pacotes de moléculas individuais ... mas, deixemos isso para depois).

Conforme se fornece calor ao gelo fundente, este calor não é empregado para aumentar a energia cinética das moléculas individuais, e a temperatura não sobe. Ao invés disto, todo o calor fornecido é empregado para vencer as forças de atração intermolecular, de modo que mais e mais gelo se funde. As moléculas de água, no líquido, não possuem mais energia cinética do que aquelas presas no cristal, de forma que a água líquida que vai sendo formada está à mesma temperatura que o gelo ainda não fundido.
No entanto, a água deve conter mais energia do que o gelo, de alguma maneira, pois as moléculas da água líquida venceram as forças de ligação que as mantinham presas no retículo cristalino, enquanto o mesmo não acontece com as moléculas do gelo. Esta energia adicional, que não existe na forma de calor, constitui a energia química anteriormente mencionada.

Portanto, água líquida a 0oC contém mais energia química do que o gelo à mesma temperatura. Enquanto o gelo se funde, o calor fornecido é convertido em energia química, ao invés de em energia cinética, e assim o gelo se funde sem aumento de temperatura. Somente depois que todo o gelo tiver fundido, o calor adicionado pode outra vez ser convertido em energia cinética, ocasionando aumento de temperatura da água.

Um grama de gelo a 0oC absorve oitenta calorias no processo de conversão em um grama de água líquida a 0oC; portanto, a água líquida possui, por grama, oitenta calorias a mais de energia química do que o gelo, nesta temperatura. Trata-se, aí, daquele calor latente de fusão descoberto por Black, nos dias da teoria do calórico. Ele não conseguiu explicar, satisfatoriamente, o fenômeno (embora realizasse tentativas verdadeiramente heróicas), uma vez que a sua base teórica consistia unicamente de fluídos imponderáveis. Nós temos mais sorte.

Mas ainda não terminamos. Na água líquida (ou em qualquer líquido), as moléculas constituintes podem não estar fixas numa posição particular, mas elas continuam em contato (cada qual no seu pacote), escorregando umas sobre as outras. Ainda existem forças, que impedem que as moléculas assumam uma independência completa. A adição de mais calor produz duas alterações: uma parte do calor é convertida em energia cinética, fazendo com que as moléculas vibrem mais ràpidamente, e que a temperatura suba; outra parte do calor é convertida em energia química, fazendo com que algumas moléculas possam libertar-se do resto, sem aumento na temperatura (alguns pacotes se quebram em pacotinhos). Assim, forma-se vapor de água --- temos o fenômeno da evaporação.

A qualquer temperatura, a água líquida (ou qualquer líquido) está sempre sendo convertida em vapor, numa certa extensão. Se o líquido estiver num recipiente fechado, uma parte do vapor estará sempre sendo condensada em líquido, outra vez, até que haja o estabelecimento de um equilíbrio. A ilustração abaixo é puramente pictórica, uma vez que vapor d´água não se vê, é invisível!)

Assim, a qualquer temperatura dada, existe sempre uma certa "pressão de vapor”. Quanto maior a temperatura, maior será esta pressão.

Em condições ordinárias, a pressão atmosférica é maior do que a pressão de vapor da água, de modo que a tendência de ´empurrar´ de fora para dentro, por assim dizer, por forças originárias da pressão atmosférica, é maior do que a tendência de ´empurrar´ de dentro para fora, determinada pela vaporização da água. A 100oC, porém, a pressão de vapor torna-se igual à pressão atmosférica, e a água “empurra” de lado a resistência da atmosfera, vaporizando-se com uma rapidez e violência suficientes para produzirem aquilo que nós costumamos chamar de ebulição. (Naturalmente, se a pressão do ar for diminuída, a pressão de vapor se iguala a ela numa temperatura mais baixa. Por esta razão, a água ferve a temperaturas mais baixas, em grandes altitudes, onde, em conseqüência, fica difícil obter ovos perfeitamente cozidos.)

Enquanto a água ferve, o calor acrescentado é convertido em energia química, transformando água líquida a 100oC em vapor à mesma temperatura. Aqui, um grama de vapor a 100oC possui 540 calorias a mais de energia química do que um grama de água à mesma temperatura. Este é o calor latente de vaporização. Eis porque as queimaduras com vapor são mais perigosas que queimaduras com água fervente!

Naturalmente, quando o vapor se condensa para formar, novamente, água líquida, ele tem que libertar esta energia química, a qual é transformada em calor. Uma vez que cada grama de vapor que se condensa liberta 540 calorias, enquanto que um grama de água que se resfria de 100oC até 0oC liberta apenas 100 calorias, você pode perceber, perfeitamente, que a maior parte do trabalho obtido de uma máquina a vapor é extraída do vapor que se condensa, e não do resfriamento subseqüente da água.

Vapor de água a qualquer temperatura contém mais energia química do que água líquida à mesma temperatura. Por esta razão, a transpiração tem urna ação refrigerante sobre o corpo. A energia química necessária para evaporar o suor é extraída do conteúdo energético do corpo com o qual este suor esteja em contacto, e assim o corpo em questão é resfriado. Quando a umidade é elevada, de modo que a liquefação chega quase a equilibrar a evaporação, o suor se reúne em gotículas, o efeito refrigerante diminui, e nós começamos a dizer: “Não é tanto o calor; o pior é a umidade...”

Mesmo assim, ainda não chegamos ao final do nosso raciocínio, pois a molécula de água não é uma partícula simples, mas um conjunto de três átomos, sendo dois de hidrogênio e um de oxigênio. Existem forças que mantêm estes átomos presos uns aos outros, dentro da molécula; estas forças são muito mais fortes do que aquelas existentes entre moléculas vizinhas. Estas forças inter-atômicas são tão mais fortes do que as forças intermoleculares, que uma analogia com um barbante e uma corda parece quase inevitável. As forças de atração inter-atômica são, portanto, chamadas, geralmente, de ligações químicas.

Conforme se adiciona calor à água (ver ilustração acima), não apenas as moléculas adquirem maior energia cinética, aumentando a velocidade dos seus movimentos vibratórios, mas também os átomos constituintes da molécula se comportam da mesma maneira. No entanto, mesmo quando tiver sido acrescentado calor suficiente para romper todas as atrações inter-moleculares, os átomos existentes dentro das moléculas ainda não possuirão energia suficiente para romperem as forças de ataque inter-atômicas, muito mais fortes, que mantêm a molécula. Mesmo quando se aquece muito o vapor, as moléculas de água que o constituem permanecem intactas.

No entanto, se a temperatura for elevada a vários milhares de graus a energia de vibração dos átomos começa a ser suficientemente grande para quebrar as ligações químicas: a água começa a se dissociar em hidrogênio e oxigênio --- é o denominado ´gás d´água´.
A 3000oC, cerca de uma quarta parte das moléculas de água estarão dissociadas em hidrogênio e oxigênio. Portanto, uma mistura de hidrogênio e oxigênio contém mais energia química do que a mesma massa de água, à mesma temperatura.

O hidrogênio e o oxigênio formados pela decomposição da água não consistem de partículas simples. Cada uma destas moléculas é constituída de dois átomos. Dois átomos de hidrogênio estão ligados para formarem uma molécula de hidrogênio, e dois átomos de oxigênio, ligados, formam uma molécula de oxigênio. As ligações existentes entre estes pares de átomos também podem ser rompidas, se for fornecida à substância uma quantidade suficientemente grande de calor. Numa temperatura de 3500oC, cerca de uma quarta parte das moléculas de oxigênio terão sido rompidas, libertando átomos individuais de oxigênio (“oxigênio atômico”); nesta mesma temperatura, mais de uma terça parte das moléculas de hidrogênio já terão sido quebradas, formando hidrogênio atômico. O hidrogênio e o oxigênio atômicos, por sua vez, +contêm mais energia química do que a mesma massa de hidrogênio e oxigênio moleculares, à mesma temperatura.

Temperaturas ainda mais altas começarão a decompor os próprios átomos de oxigênio e hidrogênio em partículas menores, mas nós não levaremos a coisa além do estado de átomos intactos, desta vez.

Daquilo que dissemos, você pode concluir facilmente que as forças de atração inter-atômicas e intermoleculares possuem intensidades variáveis, e que a ruptura de uma determinada ligação, sua formação ou, de maneira mais geral, a substituição de um tipo de ligação pelo outro, envolve o ganho ou a perda de uma quantidade de energia química diferente para cada caso específico. Quando há ganho de energia química, deve haver consumo de outras formas de energia (geralmente calor), para obedecer à primeira lei da termodinâmica. Anàlogamente, quando ocorrerem perdas de energia química, outras formas de energia (geralmente calor, muitas vezes também luz) devem ser libertadas.

Agora podemos responder à pergunta sobre a origem da energia do carvão em brasa. O calor e a luz associados ao fenômeno da combustão originam-se da perda de energia química envolvida nas alterações que ocorrem nas ligações químicas do carvão e do oxigênio, quando ambos se combinam.

Para entrarmos em maiores detalhes acerca dos tipos de interações que envolvem variações da natureza das ligações químicas (ou seja, sobre as “reações químicas”), e que libertarão energia na forma de calor e luz, precisaremos lançar mão de uma espécie de estenografia química. A finalidade disto não é tornar o assunto mais esotérico, mas sim, pelo contrário, fazê-lo mais compreensível. Felizmente, a estenografia química é muito lógica e nem um pouco difícil de entender.

Segue: Química 2 - A ´estenografia´ química 

 


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