As transformações endotérmicas e exotérmicas estão relacionadas com a liberação e a absorção de energia, na forma de calor, durante as reações químicas.
As reações químicas liberam ou absorvem energia do ambiente para que seus componentes possam interagir e formar novos compostos. Elas podem ser reações endotérmicas ou exotérmicas.
Mas cada substância possui uma certa quantidade de energia (calor) em seu interior para manter os átomos ligados, que poderá ser modificada toda vez que esta substância sofrer qualquer transformação.
O estudo dessas trocas de energia na forma de calor entre uma reação química e o meio em que esta reação ocorre é denominado de Termoquímica.
As reações químicas são classificadas de acordo com a troca de calor em reações endotérmicas e reações exotérmicas.
Reações endotérmicas
As reações endotérmicas absorvem calor do ambiente, sendo que esse calor é incorporado para que a reação química possa acontecer. O equilíbrio da reação é deslocado para a formação dos produtos, apresentando um balanço energético positivo.
Para identificar se uma reação é endotérmica, devemos observar o valor do ∆H. Caso seja > 0, será uma reação endotérmica. Outra maneira de sabermos é verificando se o calor está presente nos reagentes.
Vamos exemplificar estas explicações:
A + B → C + D ∆H = 9 Kj (podemos verificar aqui, que o valor do ∆H é maior do que zero, então teremos uma reação endotérmica).
A + B + 9 Kj → C + D (podemos verificar aqui que o valor do ∆H está localizado antes da seta, ou seja, o calor está presente nos reagentes de uma reação química. Isso caracteriza uma reação endotérmica).
Processos endotérmicos
Podemos citar como processos endotérmicos: a fotossíntese, onde a planta absorve energia fornecida pela luz solar; o gelo derretendo; a roupa secando no varal, etc.
Reações exotérmicas
Já as reações exotérmicas liberam calor para o ambiente, pois a energia presente nos reagentes é maior que a energia dos produtos. Logo ocorre uma sobra de energia na reação, que será liberada na forma de calor.
Para identificar se uma reação é exotérmica, devemos observar o valor do ∆H. Caso seja < 0, será uma reação exotérmica. Outra maneira de sabermos, é verificando se o calor está localizado nos produtos de uma reação química.
Vamos exemplificar estas explicações:
A + B → C + D ∆H = – 900 Kj (podemos verificar aqui, que o valor do ∆H é negativo, então teremos uma reação exotérmica).
A + B → C + D + 900 KJ (podemos verificar aqui que o valor do ∆H, ou seja, o calor da reação, está localizado nos produtos, o que caracteriza uma reação exotérmica).
Processos exotérmicos
Podemos citar como processos exotérmicos os processos de combustão; queima do gás propano; condensação da água, etc.
Devemos saber que há a combustão completa e a combustão incompleta. O que as diferencia é o produto formado.
Na combustão completa temos a seguinte reação:
X + O2 → CO2 + H2O
Na combustão incompleta temos a seguinte reação:
X + O2 → CO + H2O
Entalpia
Na Química, o calor envolvido nas reações químicas é a entalpia, sendo representado pela letra H. Sua unidade será em Joule (J) ou caloria (cal).
Não é possível calcular o valor da entalpia, então devemos calcular a sua variação, que é representada pelo símbolo ∆H. Este equivale a: variação final – variação inicial, para o cálculo da quantidade de calor absorvido ou liberado pela reação.
A energia das reações químicas é medida através da entalpia (H). A variação da entalpia representa o calor absorvido ou liberado nas reações químicas a uma certa pressão constante.
Vimos que a variação da entalpia é: final – inicial, assim, podemos escrever que em uma reação química, a variação de entalpia é representada por:
∆H = Hf – Hi ( Hf =entalpia final e Hi = entalpia inicial)
∆H = Hp – Hr (Hp = entalpia dos produtos e Hr= entalpia dos reagentes).
As unidades de entalpia podem ser: Joule (J), kj = 1000 J, cal, kcal = 1000 cal.
Sendo que: 1 cal = 4,18J
Videoaula sobre entalpia
Para saber mais sobre entalpia, confira a videoaula do prof. Sobis no nosso canal:
Reações endotérmicas e exotérmicas: gráficos
As reações endotérmicas e exotérmicas podem ser representadas por meio de gráficos, que relacionam o valor da entalpia com o caminho da reação:
Pelos gráficos acima, podemos verificar que quando a entalpia dos reagentes for maior do que a entalpia dos produtos, haverá uma sobra de energia na reação. Essa energia será liberada na forma de calor, caracterizando uma reação exotérmica.
Em contrapartida, quando a energia dos reagentes for menor do que a energia dos produtos, ocorre absorção de energia para que a reação ocorra, caracterizando uma reação endotérmica.
Como calcular o ∆H das substâncias
O valor do ∆H representa a somatória das entalpias dos produtos – a somatória das entalpias dos reagentes.
Uma observação importante: a entalpia de toda substância simples e mais estável é igual a zero.
As substâncias simples são formadas pelo mesmo elemento químico, e as mais estáveis representam as que ocorrem em maior quantidade. Além disso, elas também são mais fáceis de serem formadas. Por exemplo temos o gás oxigênio (O2) e o ozônio (O3). A entalpia do O2 é igual a zero, e a do O3 não é zero.
Exercício resolvido
Dada a seguinte reação química, com suas entalpias de formação:
C2H6 = − 23 Kcal/mol
H2O = − 68,3 kcal/mol
CO2 = − 94 kcal/mol
2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O
Temos antes da seta os reagentes, e após a seta, os produtos.
Para cálculo do ∆H, usamos a seguinte fórmula:
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = [4 x (−94) + 6 x (−68,3) ] − [ 2 x (−23) + 0]
Observação: devemos multiplicar cada substância pelo seu número de mols correspondente. E que o gás oxigênio é uma substância simples, então sua entalpia equivale a zero.
∆H = [−376 − 409,8] − [−46]
∆H = − 785,8 + 46 = −739,8 kcal/mol
Temos neste exemplo uma reação exotérmica.
Exercício resolvido
Vamos calcular agora o ∆H do calor de formação do magnésio metálico:
Mg(s) + 2 H2O (l) → Mg(OH)2\(g) + H2(g)
Dados: ∆H H2O = − 285 kj/mol
∆H Mg (OH)2 = − 920 kj/mol
Para cálculo do ∆H usamos a fórmula:
∆H = Hp − Hr
∆H = [Mg (OH)2 + H2] − [Mg + 2 x H2O]
Logo ∆H = [ -920 + 0] − [ 0 + 2 x (−285) ]
Portanto ∆H = − 920 − (−570) = – 920 + 570 = − 350 kj/mol.
As reações químicas são rearranjos de átomos, onde as quebras das ligações químicas das substâncias irão originar novas ligações, e consequentemente, novas moléculas.
Em uma reação química, para que uma ligação seja rompida é preciso fornecer energia à reação, e para formar uma nova ligação, deve-se liberar energia.
Energia de ativação
A energia necessária para que uma reação ocorra é denominada de energia de ativação. Essa energia propicia o choque entre as moléculas dos reagentes, quebrando suas ligações e formando os produtos da reação. Ela começa onde estão os reagentes e vai até o complexo ativado.
O ponto mais alto do gráfico representa o complexo ativado, que é um estado intermediário entre os reagentes e os produtos. Ele compreende o ponto em que os reagentes começam a receber energia, até o momento final, que é o ponto mais alto.
Energia de ativação nas reações endotérmicas
Significa dizer que, quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação química. A energia de ativação pode variar conforme o tipo de reação química.
Conforme o gráfico acima, envolvendo a entalpia e o caminho da reação, podemos verificar que a reação absorve energia, pois os produtos apresentam mais energia que os reagentes.
Energia de ativação nas reações exotérmicas
Agora vamos observar um gráfico de energia de ativação dentro de uma reação exotérmica.
Conforme o gráfico acima, envolvendo a entalpia e o caminho da reação, podemos verificar que os produtos apresentam menos energia que os reagentes, ocorrendo liberação de energia para que a reação ocorra.
Exercício para entender os conceitos estudados
1) (Uespi-PI-2012) – Observe o gráfico abaixo:
- O gráfico corresponde a um processo endotérmico.
- A entalpia da reação é igual a + 226 kcal.
- A energia de ativação da reação é igual a 560 kcal.
Está (ão) correta(s):
a) 1 apenas
b) 2 apenas
c) 2 e 3 apenas
d) 1 e 3 apenas
e) 1, 2 e 3
Resolução:
o processo é endotérmico, pois os produtos apresentam mais energia que os reagentes. Para o cálculo da variação da entalpia temos: ∆H = Hf – Hi
∆H = 226 – 0
∆H = 226
Agora para o cálculo da energia de ativação, devemos efetuar a subtração do ponto mais alto, pelo mais baixo da reação: 560 – 0 = 560
Gabarito: E
Exercícios sobre reações endotérmicas e exotérmicas
1) (MACK SP-2010)
Fe2O3 (s) + 3C(s) → 2Fe(s) + 3CO(g)
ΔH = + 491,5 KJ
Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, segundo a equação acima, pode-se afirmar que:
a) é uma reação endotérmica.
b) é uma reação exotérmica.
c) é necessário 1 mol de carbono para cada mol de FeO3 (s) transformado.
d) a energia absorvida na transformação de 2 mols de FeO3 (s) é igual a 491,5 KJ.
2) (UFRRJ-2013)
Desde a pré-história, quando aprendeu a manipular o fogo para cozinhar seus alimentos e se aquecer, o homem vem percebendo sua dependência cada vez maior das várias formas de energia. A energia é importante para uso industrial e doméstico, nos transportes, etc.
Existem reações químicas que ocorrem com liberação ou absorção de energia, sob a forma de calor, denominadas, respectivamente, como exotérmicas e endotérmicas. Observe o gráfico a seguir e assinale a alternativa correta:
a) O gráfico representa uma reação endotérmica.
b) O gráfico representa uma reação exotérmica.
c) A entalpia dos reagentes é igual à dos produtos.
d) A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.
e) A variação de entalpia é maior que zero.
3) (UFSM-RS-2012)
Considere o seguinte gráfico:
De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase a seguir:
“A variação da entalpia,>ΔH, é ……..; a reação é ………. porque se processa …………… calor.”
a) positiva, exotérmica, liberando
b) positiva, endotérmica, absorvendo
c) negativa, endotérmica, absorvendo
d) negativa, exotérmica, liberando
e) negativa, exotérmica, absorvendo
4) (VUNESP 2005)
Considere a equação a seguir: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ΔH = –572 kJ. É correto afirmar que a reação é:
a) exotérmica, liberando 286 kJ por mol de oxigênio consumido.
b) exotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de água produzida.
c) endotérmica, consumindo 572 kJ para dois mols de água produzida.
d) endotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de oxigênio consumido.
e) endotérmica, consumindo 286 kJ por mol de água produzida.
5) (PUC-MG-2010)
Sendo o ΔH de formação do óxido de cobre II igual a –37,6 kcal/mol e o ΔH deformação do óxido de cobre I igual a –40,4 kcal/mol, o ΔH da reação:
Cu2O(s) + 1/2 O2(g) → 2 CuO(s) será:
a) –34,8 kcal.
b) –115,6 kcal
c) –5,6 kcal.
d) + 115,6 kcal
e) + 34,8 kcal
Gabarito:
- A
- B
- D
- B
- A
