5. Termodinâmica da química

Existe um aspecto da química que está muito ligado com a Físico-Química e que trata dos aspectos energéticos das reacções químicas duma maneira não molecular, i.é, duma maneira macroscópica.
Neste parágrafo surge esta teoria de modo global e limitado, somente tratando dos conceitos principais e não incluindo o conceito físico ‘trabalho’.

Suponha-se que o leitor conhece os seguintes assuntos: energia (química, cinética, eléctrica, potencial e de radiação), energia de activação, endo- e exotérmico, e energia da ligação.

A Lei principal da termodinâmica é aquela que diz que a energia nunca se perde nem se cria, (tal como a Lei da conservação de massa). Esta lei fica bem conhecida com o nome Lei de Hess, que foi formulada já muito tempo antes da elaboração da termodinâmica. A perda ou ganha de energia pelas substâncias durante uma reacção química somente depende dos reagentes e produtos e não do caminho que levou aos produtos.
Mas sim, uma forma de energia pode mudar para outra forma qualquer. Isto mesmo inclui o conceito físico “trabalho”. Este trabalho (p x ΔV) é de considerar energia que se manifesta.
As energias, sem incluir o “trabalho” têm o símbolo U.
A energia que inclui este trabalho apresenta-se com o símbolo H (entalpia, mas esta palavra não se trata neste curso).


Portanto U é a soma de H e "trabalho".
Durante um processo (químico) haverá mudanças energéticas: ΔH e ΔU, apresentando a energia da reacção (sinal negativo quando o sistema perde energia, sinal positivo quando o sistema ganha).

Aqui deve-se introduzir mais uma forma de energia, que ainda não consta na lista. É chamada “entropia” e tem o símbolo S.
Não é forma de energia positiva, nem uma forma de trabalho, mas sim é um tipo de energia negativa que se manifesta no grau de desordem da matéria. Matéria bem organizada, tal como cristais, tem um grau alto de organização, está bem organizada em partículas ordenadas. Esta ordem apresenta uma forma de energia e nos cristais, a entropia é pouca. Logo que aumenta o grau de desordem (por exemplo, quando a rede se dissolve em água), a entropia aumenta, i.é, aquela energia negativa aumenta, a custo de energia útil.
Assim, nesta ciência surgiu mais um conceito: a energia que inclui todas as formas possíveis de energia, a energia libre, com símbolo G (que inclui H e S).
Um sistema químico em mudança (uma reacção) sofre mudança em G: ΔG e estas mudanças incluem as mudanças em H e mudanças em S. A fórmula matemática que apresenta estas mudanças é a seguinte:

ΔG = ΔH - TΔS


ΔS obtém um sinal negativo porque apresenta uma forma negativa de energia. Entropia está directamente ligado com a temperatura o que causa o T (em Kelvin) na fórmula.


5.1 Reacções (não) espontâneas

Exercício 47
Pode-se considerar o processo “dissolver NaCl em água” um sistema em mudança.
Primeiro temos sal e água e depois surge uma solução salgada: NaCl(s) NaCl(aq)         ΔH > 0
Não é exactamente uma reacção química, mas sim acontece alguma coisa com as partículas:
  1. A rede iónica quebra-se
  2. Os iões ficam hidratados (arredondados por moléculas de água)
  1. Passo 1 será endotérmico ou exotérmico? Explique
  2. Passo 2 será endotérmico ou exotérmico? Explique
  3. O processo total é endotérmico, todavia, o processo é espontâneo (não é necessário ajudar com energia). A razão é o grande aumento da entropia neste processo. Explique.

O decorrer espontaneamente ou não duma reacção química tem muito a ver com as considerações termodinâmicas. Existe uma segunda Lei da termodinâmica que diz:
processos são espontâneos quando houver aumento da entropia S. Ou seja: se o grau de desordem dum sistema aumentar, o processo é espontâneo, mesmo no caso de ter um processo endotérmico.

Quando os iões duma rede afastam-se e ficam livres no solvente, assim aumenta bastante a entropia e será um processo espontâneo. Ou: no caso de explosões, um sólido (com pouca entropia) muda completamente para um gás (com muita entropia) e este processo será bastante espontâneo.





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