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Transcrição de vídeo

RKA2G Vimos no vídeo anterior que se definirmos a entalpia "H" como sendo igual à energia interna de um sistema mais a pressão do sistema, vezes o volume do sistema, e isso é uma definição quase arbitrária, mas sabemos que isso é uma variável de estado válida. Não importa o que você faça em termos de como você chega lá, você sempre terá o mesmo valor, porque é a soma e o produto de outras variáveis de estado válidas. Mas isso, sozinho, não é tão útil ou intuitivo. Mas vimos no vídeo anterior que, se você pressupor uma pressão constante... E isso é uma grande suposição, mas não é uma suposição irracional para a maioria das reações químicas, porque a maioria das reações químicas, você sabe... Estamos na praia com os nossos béqueres e eles estão expostos a temperatura e pressão padrão, ou pelo menos alguma pressão que não está mudando conforme a reação ocorre. Se assumirmos uma pressão constante, nós vimos que a mudança na entalpia se torna o calor adicionado ao sistema nessa pressão constante. Este "p" aqui é apenas para mostrar que isso está supondo que estamos lidando com o calor sendo adicionado em uma pressão constante, correto? Como podemos definir esses conceitos de forma útil? Digamos que eu tenha carbono em sua forma elementar, como grafite, e eu adiciono carbono. Digamos que eu tenha 1 mol de carbono. Eu adiciono 2 mols de hidrogênio em sua forma elementar. Isto será um gás e isso será como uma molécula, certo? Se eu tiver vários hidrogênios em seu estado gasoso, digamos, em um balão, não teria átomos individuais de hidrogênio. Os hidrogênios se unirão e formarão essas moléculas diatômicas. E, se eu os reagir, produzirei 1 mol de metano. CH₄. Mas isso não é tudo que eu vou produzir. Também irei produzir calor. Produzirei 74 quilojoules de calor... Mais 74 kJ de calor... Quando produzo esse 1 mol. Farei o "k" de "quilo" em minúscula. Quando produzo esse 1 mol de metano, o que está acontecendo aqui? Primeiramente, quanto calor está sendo adicionado ao sistema? E vamos supor que esse calor é apenas liberado do sistema. Este não é um processo adiabático, não isolei o sistema. Isso apenas é liberado, simplesmente vai embora. Então, a minha pergunta é: Você sabe, eu comecei esse recipiente, acho que poderíamos chamá-lo... E isso está a uma pressão constante, padrão. Bem, eu quero fazer o carbono, então usarei o cinza. Temos alguns carbonos sólidos disponíveis, talvez algum tipo de pó. E também temos um pouco de gás hidrogênio molecular. Cada um destes pontos é, na verdade, dois átomos de hidrogênio. Em seguida, talvez eu balance, ou algo assim, para que eles reajam. Depois, obtenho gás metano. Farei isso em verde. Se eu tiver muito gás metano (e eu liberei 74 kJ), quanto calor foi adicionado ao sistema? Liberamos calor do sistema. Liberamos 74 kJ. Então, o calor adicionado ao sistema era -74 kJ, certo? Se eu lhe perguntasse quanto calor foi liberado, eu teria dito 74. Mas lembre-se: nos importamos com o calor adicionado ao sistema. É 74 kJ. E acabei de mostrar que é a mesma coisa que a mudança na entalpia. Como podemos pensar sobre isso? Qual é a entalpia do sistema relativo a este sistema? Bem, será menor, certo? Porque, se usar a entalpia, a mudança na entalpia é a entalpia do seu sistema final menos a entalpia do seu sistema inicial. E obtivemos um número negativo: temos -74 kJ. Então, isso precisa ser menor que isto por 74 kJ. Esta entalpia aqui é menor que esta entalpia aqui. Se fôssemos desenhar um diagrama, se eu tivesse que desenhar a reação, vamos dizer que isto é apenas o tempo ou algo assim, conforme a ação prossegue, esta reta. E, na reta "y", eu desenharia a entalpia. A reação começa em sua entalpia inicial: Hᵢ, e este é o estado, bem aqui. Então, você começa aqui. Usarei o amarelo daquele recipiente. Você começa aqui e depois, não sei, você balança, não entrarei nas energias de ativação. Talvez você tenha alguma deformidade e tudo mais, mas quem sabe. Mas acabaríamos com a nossa entalpia final. Temos esta entalpia final, bem aqui, após a reação ter ocorrido. É esse estado, bem aqui. Este é o H final. Como pode ver, você tinha esta redução na entalpia. E o interessante aqui é: não é tanto sobre o valor absoluto que esta entalpia tem ou o valor absoluto que esta entalpia tem. Mas, agora que temos a entalpia, podemos ter uma estrutura para pensar quanta energia térmica há neste sistema relativo a este sistema. E, dado que há menos energia térmica neste sistema que aquele sistema de energia, nós devemos ter liberado energia. E você sabe que, de alguma forma, eu lhe disse isso desde o início, certo? Eu lhe disse que a energia é liberada. E a palavra que usamos para isso é "exotérmico". Agora, se você quiser seguir na outra direção (digamos que nós queremos ir ao metano e voltar), você teria que adicionar calor à reação. Se você quiser inverter essa reação, ir para cima, você precisa adicionar calor para conseguir um ΔH positivo. Então, você terá uma reação endotérmica. Se uma reação libera energia, exotérmica. Se uma reação precisa de energia para ocorrer, é endotérmica. Agora, você deve estar se perguntando: de onde veio essa energia? Comecei nesta entalpia aqui. E a entalpia tem esta definição estranha aqui. E, depois, acaba com esta outra entalpia aqui. E, como pode ver, a entalpia, a pressão que estamos supondo é constante. Digamos que o volume não esteja mudando muito nesta situação, ou talvez não mude. Então, a maior parte da mudança virá da mudança na energia interna, certo? Há alguma energia interna superior aqui e alguma energia interna inferior aqui que está causando a principal redução na entalpia. E essa mudança na energia interna é uma conversão de alguma energia potencial, aqui, para o calor sendo liberado. Então, calor foi liberado: 74 kJ. E a nossa energia interna foi reduzida. E o que isso faz é: nos dá uma estrutura para que, se soubermos quanto calor precisa para formar (ou não formar) certos produtos , podemos prever quanto calor será liberado ou quanto calor será absorvido por diferentes reações. E aqui irei abordar outra noção: a noção do calor de formação. Ou, às vezes, é a mudança na entalpia de formação. A forma como falam sobre isso é a mudança na entalpia de formação e é normalmente dado em alguma temperatura e pressão padrão. Então, coloca... Geralmente é um zero, às vezes é apenas um círculo aqui... E qual é a mudança na entalpia para obter alguma molécula de sua forma elementar? Então, por exemplo, se quisermos para o metano. Se tivermos metano aqui e quisermos descobrir seu calor de formação, dizemos: se formarmos metano de sua forma elementar, qual é o ΔH da reação? Bem, aprendemos qual era o ΔH desta reação: era -74 kJ. O que significa que, se você formar metano a partir de sua forma elementar, eu acho, construindo blocos, Você liberará 74 kJ de energia. E esta é uma reação exotérmica, porque você liberou o calor. Você pode dizer que o metano está em um estado de energia mais baixo, ou possui uma energia potencial mais baixa que estes aqui. E, por ter menor energia potencial, é mais estável. Um modo de pensar sobre isso é: se você tem um cara, você tem uma montanha aqui e aqui embaixo você tem uma bola. E isto não é, você sabe, uma analogia completa, direta, mas a analogia para energia potencial é... Observe: quando você está em um estado de energia potencial mais baixo, você tende a ser mais estável. E, no mundo cotidiano, se você tiver metano disponível, o fato de que ele possui um calor de formação negativo ou um calor de formação padrão, porque eu tenho este zero aqui, ou uma mudança padrão negativa na entalpia de formação (isso tudo é a mesma coisa), me diz que o metano é estável referente a seus compostos constituintes. Na verdade, você pode pesquisá-los. Não precisa decorá-los, mas é bom saber o que eles são. Eu copie tudo isto, na verdade. Vou usar as tabelas da Wikipédia aqui embaixo. Copiei todos estes diretamente da Wikipédia. Isto lhes fornece o calor de formação padrão de muitas coisas. E, se você olhar aqui embaixo... Vamos ver se eles têm metano. Aqui. Isto é com o que estamos lidando. Estamos fornecendo, essencialmente, o ΔH da reação que forma o metano. Esta tabela nos diz que, se começarmos com carbono em um estado sólido, mais 2 mols de hidrogênio em estado gasoso, e formarmos 1 mol de metano, se você pegar a entalpia aqui menos a entalpia aqui, a mudança na entalpia para essa reação, em temperatura e pressão padrão, será igual a -74 kJ/mol. Isso tudo é dado por mol. Se você tiver 1 mol disso e 2 mols disso, para formar 1 mol de metano, você liberará 74 kJ de calor. E esta é uma reação estável. Agora, existem algumas coisas interessantes aqui e continuaremos usando esta tabela nos próximos vídeos. Você vê aqui: o oxigênio monoatômico possui um calor de formação padrão positivo, o que significa que usa energia para formá-lo, certo? Se você tiver uma... Deixe-me dizer, a reação, vou escrever desta forma. Uma metade do oxigênio molecular como um gás para 1 mol de oxigênio em seu estado gasoso, isso nos diz que este estado tem mais potencial que este estado. E, para que essa reação ocorra, precisa adicionar energia. Você precisa colocar energia do outro lado. Você teria que dizer mais 249 joules. Talvez você diga: ei, isso não faz sentido! O oxigênio é apenas o oxigênio! Por que há calor de formação no oxigênio? E isso é porque você sempre usa a forma elementar como o seu ponto de referência. O oxigênio, se você tinha vários oxigênios parados, ele será na forma de O₂. Se você tiver hidrogênio, será H₂. Se tiver nitrogênio, será N₂. O carbono, por outro lado, é apenas "C" e tende a estar em sua forma sólida como grafite. Todos os calores de formação são relativos à forma que você encontra esse elemento quando você tem uma versão pura dele, não necessariamente sua forma atômica. Embora, às vezes, seja na sua forma atômica. No próximo vídeo, nós usaremos esta tabela (que é muito útil, eu corto e colo partes dela) para resolver os nossos problemas. Neste último vídeo, forneci o calor de formação e apenas pensamos um pouco sobre isso. Nos próximos vídeos, nós vamos usar esta tabela que nos fornece os calores de formação padrão para descobrir se as reações são endotérmicas (o que significa que elas absorvem a energia) ou exotérmicas (o que significa que elas liberam energia) e descobriremos a quantidade.