Reações endotérmicas versus exotérmicas

Vamos ver o que Sam e Julie estão fazendo no laboratório de química.

Animados, porém um pouco confusos, Sam e Julie correm para falar com o professor de química. Sam pergunta, "Professor, por que meu frasco ficou frio depois de adicionar o sal à água, enquanto o da Julie ficou quente?”

O professor responde: “Isso aconteceu porque vocês receberam dois sais diferentes. Um dos sais gerou uma reação endotérmica com a água, enquanto o outro sal gerou uma reação exotérmica com a água. Primeiro, deixe-me revelar a identidade dos sais de vocês: o sal A é nitrato de amônio (${\text{NH}}_4{\text{NO}}_3$‍) e o sal B é cloreto de cálcio ($\text{Ca}{\text{Cl}}_2$‍)."

Agora, Sam e Julie estão curiosos sobre a diferença entre uma reação endotérmica e uma reação exotérmica.

Considere a mistura de reações—sal mais água—como o sistema e o frasco como o seu entorno.

No caso de Sam, quando o nitrato de amônio se dissolveu na água, o sistema absorveu calor do seu entorno, o frasco, e portanto ele ficou frio. Esse é um exemplo de reação endotérmica. No caso de Julie, quando o cloreto de cálcio se dissolveu na água, o sistema liberou calor para o seu entorno, o frasco, e por isso ele ficou quente. Esse é um exemplo de uma reação exotérmica.

A reação que está ocorrendo no frasco de Sam pode ser representada como:

Como se vê, o calor é absorvido durante a reação acima, diminuindo a temperatura da mistura da reação e, consequentemente, fazendo com que o frasco de reação fique frio.

A reação que está ocorrendo no frasco de Julie pode ser representada como:

Nesse caso, o calor é liberado durante a reação, elevando a temperatura da mistura de reação e, consequentemente, o frasco de reação fica quente.

O comentário final do professor para Sam e Julie sobre esse experimento é, “Ao tentar classificar uma reação como exotérmica ou endotérmica, observe como a temperatura do entorno—neste caso, o frasco—varia. Um processo exotérmico libera calor, o que faz a temperatura do entorno imediato aumentar. Um processo endotérmico absorve calor e resfria o entorno.”

Com base na definição acima, vamos escolher alguns exemplos do nosso dia a dia e categorizá-los como endotérmicos ou exotérmicos.

1) Fotossíntese: As plantas absorvem energia térmica da luz do sol para converter dióxido de carbono e água em glicose e oxigênio.

2) Cozimento de um ovo: A energia térmica é absorvida da panela para cozinhar o ovo.

1) Combustão: A queima de compostos que contêm carbono usa oxigênio do ar e produz dióxido de carbono, água e muito calor. Por exemplo, a combustão de metano (${\text{CH}}_4$‍) pode ser representada da seguinte forma:

2) Chuva: A condensação de vapor d'água em chuva liberando energia na forma de calor é um exemplo de um processo exotérmico.

Em qualquer reação química, as ligações químicas são formadas ou quebradas. E a regra do dedão é "Quando ligações químicas são formadas, o calor é liberado, e quando ligações químicas são quebradas, o calor é absorvido." As moléculas inerentemente querem ficar juntas, portanto a formação de ligações químicas entre moléculas requer menor energia em comparação à quebra de ligações entre moléculas, o que requer mais energia e resulta na absorção de calor do entorno.

A entalpia de reação é definida como a variação de energia térmica ($\Delta H$‍) que ocorre quando reagentes se transformam em produtos. Se calor for absorvido durante a reação, $\Delta H$‍ é positivo; se calor for liberado, então $\Delta H$‍ é negativo.

Vamos entender isso por meio de um exemplo. Podemos calcular a variação de entalpia ($\Delta H$‍) para a reação a seguir:

Sabemos que a energia de ligação—em quilojoules, ou kJ—para $H_2$‍, $F_2$‍ e $HF$‍ são $436$‍, $158$‍ e $568$‍ kJ/mol, respectivamente.

Primeiro, vamos descobrir o que está acontecendo nessa reação em particular. Olhando para a reação química, fica claro que um mol de ligações $H-H$‍ e um mol de ligações $F-F$‍ estão sendo quebrados para gerar dois mols de ligações $H-F$‍. A quebra de ligações requer a absorção de energia, enquanto a formação de ligações libera energia.

Para quebrar um mol de $H_2$‍, a energia absorvida é de $436$‍ kJ.

Para quebrar um mol de $F_2$‍, a energia absorvida é de 158 kJ.

Para formar dois mols de $HF$‍, a energia liberada é de 2 X (568) kJ.

Portanto, aplicando a equação, $∆H=\sum ∆H_{(ligaçõesquebradasnosreagentes)}-\sum ∆H_{(ligaçõesfeitasnosprodutos)}$‍

A entalpia total da reação é negativa, ou seja, é uma reação exotérmica na qual a energia é liberada na forma de calor.

Em uma reação química, algumas ligações são quebradas e outras são formadas. Durante o curso da reação, existe um estágio intermediário no qual as ligações são parcialmente quebradas e parcialmente formadas. Esse estágio intermediário existe em um nível de energia maior do que os reagentes iniciais; ele é muito instável e é chamado de estado de transição. A energia necessária para chegar a esse estado de transição é chamada de energia de ativação. Podemos definir a energia de ativação como a quantidade mínima de energia necessária para iniciar uma reação, e ela é denotada como $E_{act}$‍.

Um diagrama de energia pode ser definido como um diagrama que mostra as energias potenciais relativas dos reagentes, os estados de transição e os produtos como um progresso de reação com o passar do tempo. É possível calcular $E_{act}$‍ e $\Delta H$‍ para qualquer reação a partir do seu diagrama de energia.

Vamos desenhar um diagrama de energia para a reação a seguir:

A energia de ativação é a diferença na energia entre o estado de transição e os reagentes. Isso está representado por uma seta vermelha. A variação na entalpia—$\Delta H$‍—da reação está representada por uma seta verde. Portanto, agora você deve ser capaz de diferenciar claramente entre $E_{act}$‍ e $\Delta H$‍ em um diagrama de energia.

No caso de uma reação endotérmica, os reagentes estão em um nível de energia menor em comparação aos produtos—como mostrado no diagrama de energia abaixo. Em outras palavras, os produtos são menos estáveis do que os reagentes. Como estamos forçando a reação para frente na direção de entidades mais instáveis, o $\Delta H$‍ geral da reação é positivo, isto é, a energia é absorvida do ambiente.

No caso de uma reação exotérmica, os reagentes estão em um nível de energia maior se comparados aos produtos, como mostrado abaixo no diagrama de energia. Em outras palavras, os produtos estão mais estáveis do que os reagentes. O $\Delta H$‍ geral da reação é negativo, isto é, a energia é liberada na forma de calor.