TERMOQUIMICA

Introdução

As reações químicas ou as mudanças de estado físico que liberam calor são processos chamados de exotérmicos. E os que ocorrem com absorção de calor são endotérmicos.

Várias reações no nosso cotidiano ocorrem com perda e ganho de energia na forma de calor, pois a formação e a ruptura das ligações envolvem interação da energia com a matéria. Além de reações, isso também ocorre nas mudanças de estado físico.

Por exemplo, uma reação comum de combustão é a queima da madeira. Sabe-se que esse processo ocorre com liberação de energia na forma de calor e também de luz. Assim, essa reação é denominada exotérmica (o prefixo “exo” significa “para fora”), pois há liberação de calor.

Um processo exotérmico que não é uma reação, mas sim uma mudança de estado de agregação, é a formação da neve. A água líquida se solidifica, formando a neve, quando ocorre a liberação de calor. Libera-se nesse processo, mais especificamente, 7,3 kJ de calor.

Nesses processos exotérmicos, a variação da entalpia (ΔH), ou seja, a quantidade de calor liberada será sempre negativa (∆H< 0), porque a variação da entalpia é medida diminuindo-se a entalpia dos produtos pela entalpia dos reagentes (ΔH = Hprodutos – Hreagentes ou ΔH = Hfinal – Hinicial). Como houve liberação de energia, a entalpia dos produtos será menor e, portanto, a variação da entalpia será negativa

Processo Exotérmico

Queima da vela

Combustão de álcool ou derivado de petróleo como gasolina ou óleo diesel

Queima do propano (gás de cozinha)

Liquefaçaõ ou condenssação da água

No entanto, as reações ou mudanças de estado físico que absorvem calor são denominadas processos endotérmicos.

Um exemplo de reação endotérmica (o prefixo “endo” significa “para dentro”) é o cozimento de alimentos, no qual é necessário o fornecimento de energia. Já uma transformação de estado físico é a evaporação da água líquida, que, para ocorrer, precisa absorver 44 kJ.

Nesse caso, como a entalpia dos produtos ou do estado final aumenta (pois se absorve energia), a variação da entalpia será sempre positiva (ΔH > 0).

Processos Endotérmico:

Ebulição da água (água fervendo)

Fusão da água (gelo derretendo)

Hipoclorito de sódio

É um composto químico com fórmula NaClO. Uma solução de hipoclorito de sódio é usada frequentemente como desinfetante e como agente alvejante; na verdade, é frequentemente chamado por apenas "alvejante", embora outros produtos químicos sejam chamados assim também.

O agente branqueador na lixívia ou água sanitária comercial é o hipoclorito de sódio, o qual é produzido pela reacção do cloro com o hidróxido de sódio. Em solução aquosa, o hipoclorito de sódio dissocia-se em íon sódio e em íon hipoclorito, sendo este último o agente branqueador, através de uma reacção de oxidação-redução entre o íon hipoclorito (o agente oxidante) e a mancha colorida ou nódoa a remover (agente redutor).

Produção

O hipoclorito de sódio pode ser preparado pela absorção do gás cloro em solução de hidróxido de sódio mantida em resfriamento (abaixo dos 40 °C):

O hidróxido de sódio e o cloro não são produzidos comercialmente pelo processo cloro-álcali e, em tal processo, não há necessidade de isolá-los para a preparação do hipoclorito de sódio. Portanto, o NaClO é produzido industrialmente pela eletrólise de uma solução de cloreto de sódio sem nenhuma separação entre o cátodo e o ânodo.

A solução deve ser mantida abaixo dos 40 °C por serpentinas de resfriamento, para prevenir a formação de clorato de sódio.

As soluções comerciais de hipoclorito de sódio sempre contêm quantias significantes de cloreto de sódio como o principal subproduto, como pode-se ver na equação acima.

Sulfito de sódio

É um composto químico de fórmula (Na2SO3). Existe na forma anidra e como heptahidratado.

Aplicações

É um conservante usado em alimentos solúvel em água deixando o meio básico. O sulfito de sódio sendo solúvel em água e porque se oxida prontamente é largamente usado como um agente redutor prático.

O sulfito de sódio é usado como um agente descorante em têxteis e na manufatura de papel. O seu uso como antioxidante em alguns produtos alimentares enlatados dá origem a um ligeiro cheiro sulfuroso imediatamente depois de abrir, mas o seu uso é proibido em carnes ou alimentos que contenham vitamina B1. As soluções de sulfito de sódio são ocasionalmente usadas como conservantes biológicos.

Obtenção

É preparado por reação de dióxido de enxofre com o carbonato de sódio ou hidróxido de sódio. Os ácidos minerais diluídos invertem este processo e libertam dióxido de enxofre. Também é usado na revelação de fotos no processo de lavagem sendo mais eficiente que a água. Esta técnica foi descoberta por marinheiros quando utilizavam a água do mar para a revelação de suas fotos.

Na2SO3 + 2 H+ → 2 Na+ + H2O + SO2

Tiocianato de amônio é o composto químico de fórmula NH4SCN. É o sal de amônio do ácido tiociânico.

Apresenta-se como cristais incolores e inodoros, higrocópicos, facilmente solúveis em água e álcool etílico.

Possui massa molecular de 76,122 g/mol, densidade de 1,3 g•cm−3 (20 °C), ponto de fusão de 149 °C, decompõe-se a 170 °C, não apresentando ponto de ebulição.

Apresenta solubilidade de 1650 g/l 19 °C

usado como estabilizador em fotografia, como estabilizador de emulsões, em vulcanização, como doador de liga e dureza para materiais de construção como argamassa e concreto e como herbicida.

Em química analítica é utilizado como reagente para determinação de íons ferro (III) (Fe3+). A cor vermelho sangue muito intensa é devida a presença dos complexos indissociáveis [Fe(SCN)3(H2O)3], juntamente com os íons [Fe(SCN)2(H2O)4]+ e [Fe(SCN)(H2O)5]2+.

Ele modifica-se a partir de uma temperatura de 70 °C parcialmente em tioureia, similarmente ao processo de