PRÉ-QUÍMICO _______________________________________________________________________
ESPONTANEIDADE
DAS REACÇÕES QUÍMICAS (RESUMO)
Introdução
Antigamente acreditava-se que a espontaneidade de
uma reacção química só podia ser prevista tendo-se em conta apenas duas
grandezas, a Entalpia (H) e a Entropia (S). Uma reacção química era
espontânea se ocorresse com libertação de calor, ou seja, se fosse exotérmica (∆H <
0) e se ocorresse com aumento da desordem (entropia), ou seja, se ∆S >
0.
∆G = ∆H –
T. ∆S
Onde:
·
∆G – variação da
energia livre de Gibbs
·
∆H – variação de entalpia
·
T -
temperatura em Kelvin (K)
·
∆S – variação da entropia
Por meio desta fórmula pode-se chegar as seguintes
conclusões:
a ) ∆G > 0
Quando a variação da energia livre de Gibbs é positiva, ou seja, maior que
zero, então a reacção não é espontânea,
ou seja, para ocorrer precisa de ser forçada em certos casos.
b ) ∆G = 0
Quando a variação da energia livre de Gibbs é igual à zero então a reacção está em equilíbrio.
c ) ∆G < 0
Quando a variação da energia livre de Gibbs é negativa, ou seja, menor do
que zero, então a reacção é espontânea.
Exemplo:
Dos seguintes casos preveja a ocorrência de uma reacção:
A ) ∆H > 0 e ∆S > 0
B ) ∆H >0 e ∆S < 0
C ) ∆H < 0 e ∆S > 0
D ) ∆H <
0 e ∆S < 0
Vamos analisar cada caso de forma particular:
A ) ∆H > 0 e ∆S > 0
Como podemos ver, diz-se que a variação da
entalpia é maior do que zero (∆H > 0), portanto, o ∆H é positivo. Então imaginemos que o ∆H é
igual à “+a”. E por outro lado nos é
informado que a variação da entropia é maior que zero (∆S > 0), portanto, é
positiva, logo imaginemos que o valor da variação da entropia seja igual à “+b”.
Assim sendo temos o seguinte:
∆H = +a
∆S = +b
E agora recorrendo a fórmula da variação da
energia livre de Gibbs:
∆G = ∆H – T. ∆S
∆G = ∆H – T. ∆S
∆G = +a – T. (+b)
Fazendo primeiro a multiplicação teremos o seguinte: - T.(+b) = - Tb
E como resultado temos: ∆G = +a – Tb
Deste modo podemos concluir que esta reacção só é espontânea a altas
temperaturas, pois se o valor da temperatura for maior (temperaturas elevadas),
significa que o produto –Tb será maior que o valor da variação da
entalpia, “+a”
e como consequência teríamos um resultado negativo, ou seja, a variação da
energia livre de Gibbs será menor que do zero (∆G < 0) e com isso concluímos que a reacção ocorre. Portanto,
quando ∆H > 0 e ∆S
> 0 a reacção ocorre a altas temperaturas.
B ) ∆H >0 e ∆S < 0
Neste caso vamos supor que o valor do ∆H seja igual à “+a” e o valor do ∆S seja igual à “–b”, assim temos o seguinte:
∆H = +a
∆S = -b
E agora recorrendo a fórmula da variação da
energia livre de Gibbs:
∆G = ∆H – T. ∆S
Deste modo vamos substituir os nossos “valores” na
fórmula para vermos o que acontece:
∆G = ∆H – T. ∆S
∆G = +a – T. (-b)
Fazendo primeiro a multiplicação teremos o seguinte: - T.(-b) = + Tb
E como resultado temos: ∆G = +a + Tb
Agora notem que neste caso a qualquer que seja a
temperatura nós sempre teremos o
valor da variação da energia livre de Gibbs sendo positivo (∆G > 0), então podemos concluir que esta reacção não ocorre a qualquer temperatura.
Portanto, quando ∆H > 0 e ∆S < 0 a reacção não ocorre a qualquer temperatura.
C ) ∆H < 0 e ∆S > 0
Como o ∆H é menor que zero, logo vamos supor que o seu valor
seja igual à “–a”, já a variação da
entropia (∆S) como é maior que zero logo imaginemos que o seu valor é “+b”. E deste modo temos:
∆H = -a
∆S = +b
E agora recorrendo a fórmula da variação da
energia livre de Gibbs:
∆G = ∆H – T. ∆S
Vamos a seguir substituir os nossos “valores” na
fórmula para vermos o que acontece:
∆G = ∆H – T. ∆S
∆G = -a – T. (+b)
Temos como resultado: ∆G = -a – Tb
Como podemos ver esta reacção ocorre a qualquer
temperatura, aliás, muito antes de Gibbs desenvolver a sua fórmula acreditava-se
que uma reacção era espontânea se a sua variação de entalpia (∆H) fosse negativa, ou seja, menor que zero e a variação da
entropia (∆S) fosse maior que zero e
aqui por meio da fórmula desenvolvida por Gibbs também chegamos a mesma
conclusão.
Portanto, quando ∆H < 0 e ∆S > 0 a reacção ocorre a qualquer temperatura.
D ) ∆H < 0 e ∆S < 0
Vamos aqui supor que o valor do ∆H seja igual à “–a” e da variação da entropia (∆S) seja igual à “–b”.
Deste modo temos os seguintes dados:
∆H = -a
∆S = -b
E agora recorrendo a fórmula da variação da
energia livre de Gibbs:
∆G = ∆H – T. ∆S
Vamos a seguir substituir os nossos “valores” na
fórmula para vermos o que acontece:
∆G = ∆H – T. ∆S
∆G = -a – T. (-b)
Fazendo primeiro a multiplicação teremos o seguinte: - T.(=b)
= +Tb
Temos como resultado: ∆G = -a + Tb
Assim podemos concluir que esta reacção só é espontânea a baixas temperaturas, ou
seja, irá ocorrer apenas em temperaturas
baixas. Isto por uma simples razão, como o valor da variação de entalpia é
negativo (∆H < 0) e o produto da temperatura pela
entropia é positivo (+Tb), se o
valor da temperatura for maior (ou seja, se for em temperaturas elevadas),
significa que o produto da temperatura pela entropia vai ser muito maior que o valor negativo da
variação da entalpia (∆H) e como consequência teríamos como valor da
variação da energia livre de Gibbs (∆G > 0) um valor positivo e portanto, a
reacção não ocorreria, ou seja, não seria espontânea.
Portanto, quando ∆H < 0 e ∆S < 0 a reacção só
é espontânea a baixas temperaturas.
SÍNTESE FINAL
Variação da energia livre de Gibbs:
∆G = ∆H – T. ∆S
·
∆G > 0
: não é espontânea
·
∆G = 0 :
está em equilíbrio
·
∆G < 0
: é espontânea
Espontaneidade
das reacções químicas
Condições
|
Conclusões
|
∆H > 0 e ∆S
> 0
|
É
espontânea a altas temperaturas, ou seja, ocorre a altas temperaturas.
|
∆H >0 e ∆S < 0
|
Não é espontânea a
qualquer temperatura, ou seja, não ocorre a qualquer temperatura.
|
∆H < 0 e ∆S
> 0
|
É espontânea a qualquer temperatura, ou seja,
ocorre a qualquer temperatura.
|
∆H < 0 e ∆S
< 0
|
É
espontânea a baixas temperaturas, ou seja, ocorre a baixas temperaturas.
|
O PRÉ-QUÍMICO
Maputo, Janeiro
de 2019
){kind=link}
0 Comentários