Os aminoácidos são os’tijolos de construção das moléculas de proteínas, que são moléculas com longas cadeias. Eles são oxidados, no organismo, a uréia, dióxido de carbono e água liquida. Será que essa reação é uma fonte de calor para o corpo? Prediga a entalpia padrão de reação da oxidação do aminoácido mais simples, a glicina ( \mathrm{NH}_{2} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{COOH} ), até uréia ( \mathrm{H}_{2} \mathrm{NCONH}_{2} ), dióxido de carbono e água:
\begin{gathered} 2 \mathrm{NH}_{2} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{COOH}(\mathrm{~s})+3 \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{H}_{2} \mathrm{NCONH}_{2(\mathrm{~s})}+3 \mathrm{CO}_{2(\mathrm{~g})}+3 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{g})} \\\ \text { Dados: } \Delta \mathrm{H}_{f^{2}}\left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{NCONH}_{2(\mathrm{~s})}\right)=-333,51 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}^{2} \Delta \mathrm{H}_{f^{2}} \cdot\left(\mathrm{CO}_{2(\mathrm{~g})}\right)=-393,51, \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol} ; \\\ \Delta \mathrm{H}_{f^{2}}\left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{g})}\right)=-285,83 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}^{2} \Delta \mathrm{H}_{f^{2}}\left(\mathrm{NH}_{2} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{COOH}_{(\mathrm{s})}\right)=-532,9 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}^{2} ; \Delta \mathrm{H}_{f^{2}}\left(\mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})}\right)=0 \end{gathered}

Passo 1

O enunciado pede para prever a entalpia padrão de reação da oxidação da glicina até ureia, dióxido de carbono e água, segundo a equação dada:
2\\ \mathrm{NH_{2}CH_{2}COOH}_{(s)} + 3\\ \mathrm{O_{2}}_{(g)} \rightarrow \mathrm{H_{2}NCONH_{2}}_{(s)} + 3\\ \mathrm{CO_{2}}_{(g)} + 3\\ \mathrm{H_{2}O}_{(g)}
Dados fornecidos (vou usar exatamente os valores que você deu):
\Delta H_{f}^{\circ}\bigl(\mathrm{H_{2}NCONH_{2}}_{(s)}\bigr) = -333,51\\ \mathrm{kJ/mol}
\Delta H_{f}^{\circ}\bigl(\mathrm{CO_{2}}_{(g)}\bigr) = -393,51\\ \mathrm{kJ/mol}
\Delta H_{f}^{\circ}\bigl(\mathrm{H_{2}O}_{(g)}\bigr) = -285,83\\ \mathrm{kJ/mol}
\Delta H_{f}^{\circ}\bigl(\mathrm{NH_{2}CH_{2}COOH}_{(s)}\bigr) = -532,90\\ \mathrm{kJ/mol}
\Delta H_{f}^{\circ}\bigl(\mathrm{O_{2}}_{(g)}\bigr) = 0\\ \mathrm{kJ/mol}
O que eu preciso entregar: o valor de \Delta H_{\text{rxn}}^{\circ} para a reação acima e comentar se essa reação fornece calor (isto é, se é exotérmica).

Passo 2

Conceito que vamos usar (aula rápida): entalpia padrão de formação e a Lei de Hess.
  • A entalpia padrão de formação \Delta H_{f}^{\circ} de uma substância é a variação de entalpia quando 1 mol dessa substância é formado a partir dos elementos em suas formas padrão.
  • A Lei de Hess diz que a entalpia da reação é a soma algébrica das entalpias de formação dos produtos menos a soma das entalpias de formação dos reagentes, com os coeficientes estequiométricos como fatores. Em fórmula:
\Delta H_{\text{rxn}}^{\circ} = \sum_{\text{produtos}} \nu_{i}\,\Delta H_{f,i}^{\circ}\;-\;\sum_{\text{reagentes}} \nu_{j}\,\Delta H_{f,j}^{\circ}
onde \nu_{i} e \nu_{j} são os coeficientes estequiométricos (números de mols) das espécies na equação.
Explicando as notações:
  • \Delta H_{\text{rxn}}^{\circ} é a entalpia padrão da reação (o que queremos).
  • \Delta H_{f,i}^{\circ} é a entalpia padrão de formação da i-ésima substância.
  • O resultado positivo significa reação endotérmica (absorve calor); negativo significa exotérmica (libera calor).

Passo 3

Agora vamos aplicar a fórmula. Primeiro calculemos a soma das entalpias de formação dos produtos, multiplicando cada \Delta H_{f}^{\circ} pelo seu coeficiente estequiométrico.
Produtos:
\begin{aligned} &\text{ureia: }1\times\Delta H_{f}^{\circ}\bigl(\mathrm{H_{2}NCONH_{2}}_{(s)}\bigr) = 1\times(-333,51)\\ \mathrm{kJ} = -333,51\\ \mathrm{kJ}\\[4pt] &\text{CO}_{2}: \;3\times\Delta H_{f}^{\circ}\bigl(\mathrm{CO_{2}}_{(g)}\bigr) = 3\times(-393,51)\\ \mathrm{kJ} = -1180,53\\ \mathrm{kJ}\\[4pt] &\text{H}_{2}\text{O (g)}: \;3\times\Delta H_{f}^{\circ}\bigl(\mathrm{H_{2}O}_{(g)}\bigr) = 3\times(-285,83)\\ \mathrm{kJ} = -857,49\\ \mathrm{kJ} \end{aligned}]

Passo 4

Somando os termos dos produtos:
\sum_{\text{produtos}} \nu_{i}\,\Delta H_{f,i}^{\circ} = -333,51 + (-1180,53) + (-857,49) = -2371,53\\ \mathrm{kJ}
(na soma eu somei termo a termo: -333,51-1180,53=-1514,04; em seguida -1514,04-857,49=-2371,53.)

Passo 5

Agora os reagentes. Repare que \mathrm{O_{2}} tem \Delta H_{f}^{\circ}=0, então só a glicina contribui:
2\times\Delta H_{f}^{\circ}\bigl(\mathrm{NH_{2}CH_{2}COOH}_{(s)}\bigr) = 2\times(-532,90)\\ \mathrm{kJ} = -1065,80\\ \mathrm{kJ}
Portanto
\sum_{\text{reagentes}} \nu_{j}\,\Delta H_{f,j}^{\circ} = -1065,80\\ \mathrm{kJ}

Passo 6

Agora aplicamos a fórmula de Hess:
\Delta H_{\text{rxn}}^{\circ} = \sum_{\text{produtos}} - \sum_{\text{reagentes}} = -2371,53\\ \mathrm{kJ} - (-1065,80\\ \mathrm{kJ})
Fazendo a subtração:
\Delta H_{\text{rxn}}^{\circ} = -2371,53 + 1065,80 = -1305,73\\ \mathrm{kJ}

Passo 7

Interpretação:
  • O valor negativo, \Delta H_{\text{rxn}}^{\circ} = -1305,73\\ \mathrm{kJ}, indica que a reação é exotérmica: libera calor.
  • Esse valor corresponde à reação como escrita, que consome 2 mol de glicina. Se quisermos a energia liberada por mol de glicina, dividimos por 2:
\frac{\Delta H_{\text{rxn}}^{\circ}}{2} = \frac{-1305,73\\ \mathrm{kJ}}{2} = -652,865\\ \mathrm{kJ/mol}\approx -652,87\\ \mathrm{kJ/mol}
ou seja, cerca de -652,87\\ \mathrm{kJ} liberados por mol de glicina oxidada a esses produtos.

Passo 8

Conclusão contextualizada (um incentivo amigo): a oxidação da glicina para ureia, CO _{2} e H _{2}O é claramente uma fonte de calor, porque é exotérmica e libera muita energia. Na prática fisiológica há caminhos bioquímicos mais complexos, mas do ponto de vista termodinâmico bruto essa transformação libera energia.

Resposta

\Delta H_{\text{rxn}}^{\circ} = -1305,73\\ \mathrm{kJ} (para a reação escrita, consumindo 2 mol de glicina)
\Delta H_{\text{rxn}}^{\circ} por mol de glicina = -652,87\\ \mathrm{kJ/mol}

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