Termoquímica exercícios resolvidos passo a passo envolvem identificar quem ganha ou perde calor, selecionar a equação adequada e conferir unidades e sinais. Esse tema estuda as transformações de energia que acompanham reações químicas e mudanças de estado, sendo frequente em questões escolares, vestibulares e ENEM.
Em geral, os problemas apresentam uma reação com valor de entalpia, dados de massas e temperaturas ou equações que precisam ser combinadas. O caminho seguro é traduzir o enunciado para informações químicas: sistema, ambiente, quantidade de matéria e tipo de processo. A seguir, os conceitos e três modelos de resolução são apresentados com atenção ao raciocínio usado.
Conceitos básicos para começar
A termoquímica considera a energia transferida principalmente na forma de calor. O sistema é a parte estudada, como os reagentes dentro de um recipiente; o ambiente é tudo que está fora dele. Quando o sistema libera calor, o ambiente tende a se aquecer. Quando o sistema absorve calor, o ambiente tende a perder calor.
Em pressão constante, a variação de entalpia, indicada por ΔH, corresponde ao calor trocado pela reação. Ela é calculada pela relação ΔH = Hprodutos − Hreagentes. Não é necessário conhecer as entalpias absolutas das substâncias: normalmente, usam-se valores tabelados ou equações fornecidas no enunciado.
| Tipo de transformação | Fluxo de calor para o sistema | Sinal de ΔH | Exemplo |
|---|---|---|---|
| Exotérmica | O sistema libera calor | Negativo | Combustão do etanol |
| Endotérmica | O sistema absorve calor | Positivo | Decomposição térmica de um composto |
Uma equação termoquímica traz estados físicos e proporções molares, pois eles alteram o valor energético. Por exemplo, H₂O(l) e H₂O(g) não possuem a mesma entalpia. Além disso, se todos os coeficientes de uma reação forem multiplicados por 2, o ΔH também deverá ser multiplicado por 2. Se a reação for invertida, o sinal de ΔH é trocado.
Atenção: ΔH negativo não significa que a reação seja rápida. A velocidade depende de fatores cinéticos, como temperatura, concentração e energia de ativação, enquanto a entalpia informa a troca de calor.
Roteiro para resolver questões
Antes de fazer contas, organize os dados e defina o que a questão pede. Essa etapa diminui erros de interpretação, especialmente em problemas que misturam unidades como joule, quilojoule, grama e mol.
- Leia a equação química e observe os estados físicos das substâncias.
- Identifique se a transformação é exotérmica ou endotérmica e registre o sinal esperado de ΔH.
- Escolha a relação apropriada: entalpias de formação, calorimetria ou lei de Hess.
- Converta massas em quantidade de matéria quando o valor de entalpia estiver expresso por mol.
- Substitua os dados com as unidades compatíveis e interprete o resultado final.
Nos exercícios de calorimetria, a expressão mais usada é Q = m · c · ΔT. Nela, Q é a quantidade de calor, m é a massa, c é o calor específico e ΔT é a variação de temperatura, dada por temperatura final menos temperatura inicial. Se a água aquece, seu ΔT é positivo e ela recebe calor. Em um sistema isolado idealmente, o calor perdido por uma parte tem o mesmo módulo do calor recebido pela outra: Qcedido + Qrecebido = 0.
Exercício 1: entalpia de formação
Considere a combustão do metano: CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l). Dados, em kJ/mol: entalpia de formação do CH₄ = −75; do CO₂ = −394; da H₂O(l) = −286; e do O₂ = 0. Calcule o ΔH da reação.
Passo 1: aplicar a expressão
Usa-se ΔHreação = soma das entalpias de formação dos produtos menos soma das entalpias de formação dos reagentes. Os coeficientes estequiométricos devem multiplicar os respectivos valores. Para os produtos: (1 · −394) + (2 · −286) = −966 kJ/mol.
Passo 2: calcular os reagentes
Para os reagentes: (1 · −75) + (2 · 0) = −75 kJ/mol. O oxigênio molecular tem entalpia de formação igual a zero porque é uma substância simples em seu estado padrão.
Passo 3: obter e interpretar o resultado
ΔH = −966 − (−75) = −891 kJ/mol. Portanto, a combustão de 1 mol de metano, conforme a equação escrita, libera 891 kJ. O resultado negativo confirma que se trata de uma reação exotérmica. Um erro comum seria somar produtos e reagentes diretamente, sem fazer a subtração indicada pela fórmula.
Exercício 2: calorimetria
Uma amostra de 200 g de água recebe calor e tem sua temperatura elevada de 20 °C para 35 °C. Considerando o calor específico da água igual a 4,0 J/g °C, determine o calor absorvido pela água.
Passo 1: encontrar a variação de temperatura
ΔT = Tf − Ti = 35 − 20 = 15 °C. Embora a escala Celsius apareça nos dados, uma diferença de temperatura em °C tem o mesmo valor numérico que em kelvin, o que permite seu uso nessa fórmula.
Passo 2: substituir na fórmula
Q = m · c · ΔT. Logo, Q = 200 · 4,0 · 15 = 12.000 J. Também é possível escrever 12 kJ, pois 1 kJ corresponde a 1.000 J.
Passo 3: interpretar o sinal
A água absorveu 12.000 J; por isso, seu Q é positivo. Se essa água estivesse em contato apenas com uma reação e não houvesse perdas para o recipiente e o ambiente, a reação teria liberado −12.000 J. Em situações reais, o enunciado informa se é preciso considerar a capacidade térmica do calorímetro; se não houver essa informação, geralmente ela é desprezada.
Exercício 3: lei de Hess
A lei de Hess afirma que a variação de entalpia depende apenas dos estados inicial e final, não do caminho escolhido. Considere as equações: C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −394 kJ; e CO(g) + 1/2 O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −283 kJ. Determine o ΔH para C(s) + 1/2 O₂(g) → CO(g).
Passo 1: comparar a reação desejada com as disponíveis
A primeira equação vai de carbono até dióxido de carbono. A segunda parte de monóxido de carbono e também chega ao dióxido de carbono. Para que o CO apareça como produto, a segunda equação deve ser invertida: CO₂(g) → CO(g) + 1/2 O₂(g). Ao inverter, o valor passa a ser +283 kJ.
Passo 2: somar as equações ajustadas
Somando C(s) + O₂(g) → CO₂(g) e CO₂(g) → CO(g) + 1/2 O₂(g), o CO₂ é cancelado. Também se cancela 1/2 mol de O₂ em lados opostos, resultando em C(s) + 1/2 O₂(g) → CO(g).
Passo 3: somar as entalpias
ΔH = −394 + 283 = −111 kJ. Assim, a formação de 1 mol de CO a partir dos elementos libera 111 kJ. Na lei de Hess, não se pode cancelar espécies apenas nos valores de ΔH: o cancelamento deve ser feito nas equações químicas, respeitando coeficientes e sentidos.
Erros frequentes em termoquímica
O erro mais recorrente é esquecer que o valor de ΔH se refere à equação como ela foi apresentada. Se a equação informa ΔH = −500 kJ para 2 mol de produto, a formação de 1 mol corresponde a metade desse valor, desde que todas as substâncias sejam proporcionalmente divididas.
- Usar massa diretamente em uma questão cuja entalpia está em kJ/mol, sem converter para mol.
- Trocar o sinal ao interpretar uma reação exotérmica como absorção de calor.
- Esquecer de multiplicar a entalpia de formação pelo coeficiente estequiométrico.
- Inverter uma reação na lei de Hess sem inverter o sinal de ΔH.
- Misturar J e kJ no mesmo cálculo sem realizar a conversão.
- Ignorar o estado físico, principalmente em problemas com água líquida e vapor.
Uma conferência simples ajuda: em uma combustão usual, espera-se ΔH negativo; no aquecimento de uma substância, o calor absorvido por ela deve ser positivo. Essa previsão não substitui o cálculo, mas permite detectar resultados incompatíveis com o fenômeno descrito.
Pontos de revisão
Para revisar termoquímica, associe reação exotérmica a ΔH negativo e liberação de calor; associe reação endotérmica a ΔH positivo e absorção de calor. Em calorimetria, calcule primeiro ΔT e use Q = m · c · ΔT com unidades coerentes. Em entalpias de formação, faça produtos menos reagentes, sempre considerando os coeficientes.
Na lei de Hess, monte a reação desejada por meio de inversões, multiplicações e somas de equações. Cada alteração na equação exige a mesma alteração no ΔH. Por fim, indique claramente a unidade do resultado e a quantidade de matéria à qual ele se refere. Esses procedimentos tornam a resolução mais organizada e justificável.
