Termoquímica: o que é e como cai no Enem e nos vestibulares

Olá, estudante! Quer dominar Termoquímica para mandar bem no ENEM ou em algum vestibular? Estamos com você! Hoje vamos lhe explicar o que é termoquímica. Além disso, vamos aprender a identificar uma reação exotérmica e endotérmica, bem como analisar a Lei de Hess.

Veremos que a termoquímica está diretamente vinculada com fenômenos do nosso dia a dia, desde o simples ato de cozinhar até na indústria que move o mundo. Vamos juntos descomplicar conceitos e ao final você saberá como a termoquímica é cobrada nas provas com exemplos reais e lhe forneceremos as melhores dicas de estudo para conquistar sua sonhada nota. Lá vamos nós!

O que é Termoquímica?

Em sua definição mais direta, a Termoquímica é o ramo da Físico-Química que estuda as quantidades de calor (energia) envolvidas nas reações químicas e nas mudanças de estado físico da matéria.

Não por menos, ela responde a perguntas fundamentais como:

• Uma reação libera ou absorve calor?
• Quanta energia é produzida na queima de um combustível?
• Por que algumas reações precisam de calor para acontecer e outras ocorrem espontaneamente?

Para ilustrar melhor, veja abaixo algumas aplicações da termoquímica no mundo real:

• Cálculo do poder calorífico de combustíveis como gasolina, álcool e gás natural.
• Desenvolvimento de baterias e pilhas, que convertem energia química em elétrica.
• Compreensão do metabolismo, onde nosso corpo “queima” alimentos para produzir energia.
• Produção de frio em compressas instantâneas (onde a reação é endotérmica).

O que a Termoquímica estuda? Principais Conceitos

Para dominar a Termoquímica, é essencial ter clareza sobre seus conceitos fundamentais. Por essa razão, vamos explorar cada um deles, com fórmulas essenciais e exemplos práticos. Além disso, é bom que se tenha uma boa compreensão de como os elementos são distribuídos na tabela periódica pelas suas características.

1. Reações Endotérmicas e Exotérmicas

Esta classificação, a dos tipos de reações, é um dos quesitos mais cobrados em provas. Na verdade, o tipo de reação se resume ao fluxo de calor entre o sistema (a reação) e as vizinhanças (o ambiente). Vejamos, pois, cada uma das reações de forma mais detida.

• Reações Exotérmicas (ΔH < 0):
  • São reações que que liberam calor para o ambiente.
  • O sinal da Variação de Entalpia (ΔH) é sempre negativo. Já, já iremos explicar o que é entalpia.
  • Exemplo prático para ilustrar: A queima do gás de cozinha (GLP). Você sente o calor liberado pela chama. Outro exemplo clássico é a reação de neutralização entre um ácido e uma base.
  • Observe que que uma reação exotérmica é como “gastar” energia térmica, por isso o saldo (ΔH) fica negativo.
• Reações Endotérmicas (ΔH > 0):
  • São reações que absorvem calor do ambiente.
  • O sinal da Variação de Entalpia (ΔH) é positivo.
  • Como exemplo prático podemos citar a fotossíntese, que utiliza energia solar. Outro exemplo é o aquecimento do óxido de mercúrio para decompor em mercúrio e oxigênio. Uma compressa gelada instantânea também funciona com uma reação endotérmica.
  • Note que a reação endotérmica é como “receber” energia térmica, por isso o saldo (ΔH) fica positivo.

2. E o que é exatamente a Entalpia (H)?

A Entalpia (H) é a medida da energia total de um sistema. Esse total de energia pode ser alterado mediante reações químicas. Como não podemos medir o valor absoluto de H, isto é, da entalpia em um sistema, o que importa na Termoquímica é a variação de entalpia (ΔH), também conhecida como calor de reação. Ou seja, o calor emitido ou absorvido durante uma reação química.

Por essa reação temos a seguinte fórmula essencial:

• Fórmula Essencial: ΔH = H_produtos – H_reagentes.

Onde ΔH é a variação da energia total de um sistema. E como essa variação pode ser medida? Simples, mede-se o calor gasto ou absorvido durante a reação química. Daí ΔH ser igual a entalpia dos produtos (H produtos), menos a entalpia dos reagentes (H reagentes).

A variação da entalpia também costuma ser representada como ΔH = Hi – Hf (Hi é a entalpia inicial a Hf entalpia final)

• Interpretação:

Como uma reação química pode emitir ou absorver calor temos as seuintes possibilidades:

• • Se H_produtos < H_reagentes → ΔH < 0 → Reação Exotérmica.
  • Se H_produtos > H_reagentes → ΔH > 0 → Reação Endotérmica.

Os principais tipos de ΔH que você precisa conhecer são:

• Entalpia de Formação (ΔHf): é o calor envolvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de seus elementos no estado padrão.
• Entalpia de Combustão (ΔHc): é o calor liberado na queima de 1 mol de uma substância.

3. Lei de Hess

A Lei de Hess afirma que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final, e não do caminho percorrido.

O que significa isso? Que a variação da entalpia é uma função de estado. Isso é, ela mede um estado inicial e um estado final, apenas isso. Ela não se ocupa com o meio percorrido, o processo para se chegar do estado inicial ao estado final.

Saiba mais sobre a Lei de Hess no vídeo do professor Michel abaixo:

< https://www.bing.com/videos/riverview/relatedvideo?q=professor+michel+lei+de+hess&mid=730294AC7D6A8463678B730294AC7D6A8463678B&FORM=VIRE>

Como usar a Lei de Hess?
Em termos práticos, isso se torna muito útil, pois pode-se podemos somar equações termoquímicas como se fossem equações matemáticas para obter a equação termoquímica e a ΔH desejados.

Vamos ilustrar:

Etapa I (ou reação I), imagine que você tenha dois reagents A e B. Ao juntá-los você provocará uma reação que resultará no produto AB e que terá determinada variação de entalpia. Podemos, então, escrever isso da seguinte forma:

Reação I: A + B → AB ΔHI

Imagine agora, de forma análoga, a Etapa II (ou reação II). Podemos escrevê-la como segue:

Reação II: AB + C → AC + B ΔHII

Agora, com base na Lei Hess, podemos manipular essas equações termoquímicas como se fossem equações matemáticas. Logo, se juntarmos a reação I coma reação II, teremos:

A + B + AB + C → AB + AC + B

Agora basta simplificar (excluir as que aparecem em ambos os lados). Resultando em:

A + C → AC

A ΔH (variação da entalpia) dessa reação será justamente a soma de ΔHI com ΔHII, simples assim!

Passo a Passo:

O passo a passo, portanto, é proceder como se orienta abaixo:

1. Manipule as equações dadas (invertendo, multiplicando, dividindo) para que, ao somá-las, você obtenha a equação-alvo.
2. Ao inverter uma equação, inverta o sinal de ΔH.
3. Ao multiplicar ou dividir uma equação por um número, faça o mesmo com o ΔH.
4. Some as equações manipuladas e os respectivos valores de ΔH.

Para deixar a questão bem clara para você, vejamos o passo a passo a ser tomado com determinadas equações dadas.

Parta do pressuposto que haja o interesse em determinar a variação da entalpia que envolve a reação 3 CO2(g) + 4 H2O(l) → C3H8(g)+5 O2(g).

Essa reação de interesse envolve três outras reações, conforme descritas abaixo.

Queima do propano (C3H8) que envolve oxigênio (O2) e libera gás carbônico e água.

C3H8(g)+5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = -2220 KJ

Já a segunda equação é a queima de carbono, também liberando dióxido de carbono.

C + O2(g) → CO2(g) ΔH = -394 KJ

Por fim, uma reação de higrogênio com oxigênio que produz vapor d’água.

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH = -286 KJ

Note que reação de interesse é o inverso da queima do propano como acima transcrito (primeira equação).

Contudo, como a Lei de Hess nos diz que podemos manipular essas equações como equações matemáticas, podemos inverter essas equações de reações químicas para efeito de cálculo de calor gasto ou absorvido, ainda que inverter certa reação química na prática seja inviável ou praticamente impossível.

Assim, invertemos a equação da queima do propano e temos a equação de interesse:

3CO2(g) + 4 H2O(l) → C3H8(g)+5 O2(g) = + 2220 KJ (como invertemos a equação, também se inverte o sinal do calor gasto).

A segunda equação C + O2(g) → CO2(g) ΔH = -394 KJ multiplicaremos essa equação por 3 para que tenha a mesma quantidade de CO2 que a primeira, logo:

3C (g) + 3O2(g) → 3CO2(g) ΔH = -1182 KJ

Por fim, nota-se que a reação de interesse requer 4 mols de H2. A única que tem essa substância é a quatro. Assim para equalizer a equação a multiplicamos por 4 e temos:

4H2 (g) + 2O2 (g) → 4H2O (l) ΔH = -1184 KJ

Agora basta juntar as equações e fazer as simplificações, conforme demonstra a ilustração abaixo.

Como a Termoquímica é cobrada no Enem?

A Termoquímica no Enem vai muito além da simples pergunta “essa reação é endotérmica ou exotérmica?”. A prova prioriza a interpretação e a aplicação dos conceitos em situações reais, de acordo com as explanações acima. Fique atento, portanto, nas questões abaixo:

• Gráficos de Energia: Com intuito de identificar reagentes, produtos, complexo ativado, energia de ativação e ΔH no gráfico.
• Fique atento também à Interpretação de Textos para Associar fenômenos descritos (como funcionamento de uma bolsa de gelo químico) ao conceito termoquímico correto.
• Cálculos com Lei de Hess: Certamente um dos assuntos mais recorrentes em questões de cálculo, importante, pois dominar a Lei de Hess.
• Comparação de Combustíveis: Com a finalidade de analisar tabelas com poder calorífico (ΔH de combustão) para discutir vantagens e desvantagens ambientais e econômicas, assim você terá argumentos a respeito.
• Aspectos Ambientais: Relacionar a queima de combustíveis fósseis com o aquecimento global, com o fim de demonstrar a interrelação existente.

Exemplos de Questões de Termoquímica no Enem e Vestibulares

Vamos colocar a mão na massa com exemplos práticos de como o tema é cobrado.

Questão 1 (ENEM – Contextualizada)

Um dos problemas ambientais decorrentes da industrialização é a poluição atmosférica. A queima de carvão mineral, por exemplo, libera para a atmosfera óxidos de enxofre, que podem ser precursores da chuva ácida. A reação de combustão completa do enxofre é representada pela equação:
S(s) + O₂(g) → SO₂(g) ΔH = -297 kJ/mol de S(s)

Com base nessa equação, é correto afirmar que a reação é:
a) Endotérmica, pois ocorre a formação de SO₂(g).
b) Exotérmica, pois há liberação de calor.
c) Endotérmica, pois há consumo de O₂(g).
d) Exotérmica, pois há diminuição de temperatura.
e) Endotérmica, pois há produção de um poluente.

Resolução:
O enunciado fornece o valor de ΔH = -297 kJ/mol. Pela teoria, um ΔH negativo indica uma reação exotérmica, ou seja, que libera calor. Por consequência, a alternativa correta é a letra B. Note que as demais alternativas usam informações irrelevantes ou incorretas, justamente para confundir.

Questão 2 (Lei de Hess – Estilo Vestibular)

Dadas as equações termoquímicas:
I. C(grafita) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -394 kJ/mol
II. CO(g) + 1/2 O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -283 kJ/mol

Qual o valor de ΔH para a formação do CO(g) a partir de C(grafita) e O₂(g)?
C(grafita) + 1/2 O₂(g) → CO(g) ΔH = ?

Resolução:

1. A equação-alvo tem C(grafita) e 1/2 O₂(g) como reagentes e CO(g) como produto.
2. Observe que a equação I já tem C(grafita) e O₂(g) como reagentes, mas forma CO₂(g). Precisamos “cancelar” o CO₂(g).
3. A equação II forma CO₂(g) a partir de CO(g). Se a invertermos, teremos CO₂(g) como reagente e CO(g) como produto, que é o que precisamos.
4. Vamos manipular:
   • Manter a equação I: C(grafita) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -394 kJ
   • Inverter a equação II: CO₂(g) → CO(g) + 1/2 O₂(g) ΔH = +283 kJ (sinal inverte!)
5. Somando as duas equações:
   • C(grafita) + O₂(g) + CO₂(g) → CO₂(g) + CO(g) + 1/2 O₂(g)
   • Cortando os termos iguais em lados opostos (CO₂(g) e 1/2 O₂(g) de O₂(g)):
   • Resultado: C(grafita) + 1/2 O₂(g) → CO(g)
6. Somando os ΔH: -394 kJ + 283 kJ = -111 kJ
   Portanto, temos como resposta: ΔH = -111 kJ/mol.

Dicas de Estudo para Aprender o Tema

Como vimos, para dominar a Termoquímica é importante saber interpretar gráficos para identificar o caminho de uma reação de forma segura.

Dominar a Lei de Hess é fundamental para a resolução de exercícios de termoquímica. Também se aconselha a associação desses fenômenos com o dia a dia para compreender se determinada reação é exotérmica ou endotérmica.

Por fim, pratica cálculos com ΔH, pois são a chave para se sair bem nos exercícios.

Agora, se você de fato quer um plano de estudos estruturado para o Enem que te guie por todos esses tópicos? Baixe gratuitamente o Enem Anatomy do Professor Ferretto, um material que disseca a prova e mostra o caminho das pedras para sua aprovação.

Como Aprender sobre Termoquímica com Professor Ferretto

Entender a teoria é fundamental, mas a aprovação vem com a prática orientada. Muitos estudantes sabem “o que é termoquímica” na teoria, mas travam na hora de resolver as questões, especialmente as que envolvem como calcular o ΔH usando a Lei de Hess.

É aí que o Curso Professor Ferretto faz toda a diferença. Nossa metodologia é focada em:

• Aulas Didáticas e Objetivas: Explicamos os conceitos de termoquímica de forma clara, partindo do zero e conectando com a prática.
• Resolução Massiva de Exercícios: Mostramos como a termoquímica é cobrada na prática, com foco nos vestibulares mais concorridos e no ENEM.
• Foco nas Dúvidas Comuns: Destrinchamos as pegadinhas e os erros mais comuns dos estudantes, como confundir o sinal de ΔH ou errar na manipulação das equações da Lei de Hess.

Se você quer transformar a Termoquímica de um ponto fraco em um dos seus maiores trunfos na prova de Química, precisa conhecer nossa plataforma.

Comece sua jornada para a aprovação acessando nosso curso gratuito aqui!

Conclusão

A Termoquímica é, sem dúvida, um tema de altíssimo rendimento para suas provas. Ela é frequente, previsível e, quando bem compreendida, garante pontos preciosos. Dominar os conceitos de reações endotérmicas e exotérmicas, saber trabalhar com a variação de entalpia (ΔH) e, principalmente, vencer os desafios da Lei de Hess são passos essenciais para o sucesso. Utilize as dicas de estudo e os recursos recomendados, pratique com muitos exercícios de termoquímica e chegue no dia da prova com a confiança de quem domina a energia das reações químicas. Sua aprovação está mais perto do que você imagina. Até mais!

Mas antes, confira a nova plataforma Pro e se prepare para Enem e vestibulares com o Professor Ferretto!