{"id":7616,"date":"2021-04-16T18:26:12","date_gmt":"2021-04-16T21:26:12","guid":{"rendered":"https:\/\/blog.explicae.com.br\/?p=7616"},"modified":"2023-10-26T16:30:12","modified_gmt":"2023-10-26T19:30:12","slug":"termoquimica-saiba-quais-sao-os-principais-pontos-para-o-enem","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/blog.explicae.com.br\/enem\/termoquimica-saiba-quais-sao-os-principais-pontos-para-o-enem","title":{"rendered":"Termoqu\u00edmica: Saiba quais s\u00e3o os principais pontos para o Enem"},"content":{"rendered":"

Al\u00f4, my friend! No blog de hoje, vamos abordar um dos assuntos mais importantes para o Enem e demais vestibulares: a termoqu\u00edmica! <\/strong>Esse \u00e9 um conte\u00fado que aborda, principalmente, as trocas de energia em processos qu\u00edmicos (e, eventualmente, em processos f\u00edsicos). Pegou papel e cante? Vamos l\u00e1?<\/p>\n

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\"sim-sim-yes\"<\/p>\n

 <\/p>\n

De acordo com as trocas de energia, os processos podem ser divididos em dois tipos: os endot\u00e9rmicos<\/strong> (que absorvem energia) e os exot\u00e9rmicos<\/strong> (que liberam energia).<\/p>\n

Alguns processos exot\u00e9rmicos s\u00e3o extremamente importantes, por produzirem energia (respira\u00e7\u00e3o, fermenta\u00e7\u00e3o, combust\u00e3o):<\/p>\n

 <\/p>\n

\"fogo-lareira-fire\"<\/p>\n

 <\/p>\n

J\u00e1 nos processos endot\u00e9rmicos, podemos destacar a fotoss\u00edntese:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"folha-sol-fotossintese\"<\/p>\n

 <\/p>\n

Fique atente porque as provas de vestibulares costumam cobrar as trocas de calor em processos f\u00edsicos, como as mudan\u00e7as de estado ilustradas abaixo:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"endo-exo-agua-fases\"<\/p>\n

 <\/p>\n

J\u00e1 os processos qu\u00edmicos (as famosas rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas) costumam ser muito mais explorados em provas. Uma forma comum de se medir a energia trocada entre o sistema e o meio ambiente \u00e9 a entalpia.<\/p>\n

Ah, s\u00f3 para que fique claro, entalpia \u00e9 a energia t\u00e9rmica trocada (ganha ou perdida) quando um processo ocorre em press\u00e3o constante (ao ar livre, por exemplo).<\/p>\n

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De acordo com esta grandeza (entalpia), representada por H (e a sua varia\u00e7\u00e3o, por DH), temos:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"reagente-produto-inicial\"<\/p>\n

 <\/p>\n

O c\u00e1lculo do <\/strong>D<\/strong>H<\/strong><\/p>\n

 <\/p>\n

Esse c\u00e1lculo \u00e9 feito por Hfinal<\/sub> \u2013 Hinicial<\/sub>. Como numa rea\u00e7\u00e3o, o \u201cfinal\u201d s\u00e3o os produtos, e o \u201cinicial\u201d, os reagentes. Fica assim:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"reagentes-produtos-delta\"<\/p>\n

 <\/p>\n

Para rea\u00e7\u00f5es endot\u00e9rmicas, Hfinal<\/sub> > Hinicial<\/sub>,pois ganham energia, e, da\u00ed, DH > 0. J\u00e1 nas rea\u00e7\u00f5es exot\u00e9rmicas, ocorre o inverso, pois perdem energia, e DH <0. Os gr\u00e1ficos abaixam ilustram isso.<\/p>\n

 <\/p>\n

\"grafico-caminho-reacao\"<\/p>\n

 <\/p>\n

Uma das coisas recorrentes em provas \u00e9 o c\u00e1lculo do DH a partir de informa\u00e7\u00f5es dadas no enunciado. Isso pode ser feito, resumidamente, de quatro formas:<\/p>\n

 <\/p>\n

I) Graficamente<\/strong><\/p>\n

Aqui, analisamos o \u201cponto de partida\u201d (reagentes) e o \u201cponto de chegada\u201d (produtos). A diferen\u00e7a entre os dois pontos determinar\u00e1 o valor do DH. \u00c9 importante ressaltar que as rea\u00e7\u00f5es endot\u00e9rmicas t\u00eam gr\u00e1fico orientado \u201cpara cima\u201d e rea\u00e7\u00f5es exot\u00e9rmicas, \u201cpara baixo\u201d.<\/p>\n

 <\/p>\n

\"seta-endo-exo\"<\/p>\n

 <\/p>\n

II) Atrav\u00e9s das entalpias de forma\u00e7\u00e3o<\/strong><\/p>\n

A entalpias de forma\u00e7\u00e3o s\u00e3o muito \u00fateis para se determinar o DH de uma rea\u00e7\u00e3o. Para isso, devemos ter a equa\u00e7\u00e3o devidamente balanceada e uma tabela com as entalpias de forma\u00e7\u00e3o de todas as subst\u00e2ncias envolvidas (exceto as subst\u00e2ncias simples no estado-padr\u00e3o, que, por conven\u00e7\u00e3o, t\u00eam entalpia zero<\/strong>). O exemplo a seguir mostra isso.<\/p>\n

 <\/p>\n

Calcular a entalpia de combust\u00e3o da glicose, sendo conhecidas as entalpias de forma\u00e7\u00e3o (em kJ\/mol) da glicose (-1268), do g\u00e1s carb\u00f4nico (-394) e da \u00e1gua (-286).<\/em><\/p>\n

 <\/p>\n

Primeiro, escrevemos a equa\u00e7\u00e3o balanceada:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"equacao-balanceada\"<\/p>\n

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Agora, aplicamos a f\u00f3rmula DH = Hp<\/sub> \u2013 Hr<\/sub>:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"seis-delta-mol\"<\/p>\n

(Viu como \u00e9 f\u00e1cil? \u270c)<\/p>\n

\u00a0<\/strong><\/p>\n

III) Atrav\u00e9s das energias de liga\u00e7\u00e3o<\/strong><\/p>\n

Neste caso, precisa-se lembrar de que a quebra de liga\u00e7\u00f5es \u00e9 um processo endot\u00e9rmico<\/strong> (exige energia para acontecer).<\/p>\n

 <\/p>\n

\"energias-de-liga\u00e7ao\"<\/p>\n

 <\/p>\n

J\u00e1 o processo inverso (a forma\u00e7\u00e3o de liga\u00e7\u00f5es<\/strong>) libera energia<\/strong>:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"libera-energia\"<\/p>\n

 <\/p>\n

Observe que, neste processo, todas as subst\u00e2ncias devem estar no estado gasoso.<\/p>\n

 <\/p>\n

Para calcular, agora, o DH de uma rea\u00e7\u00e3o, devemos escrever as f\u00f3rmulas estruturais de todas as subst\u00e2ncias envolvidas, observando as liga\u00e7\u00f5es entre seus \u00e1tomos (preste aten\u00e7\u00e3o nas liga\u00e7\u00f5es duplas e triplas, se houver, certo, bb?). Ent\u00e3o, basta quebrar todas as liga\u00e7\u00f5es nos reagentes (absorvendo energia para isso) e formar todas as novas liga\u00e7\u00f5es nos produtos (liberando a energia correspondente). O saldo determinar\u00e1 o DH.<\/p>\n

Ah, se ligue! Se algumas liga\u00e7\u00f5es aparecem repetidas nos reagentes e nos produtos, n\u00e3o precisa quebr\u00e1-las (e nem form\u00e1-las), certo? Veja no exemplo a seguir:<\/p>\n

 <\/p>\n

Determine a varia\u00e7\u00e3o de entalpia aproximada para a rea\u00e7\u00e3o abaixo, utilizando as energias de liga\u00e7\u00e3o.<\/em><\/p>\n

 <\/p>\n

\"formula-tabela-energia\"<\/p>\n

 <\/p>\n

Primeiro, vamos escrever as f\u00f3rmulas estruturais das subst\u00e2ncias:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"HIDRO\"<\/p>\n

 <\/p>\n

 <\/p>\n

As liga\u00e7\u00f5es em rosa ser\u00e3o quebradas, pois n\u00e3o aparecem no final; em seu lugar, ser\u00e3o formadas novas liga\u00e7\u00f5es (em verde). As liga\u00e7\u00f5es em pretos n\u00e3o ser\u00e3o alteradas. Ent\u00e3o, o DH ser\u00e1 dado pela seguinte express\u00e3o:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"seguinte-expressao-denta-h\"<\/p>\n

 <\/p>\n

IV) Atrav\u00e9s da lei de Hess<\/strong><\/p>\n

A entalpia de uma rea\u00e7\u00e3o pode ser calculada a partir da entalpia de outras rea\u00e7\u00f5es, utilizando-se uma lei estabelecida pelo qu\u00edmico su\u00ed\u00e7o G. H. Hess, em 1840: \u201cpara uma dada rea\u00e7\u00e3o, a varia\u00e7\u00e3o de entalpia \u00e9 sempre a mesma, esteja essa rea\u00e7\u00e3o ocorrendo em uma ou em v\u00e1rias etapas<\/em>\u201d.<\/p>\n

 <\/p>\n

Nesse tipo de problema, \u00e9 dada uma s\u00e9rie de equa\u00e7\u00f5es que devem ser ajustadas para se chegar \u00e0 equa\u00e7\u00e3o final desejada. Para isso, podemos invert\u00ea-las, multiplic\u00e1-las ou dividi-las de forma conveniente para se chegar ao resultado desejado. Nesse caso, o DH tamb\u00e9m ser\u00e1 multiplicado ou dividido (ou trocar\u00e1 de sinal, caso a equa\u00e7\u00e3o tenha sido invertida). Veja no exemplo abaixo:<\/p>\n

 <\/p>\n

S\u00e3o dadas as equa\u00e7\u00f5es termoqu\u00edmicas:<\/em><\/p>\n

I. C(grafite) + O2<\/sub>(g) <\/em>\u00ae CO2<\/sub> (g) \u0394H1<\/sub> = -94,1 kcal<\/em><\/p>\n

II. H2<\/sub>(g) + \u00bd O2<\/sub>(g) <\/em>\u00ae H2<\/sub>O(l) \u0394H2<\/sub> = -68,3 kcal<\/em><\/p>\n

III. CH4<\/sub>(g) + 2 O2<\/sub>(g) <\/em>\u00ae CO2<\/sub>(g) + 2 H2<\/sub>O(l)\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 \u0394H3<\/sub> = -212,8 kcal<\/em><\/p>\n

\u00a0<\/em><\/p>\n

Calcule o valor do \u0394H da rea\u00e7\u00e3o:<\/em><\/p>\n

IV. C(grafite) + 2 H2<\/sub>(g) <\/em>\u00ae CH4<\/sub>(g) \u0394H = ?<\/em><\/p>\n

 <\/p>\n

Observe que, na equa\u00e7\u00e3o desejada, precisamos de 1 mol de C (grafite) nos reagentes (encontrada na equa\u00e7\u00e3o I):<\/p>\n

 <\/p>\n

\"grafite-equacao-c-carbono\"<\/p>\n

 <\/p>\n

Tamb\u00e9m precisamos de 2 mols de H2<\/sub>(g) nos reagentes (encontrado na equa\u00e7\u00e3o II, que deve ser multiplicada por 2):<\/p>\n

 <\/p>\n

\"reagentes-mol-multiplicada\"<\/p>\n

 <\/p>\n

E, finalmente, nos produtos, precisamos de 1 mol de CH4<\/sub>(g) (encontrado na equa\u00e7\u00e3o III, que precisa ser invertida):<\/p>\n

 <\/p>\n

\"equacao-produtos\"<\/p>\n

 <\/p>\n

Somando-se agora essas 3 equa\u00e7\u00f5es, chegamos ao resultado desejado \ud83d\ude09:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"resultado-tres-equacoes\"<\/p>\n

 <\/p>\n

A Estequiometria na Termoqu\u00edmica<\/strong><\/p>\n

Outro aspecto importante nas provas \u00e9 a estequiometria nas rea\u00e7\u00f5es termoqu\u00edmicas. Pode-se calcular a energia liberada (ou absorvida) em uma rea\u00e7\u00e3o a partir da quantidade das subst\u00e2ncias participantes, ou vice-versa. Veja o exemplo abaixo:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"vice-versa-termo\"<\/p>\n

 <\/p>\n

Podemos observar, nessa equa\u00e7\u00e3o, que a queima de 1 mol de metano (CH4<\/sub>, 16 g\/mol) \u00e9 capaz de liberar 890 kJ de energia. Ent\u00e3o, qual seria a quantidade de energia liberada na queima de 1 kg desse combust\u00edvel? \ud83e\udd14<\/p>\n

 <\/p>\n

Para responder, basta estabelecer uma propor\u00e7\u00e3o:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"proporcao-estabelecer\"<\/p>\n

 <\/p>\n

J\u00e1 que estamos falando de combust\u00edveis, \u00e9 comum se observar a efici\u00eancia de um combust\u00edvel a partir de seu poder cal\u00f3rico (a quantidade de energia liberada por unidade de massa, ou, \u00e0s vezes, de volume da subst\u00e2ncia), como feito no exemplo anterior. Veja a tabela:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"combustao-metano-etanol\"<\/p>\n

 <\/p>\n

Isso \u00e9 comum inclusive para os alimentos:<\/p>\n

 <\/p>\n

\"hamburgue-carboidrato-gordura\"<\/p>\n

 <\/p>\n

A convers\u00e3o para unidade de volume \u00e9 feita conhecendo-se a densidade do combust\u00edvel (basta multiplicar o poder calor\u00edfico por massa pela densidade do combust\u00edvel).<\/p>\n

 <\/p>\n

\"poder-calorico-densidade\"<\/p>\n

 <\/p>\n

E isso \u00e9 tudo, pessoal! Espero que voc\u00eas tenham gostado desse super conte\u00fado sobre Termoqu\u00edmica<\/strong> para arrasar no Enem!<\/p>\n

Afinal, este \u00e9 um dos assuntos que mais caem em hist\u00f3ria no Enem<\/a>!<\/p>\n

Voc\u00ea quer ter acesso a mais conte\u00fado como este? Se sim, por que voc\u00ea n\u00e3o vem pro Explica\u00ea?<\/p>\n

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