Está precisando de um super resumo de termoquímica para estudar?
Segundo a Coletânea Enem, criada pelo Sistema Poliedro, termoquímica é um dos assuntos que mais caem na prova de Ciências da Natureza, ficando apenas atrás dos compostos orgânicos.
Então, se você deseja garantir uma boa nota no Enem, precisa se dedicar bastante a esse assunto durante os seus estudos.
Para facilitar sua rotina, reunimos abaixo um resumo de termoquímica completo para você entender de uma vez o tema. Boa leitura!
Aqui você vai conferir:
O que a termoquímica estuda
A termoquímica é o ramo da físico-química responsável pelo estudo das reações químicas e dos processos físicos nos quais há a troca de calor.
Em outras palavras, essa área analisa a quantidade de calor absorvido ou liberado durante uma reação, permitindo que os profissionais entendam como funciona a troca energética.
Além disso, como durante a transferência de calor algumas matérias mudam seus estados, a termoquímica também estuda os fenômenos físicos que acontecem nesse processo.
Principais conceitos da Termoquímica
Como a termoquímica faz parte da físico-química, o assunto é composto tanto por conceitos completamente teóricos como também por fórmulas que o estudante deve conhecer para conseguir resolver as questões.
Por isso, descubra abaixo quais são esses conceitos e quais as principais equações da termoquímica.
🔵Leia mais: Como ler a tabela periódica [Química no Enem]
Reações endotérmicas
As reações endotérmicas são interações cujo
sistema absorve o calor do meio em que está inserido
, provocando uma sensação de resfriamento.
Por exemplo, a vaporização da água é um processo endotérmico. Devido à absorção do calor (energia) do ambiente, a água sai do estado líquido para o gasoso.
Outro exemplo de reação química endotérmica é a decomposição da amônia (NH3) em H2 e N2, que ocorre com a absorção de calor.
Reações exotérmicas
Enquanto nas reações endotérmicas o sistema absorve o calor do ambiente, nas exotérmicas acontece o processo contrário.
Ou seja,
há a liberação de calor
, provocando uma sensação de aquecimento.
Retornando ao exemplo dado anteriormente e falando da água, em um processo exotérmico, teríamos a transformação da água em estado gasoso para estado líquido, após a liberação de calor.
Outros ótimos exemplos de reações exotérmicas são a queima de álcool, gasolina, óleo diesel, papel e gases utilizados nas reações que liberam calor para as vizinhanças.
Entalpia
A Entalpia, representada pela letra “H”, refere-se a
energia transferida durante uma reação de absorção e liberação de calor
— as reações endotérmicas e exotérmicas, respectivamente.
Ou seja, a entalpia nada mais é do que o calor de reação.
Para descobrir qual o valor de entalpia, é necessário comparar os produtos e reagentes sob a mesma pressão.
Além disso, também é possível calcular a variação de entalpia (representado por ∆H) através dessa fórmula:
ΔHreação = ΔHprodutos − ΔHreagentes
O resultado do cálculo deve ser apresentado em J (joules), segundo o Sistema Internacional de Unidades.
Inclusive, quando o ∆H for maior que 0, teremos que a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes, possuindo, portanto, uma reação endotérmica. Já caso a entalpia dos reagentes seja maior que dos produtos, a reação será exotérmica.
Atenção:
como não é possível determinar o valor de entalpia de cada substância, apenas de uma reação, os químicos definiram valores arbitrários a um grupo de substâncias, permitindo a criação de uma escala.
Para esse processo, foram escolhidos os alótropos mais abundantes de cada substância simples, definindo suas entalpias como zero a 25 °C de temperatura e 1 atm de pressão.
Tipos de entalpia
A entalpia pode ocorrer dessas três formas:
- Entalpia de formação: quantidade necessária de energia liberada ou absorvida para formar 1 mol de uma substância;
- Entalpia de combustão: quantidade necessária de energia liberada que resulta na queima de 1 mol de uma substância;
- Entalpia de ligação: quantidade de energia que é absorvida durante a quebra de 1 mol de uma ligação química, no estado gasoso.
- Entalpia de vaporização: quantidade de energia necessária para vaporizar 1 mol de substância, passando-a do estado físico líquido para o estado gasoso;
- Entalpia de fusão: quantidade de energia necessária para que 1 mol de substância sofra a fusão, passando do estado físico sólido para o estado líquido;
- Entalpia de solidificação: quantidade de energia que deve ser liberada para que 1 mol de substância, à temperatura e pressão constantes, passe do estado físico líquido para o estado sólido.
No caso da entalpia de formação, as substâncias envolvidas no processo devem ser simples, caracterizadas por pressão e temperatura constantes.
Enquanto na entalpia de combustão, a pressão e a temperatura devem ser constantes para que a reação química aconteça corretamente.
A Lei de Hess
Apresentada anteriormente, a Lei de Hess — desenvolvida pelo químico e médico suíço Germain Henri Hess — determina que a variação de entalpia sempre deve ser calculada pela soma das mudanças em suas etapas individuais.
A fórmula criada pelo químico foi:
ΔH= ΔHf − ΔHi
Essa foi a maneira encontrada por Hess para determinar a transferência de calor que ocorre durante uma reação química, ainda que não fosse possível encontrar o valor de entalpia de cada elemento.
Inclusive, através da fórmula da Lei de Hess é possível calcular o valor dessa variação de energia independente do número de reações que ocorra durante o processo, dado que apenas são utilizados os estados inicial e final.
Lembrando que:
- Reação exotérmica:
variação de entalpia negativa;
- Reação endotérmica: variação de entalpia positiva.
🔵Leia mais:
Como estudar termoquímica?
A melhor forma de fixar um assunto, sobretudo quando envolve fórmula, é praticando bastante. Por isso, faça bastante exercício sobre o assunto, principalmente utilizando as
próprias questões do Enem.
As fórmulas são bem fáceis de lembrar, mas, de qualquer modo, vale a pena colocar um post-it em um local visível para não esquecer.
Não esqueça também de reler esse resumo de termoquímica o quanto for necessário para compreender os principais conceitos do tema. Boa sorte!
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