TEXTO DO EP-102-TERMOQUÍMICA SEM MISTÉRIO - PARTE 2: ENERGIA, ENTALPIA E CÁLCULOS QUE VALEM A PENA!

Sejam bem-vindos ao Papo de Química, o podcast que descomplica a ciência e conecta química com o nosso cotidiano! hoje vamos esquentar nosso papo com muita energia... literalmente! Nesse episódio de hoje, mergulharemos nos fundamentos teóricos e aplicações dos cálculos termoquímicos. Afinal, você já se perguntou por que algumas reações liberam calor enquanto outras absorvem? Vamos descobrir isso agora, começando pelos conceitos básicos!

Vamos começar nosso papo falando sobre o calor ou entalpia de formação (ΔHf). Mas, afinal, o que isso significa?

O calor ou entalpia de formação é a variação de energia envolvida quando exatamente 1 mol de uma substância é formada diretamente a partir de seus elementos na forma mais estável, ou seja, nos estados padrão (geralmente gás, líquido ou sólido), sob condições definidas: temperatura de 25°C (298 K) e pressão de 1 atm. E atenção para um detalhe importante: por convenção, considera-se que a entalpia de formação dos elementos em seus estados padrão é igual a zero. Isso mesmo: se você estiver falando de oxigênio na forma de gás O₂, ou carbono na forma de grafite, a entalpia de formação é sempre zero. Isso facilita muito a vida na hora dos cálculos!

Um ponto fundamental em termoquímica é saber como representar corretamente a equação que descreve a entalpia de formação de uma substância. Por exemplo, pense na formação da água líquida. A entalpia de formação corresponde à reação química que gera exatamente 1 mol de água a partir dos elementos que a formam—hidrogênio e oxigênio, no caso. Durante esse processo, cerca de 285,8 kJ de energia são liberados.

Podemos escrever essa reação da seguinte forma:  H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l);  ΔH_f=−285,8 kJ/mol

Outro conceito muito importante que precisamos entender é o calor ou entalpia de combustão (ΔH_c). Mas você sabe realmente o que é isso?

O calor de combustão corresponde à variação de energia liberada quando exatamente 1 mol de uma substância é completamente queimada na presença de oxigênio, sempre considerando as condições padrão (temperatura de 25°C e pressão de 1 atm).

E tem mais uma coisa interessante: as reações de combustão são sempre exotérmicas, ou seja, elas liberam energia para o ambiente. É justamente por isso que você sente calor perto de uma fogueira ou quando acende um fogão a gás, por exemplo.

Legal, não é mesmo? Esse conceito nos ajuda a entender várias situações práticas do nosso dia a dia.

Agora uma dica valiosa para você escrever corretamente as reações de combustão de hidrocarbonetos e compostos orgânicos oxigenados:

Basta lembrar que, numa combustão completa, os produtos formados são sempre os mesmos: gás carbônico (CO₂) e água (H₂O). Simples assim!

Então, não importa se você está lidando com gasolina, álcool, gás natural ou qualquer outro composto orgânico—quando ocorre a combustão completa, o resultado é sempre CO₂ e água. Isso facilita muito na hora de montar suas equações químicas, não é mesmo? Pode testar com diversos compostos e você vai ver como funciona direitinho!

Agora, vamos entender melhor esse conceito com um exemplo prático!

Pegue o gás metano, um hidrocarboneto muito conhecido, que tem a fórmula CH₄. A combustão completa do metano, como já comentamos, produz gás carbônico (CO₂) e água (H₂O). Podemos representar essa reação por meio da seguinte equação química:

CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂ (g) + 2 H₂O(l) ; ΔHc=−890 kJ(quilojoules)/mol

Mas o que exatamente isso significa?

Significa que, quando queimamos 1 mol de metano (o que equivale a cerca de 16 gramas), são liberados aproximadamente 890 kJ(quilojoules) de energia na forma de calor. É por isso que o metano é amplamente utilizado como combustível para aquecimento e geração de energia—afinal, essa energia liberada é exatamente o que precisamos no nosso cotidiano.

Parte inferior do formulário

Vamos falar agora sobre outro conceito essencial: a energia de ligação. Você sabia que toda li gação química funciona como uma espécie de "cofre" que guarda energia? Pois é! A energia de ligação nada mais é do que a quantidade de energia necessária para romper exatamente 1 mol de ligações químicas, considerando as substâncias em fase gasosa.

Agora, presta atenção nesse ponto que é bem importante:

• Quebrar ligações químicas sempre consome energia. É um processo endotérmico e, por isso, possui sinal positivo (+).
• Já formar novas ligações químicas é um processo exatamente oposto, pois sempre libera energia. É exotérmico, portanto, o sinal é negativo (–).

Então, quando a gente calcula a variação de entalpia (ΔH) de qualquer reação química, estamos basicamente comparando a energia que é consumida para quebrar as ligações iniciais com a energia que é liberada quando novas ligações são formadas.

Vamos analisar direitinho a reação de formação da água líquida e aplicar o conceito de energia de ligação na prática. A equação geral da reação é:

 H₂(g)+ ½ O₂(g) → H₂O(l)

Etapas envolvidas:

✅ Ligações quebradas (fase endotérmica – consome energia):

• 1 ligação H–H(do gás hidrogênio)
• ½ ligação O=O (já que usamos apenas meio mol de O₂)

✅ Ligações formadas (fase exotérmica – libera energia):

• 2 ligações O–H (porque a molécula de água tem dois átomos de hidrogênio ligados ao oxigênio)

Agora, vamos aos valores aproximados das energias de ligação (em kJ(quilojoules)/mol):

• H–H ( a ligação H-H, para ser quebrada absorve energia) → +436 kJ/mol
• O=O ( a ligação O dupla O, para ser quebrada absorve energia)→ +498 kJ/mol (mas como é ½ mol, usamos +249 kJ)
• O–H(há a formação de duas ligações O-H na água, liberando energia) → –463 kJ/mol (duas ligações formadas: 2 × –463 = –926 kJ)

Cálculo da variação de entalpia (ΔH):

ΔH≈ Energia para quebrar ligações − Energia liberada na formação de ligações

ΔH≈(436+249) kJ − (926 kJ)

ΔH≈685 kJ − 926 kJ= −241 kJ/mol

Resultado: A reação libera cerca de 241 kJ/mol ao formar água líquida — ou seja, é exotérmica.

Esse cálculo mostra direitinho como a energia de ligação nos ajuda a prever e entender o comportamento energético das reações químicas. Fascinante, né?

Agora segura essa: e se a gente não tiver o ΔH direto de uma reação? Aí entra a Lei de Hess,

que diz que a variação total de entalpia de uma reação depende apenas dos estados iniciais e finais, não do caminho percorrido. Ou seja, se não temos o ΔH direto de uma reação, podemos obtê-la somando reações intermediárias que levam aos mesmos produtos.

Ou seja, se você conhece entalpias de outras reações que envolvem os mesmos compostos, pode somá-las, inverter ou ajustar os coeficientes e calcular a reação que você quiser!

É quase como usar atalhos em um GPS: mesmo com diferentes caminhos, o ponto final é o mesmo. A Lei de Hess é tipo o Waze da termoquímica!

Vamos agora a uma aplicação da lei de Hess. Queremos calcular a variação de entalpia(ΔH) da reação de formação do monóxido de carbono que representada por:

  C (grafite) + ½ O₂(g) → CO(g)

Mas não temos essa entalpia diretamente. Mas podemos calcular a partir das reações:

1. Entalpia de formação do gás carbônico : C(grafite)+O₂(g)→CO₂(g)ΔH=−393,5 kJ
2. Da combustão do monóxido de carbono: CO(g)+ ½ O₂(g) → CO₂(g) ΔH=−283,0 kJ

Nosso objetivo é descobrir a variação de entalpia (ΔH) na formação do monóxido de carbono. Para isso, contamos com duas equações já conhecidas: a formação do dióxido de carbono e a combustão do monóxido de carbono.

Imagine que as equações termoquímicas são peças de um quebra-cabeça: podemos dividi-las, multiplicá-las ou até invertê-las, e isso mudará também o valor de ΔH — essa é a essência da Lei de Hess.

Então, antes de começar a “montagem”, vamos identificar nas equações dadas, quais substâncias aparecem na reação-alvo(problema), em que quantidade e onde elas estão — reagentes ou produtos. Com esse mapa em mãos, ajustamos cada equação (multiplicando, invertendo ou somando) até que todas as peças se encaixem, revelando o ΔH da formação do monóxido de carbono de maneira clara e direta.

Prontos para encaixar as peças? Vamos em frente!

• A equação problema é: C (grafite) + ½ O₂(g) → CO(g) ; ΔH=?
• Na equação 1, o carbono (grafite) e o oxigênio já estão no mesmo lado(reagentes) que na reação que a gente quer. Então, mantemos assim mesmo:

 C(grafite)+O₂(g)→CO₂(g)ΔH=−393,5 kJ

• Na equação 2, o CO tá no lado errado (como reagente), então a gente inverte a equação e troca o sinal do ΔH pra ficar certinho:

CO₂(g) → CO(g)+ ½ O₂(g); ΔH= +283,0 kJ  

• É só somar as duas: CO₂ e O₂ que aparecem de um lado e do outro se anulam, sobrando só a formação do CO. Aí sai na boa o ΔH total da formação do monóxido de carbono.

C(grafite)+O₂(g)→CO₂(g)ΔH=−393,5 kJ

CO₂(g) → CO(g)+ ½ O₂(g); ΔH= +283,0 kJ  

C (grafite) + ½ O₂(g) → CO(g) ΔH= −393,5+283,0=−110,5 kJ

Resultado: =−110,5 kJ

• Pronto! Assim, de um jeito bem mais tranquilo e sem complicação, a gente aplica a Lei de Hess e descobre o ΔH do CO.

E tudo isso não é só pra passar no Enem, viu? A Lei de Hess e a termoquímica estão presentes na indústria, na produção de combustíveis, no metabolismo, até no cálculo de calorias dos alimentos!

Na indústria química, por exemplo, ela ajuda a planejar reações mais eficientes, com menor gasto energético. E no nosso corpo, o processo de combustão dos alimentos segue o mesmo raciocínio: entalpia de combustão! Até nos plásticos biodegradáveis entra termoquímica — na hora de comparar a energia gasta e liberada em sua decomposição. Tudo gira em torno da energia!

Antes de encerrar, bora responder rapidinho algumas dúvidas comuns que os ouvintes podem ter?

1.Entalpia é a mesma coisa que calor?

Não. Calor é energia em trânsito; entalpia é o conteúdo energético total de um sistema.

 2.Toda reação exotérmica é espontânea?

Não! Espontaneidade envolve também a entropia e a energia livre de Gibbs.

 3.A Lei de Hess funciona com qualquer reação?

Sim, desde que a gente tenha os dados corretos e as equações balanceadas!

E aí, curtiram esse mergulho na energia das reações? Esperamos que agora a termoquímica esteja um pouco menos misteriosa — e muito mais interessante!

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