quimica geral_aula_4

Prévia do material em texto

QUÍMICA GERAL 
AULA 4 (QUATRO) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROF. EDUARDO MORAES ARAUJO 
 
 
2 
 
CONVERSA INICIAL 
A termoquímica estuda a relação da energia em reações Químicas. 
Nessas aulas trataremos dos assuntos dos tipos de reações termoquímicas, que 
podem ser de dois tipos, denominadas de reações endotérmicas ou exotérmicas. 
Além dessas definições, será abordado algumas técnicas de cálculo 
dessa energia, que é denominada de variação de entalpia, representada por ∆H 
e também uma análise gráfica sobre o assunto. 
 
TEMA 1 – CONCEITOS INICIAIS DA TERMOQUÍMICA 
A termoquímica é o ramo da química que estuda a absorção ou liberação 
de energia (ou calor) de uma reação química. 
Existem dois tipos de reações termoquímicas, denominadas de reações 
endotérmicas ou exotérmicas. 
 
1.1 Conceitos básicos 
Para a melhor compreensão, iniciaremos o tópico com alguns conceitos 
básicos muito utilizados na termoquímica que são: 
• Entalpia: Quantidade de calor envolvida em uma reação. 
• Vizinhança: porção do universo que está além da fronteira. 
• Sistema: porção do universo ao qual é o objeto de estudo. 
• Fronteira: delimita o sistema da vizinhança. 
Para facilitar, analise a figura 1 que demonstra de forma mais visual esses 
termos. 
 
Figura 1-Demosntração dos termos utilizados em termoquímica 
 
ID do vetor stock livre de direitos: 1569739312 
https://www.shutterstock.com/pt/vectors
 
 
3 
 
Na imagem é possível identificar que o sistema seria a reação 
propriamente dita, ou seja, o objeto de estudo, a fronteira seria a parede do 
recipiente, que delimita as partes internas e externas e a vizinhança seria a parte 
externa do recipiente. 
A quantidade total de calor absorvida ou liberada por uma determinada 
reação, dependendo de seu tipo, é denominada de variação de entalpia (∆H), e 
pode ser calculada pela simples subtração da entalpia total dos produtos pela 
entalpia total dos reagentes pela seguinte expressão: 
 
 
 
1.2 Reações endotérmicas 
As reações endotérmicas são as que absorvem calor do ambiente (ou da 
vizinhança), sendo então que a reação aumentará a temperatura (esquentará), 
e a vizinhança esfriará, como demonstra na figura 2. 
 
Figura 2- Reação do tipo endotérmica 
 
ID do vetor stock livre de direitos: 1127542745 
 
 Alguns exemplos desse tipo de reação seriam a fotossíntese, que absorve 
anergia proveniente do sol, fusão (derretimento) do gelo ou ebulição da água, 
entre outras. 
Nessa reação a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes, 
resultando então em uma variação de entalpia positiva (∆H=+calor). 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 – 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
 
[Barras laterais são excelentes 
para chamar a atenção para 
pontos importantes do seu texto 
ou adicionar mais informações 
para referência rápida, como um 
cronograma. 
Elas geralmente são 
posicionadas à esquerda, à 
direita, acima ou abaixo da 
página. Mas você pode arrastá-
las facilmente para qualquer 
posição que preferir. 
Quando estiver pronto para 
adicionar conteúdo, basta clicar 
aqui e começar a digitar.] 
https://www.shutterstock.com/pt/vectors
 
 
4 
1.3 Reações exotérmicas 
As reações exotérmicas são as que liberam para o ambiente (ou para a 
vizinhança), sendo então que a reação diminuirá a temperatura (esfriará), e a 
vizinhança esquentará, como demonstra na figura 3. 
 
Figura 3- Reação do tipo exotérmica 
 
ID do vetor stock livre de direitos: 1127542745 
 
Alguns exemplos desse tipo de reação seriam reações de combustão em 
geral, a respiração, solidificação da água, condensação do vapor de água, entre 
outros diversos exemplos. 
Nessa reação a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes, 
resultando então em uma variação de entalpia negativa (∆H=-calor). 
 
TEMA 2 – GRÁFICOS TERMOQUÍMICOS 
Os gráficos termoquímicos podem ser estruturados de duas formas, 
sendo um denominado completo e outro simplificado, podendo ser utilizados os 
dois, dependendo do objetivo que se tenha de análise. 
 
2.1 Gráficos completos da termoquímica 
 Os gráficos termoquímicos completos demonstram a variação de entalpia 
(∆H), a entalpia dos produtos (Hprod) a entalpia dos reagentes (Hreag), a 
energia de ativação (Eat) que seria a energia mínima para que a reação ocorra 
e o complexo ativado (CA) (figura 4) que seria o intermediário entre os reagentes 
https://www.shutterstock.com/pt/vectors
 
 
5 
e o produto final de uma reação qualquer, momento em que as ligações novas 
começam a ser formada e as iniciais ainda não se romperam. 
 
Figura 4-Demonstração de uma reação com formação do complexo ativado 
 
Fonte: Eduardo Moraes Araujo, 2020 
 
 No complexo ativado, as novas ligações são formadas e caso tenha a 
energia mínima (energia de ativação) e a geometria favorável, as ligações iniciais 
são rompidas, formando o produto da reação. 
 Após compreendido essa etapa, podemos analisar os gráficos que 
demonstram as reações endotérmicas (figura 5) e exotérmicas (figura 6). 
 
Figura 5-Gráfico completo de uma reação endotérmica 
 
Fonte: Eduardo Moraes Araujo, 2020 
 
 
 
6 
Nesse gráfico devemos notar que a seta que representa o ∆H (variação 
de entalpia), que sempre apontará para os produtos, está com a direção 
apontando para cima, ou seja, a entalpia dos produtos é maior que a dos 
reagentes, dando um valor positivo de ∆H, confirmando que realmente se trata 
de uma reação endotérmica. 
Figura 6- Gráfico completo de uma reação exotérmica 
 
Fonte: Eduardo Moraes Araujo, 2020 
 
Nesse gráfico devemos notar que a seta que representa o ∆H (variação 
de entalpia), que sempre apontará para os produtos, está com a direção 
apontando para baixo, ou seja, a entalpia dos produtos é menor que a dos 
reagentes, dando um valor negativo de ∆H, confirmando que realmente se trata 
de uma reação exotérmica. 
 
2.2 Gráficos simplificados da termoquímica 
Uma forma de simplifica os gráficos, seria suprimir as informações de 
complexo ativado e de energia de ionização, indicando somente a variação de 
entalpia, sendo que o objetivo desse tipo de gráfico seria exclusivamente analisar 
o tipo de reação, conforme demonstra a figura 7, para reações endotérmicas e 
reações exotérmicas. 
 
 
 
 
 
7 
Figura 7- Gráfico simplificado de reação endotérmica e exotérmicas 
 
Fonte: Eduardo Moraes Araujo, 2020 
 
Deve-se ter em mente que, como já dito anteriormente, a seta 
representativa do ∆H sempre terá direção apontada para os produtos, sendo 
esse um detalhe importante para analisar esses gráficos simplificados, pois a 
seta para cima, representa que a entalpia do produto é maior, sendo uma reação 
endotérmica e seta para baixo, a entalpia do produto é menor, sendo uma reação 
exotérmica. 
 
TEMA 3 – CÁLCULO DE CALOR PELA LEI DE HESS 
A lei de Hess determina que a variação de entalpia de uma reação 
depende exclusivamente das entalpias iniciais (ou seja, a dos reagentes) e das 
entalpias finais (ou seja, a dos produtos), independente das etapas 
intermediárias. 
Para facilitar, imagine uma reação genérica: A C 
Mas para essa reação ocorrer, é exigido as duas etapas a seguir: 
A B (etapa 1) 
B C (etapa 2) 
Se somarmos as etapas 1 e a 2, teremos a reação de interesse, como 
mostrado a seguir. 
 A B 
 B C 
 A C 
 
 
8 
Então a reação final, pode ser escrita pela somatória das reações 
intermediárias, que é exatamente o princípio da lei de Hess. 
Para utilização da lei de Hess, podemos fazer algumas alterações nas 
reações intermediárias (que são denominadas de semirreações) para que a 
soma delas resulte na reação final (denominada de equação global). 
Nas semirreações é possível fazer a multiplicação ou divisão por um 
fator, para igualar as proporçõesou ainda inverter a reação, para deixar uma 
determinada substância do mesmo lado que na equação global. 
Vejamos um exemplo: 
Calcule a variação de entalpia da reação: 
C (graf) + 2H2(g) CH4(g) 
Considerando as reações com ∆H conhecidos a seguir: 
I- C (graf) + O2(g) CO2(g) ∆H=-94 KJ/mol 
II- H2(g) + ½ O2 (g) H2O (l) ∆H=-68 KJ/mol 
III- CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 + 2 H2O(l) (g) ∆H=- 213 KJ/mol 
 
Para iniciar é necessário escolher uma substância da equação global e 
ver em qual das semirreações essa se encontra para analisar o que será preciso 
fazer, se multiplica ou divide e ainda se inverte a semirreação. 
Não existe a regra de qual escolher, pode ser qualquer substância da 
equação global. Para esse exemplo, vamos iniciar escolhendo o C(graf). 
Veja que o escolhido está na primeira semirreação, então é nessa que 
iremos mexer primeiro, conforme a ordem das etapas a seguir: 
 
1º verificar o lado da substância escolhido 
Veja que na equação global o C(graf) está do lado dos reagentes, então 
se na semirreação estiver no do esmo lado, manteremos a semirreação sem 
inverter, mas se tiver em lados opostos (ou seja, no produto) deverá ser invertida. 
No caso do exemplo, o C(graf) está nos reagentes em ambas as reações, na 
global e na semirreação, então não iremos alterar nada, pois já está certo. 
 
2º - Verificar a quantidade 
Ainda em relação ao C(graf) deverá ser analisado a quantidade (pelo 
balanceamento). Se tiver em quantidades diferentes, da reação global e da 
 
 
9 
semirreação, deverá ser atribuído um fator de multiplicação ou de divisão na 
semirreação para igualar a proporção com a equação global. 
Como no exemplo, o C(graf) está com balanceamento igual em ambas as 
equações analisadas, não deverá ser feito nada. 
Então, em resumo, a semirreação I deverá ser mantida do mesmo lado 
(sem inversão) e não deverá multiplicar e nem dividir, ou seja, basta copiá-la. 
I-C (graf) + O2(g) CO2(g) ∆H=-94 KJ/mol 
 
Agora devemos escolher outra substância, que apareça na global e em 
alguma semirreação. Vamos agora focar no H2. 
Veja que na equação global está nos reagentes, e na semirreação 
também, então não será necessário nenhuma inversão, pois estão do mesmo 
lado. Em relação a quantidade, a da global está com o balanceamento 2, e a 
semirreação com 1, então nesse caso, deveremos multiplicar a semirreação 
(inteira) por 2, para igualar as proporções, ficando da seguinte forma: 
II- 2H2(g) + 1O2 (g) 2H2O (l) ∆H=-136 KJ/mol 
 
E para finalizar as substâncias da equação global, chegou a vez de 
escolhermos o CH4(g). Perceba que na equação global essa substância está 
como produto, e na semirreação está como reagente, ou seja, em lados opostos, 
então nesse caso, a semirreação deverá ser invertida. 
Como a quantidade está igual, não deverá ser multiplicado e nem dividido 
por nenhum fator. Então a semirreação fica: 
III- CO2 (g) CH4 (g) + 2 O2 (g) ∆H=+ 213 KJ/mol 
Perceba que o sinal da variação de entalpia nessa última também foi 
invertido. 
Agora que já foi feita todas as alterações necessárias em todas as semirreações, 
vamos copiar uma embaixo da outra da forma que ficaram e somá-las. 
 
C (graf) + O2(g) CO2(g) ∆H=-94 KJ/mol 
2H2(g) + 1O2 (g) 2H2O (l) ∆H=-136 KJ/mol 
CO2 (g)+ 2H2O(l) CH4 (g) + 2 O2 (g) ∆H=+ 213 KJ/mol 
 
 
 
10 
O quadro 1 a seguir indica a quantidade de substâncias que teremos no 
total nos reagentes e nos produtos, após a soma. 
 
Quadro 1- substâncias encontradas nos reagentes e nos produtos 
REAGENTES PRODUTOS 
C (graf) 
2H2(g) 
O2(g) e 1O2 = total de 2 O2 2 O2 (g) 
CO2 (g) CO2(g) 
2H2O (l) 2H2O (l) 
 CH4 (g) 
 
Após fazer o levantamento das quantidades, caso alguma substância 
apareça nos reagentes e nos produtos, deverá ser realizado uma subtração, para 
analisar se sobre algo ou não, conforme mostrado no quadro 2. 
 
Quadro 2 -Relação da quantidade de substâncias que sobram após análise 
REAGENTES PRODUTOS QUANTIDADE QUE SOBRA 
1C (graf) 0 (zero) Sobra 1 CH4 no reagente 
2H2(g) 0 (zero) Sobra 2 H2 no reagente 
2 O2 2 O2 (g) 2 – 2 =0 (não sobra nenhum O2) 
1CO2 (g) 1CO2(g) 1-1 = 0 (Não sobra nenhum CO2) 
2H2O (l) 2H2O (l) 2-2 = 0 (não sobra nenhuma H2O) 
0 (zero) CH4 (g) 1-0 = 1 (sobre 1 CH4 (g) no produto) 
 
Considerando o que sobrou nos produtos e nos reagentes, montamos a 
reação: 1C (graf) + 2H2(g) CH4(g) 
Veja que é exatamente a reação global descrita no enunciado, então para 
calcular a variação de entalpia, basta somar os ∆H de todas as semirreações 
que foram alteradas, conforme quadro 3. 
 
 
 
 
 
 
11 
Quadro 3 – Demonstração das semirreações e da global com seus respectivos 
valores de variação de entalpia 
semirreações 
C (graf) + O2(g) CO2(g) ∆H=-94 KJ/mol 
2H2(g) + 1O2 (g) 2H2O (l) ∆H=-136 KJ/mol 
CO2 (g)+ 2H2O(l) CH4 (g) + 2 O2 (g) ∆H=+ 213 KJ/mol 
Reação global 
1C (graf) + 2H2(g) CH4(g). (-94-136+213) 
∆H=-17 KJ/mol 
 
 
TEMA 4 –CÁLCULO DE CALOR POR ENERGIA DE LIGAÇÃO 
Quando nos ingerimos algum alimento, esse libera uma certa quantidade 
de energia para o funcionamento de nosso organismo, uma substância bem 
importante são os açucares. Existem vários tipos de açúcar, entre eles a glicose, 
cuja fórmula estrutural está mostrada na figura 7, sendo que a terminação OSE 
indica um açúcar, como glicose, maltose, frutose etc. 
 
Figura 7-Fórmula estrutural da glicose 
 
Fonte: Eduardo Moraes Araujo, 2020 
 
Para o cálculo de energia deve seguir os passos: 
1º montar a reação, devidamente balanceada, que representa a combustão da 
glicose no nosso organismo 
C6H12O6 + 6O2 6 CO2 + 6H2O 
https://www.google.com.br/url?sa=i&url=https%3A%2F%2Fpt.wikipedia.org%2Fwiki%2FGlicose&psig=AOvVaw2t3T_WMoztChPcU0LgI6wp&ust=1590832960032000&source=images&cd=vfe&ved=0CAIQjRxqFwoTCKjbod7o2OkCFQAAAAAdAAAAABAO
 
 
12 
 
2º analisar a quantidade de ligações que existe em cada um dos constituintes 
Na glicose: 
5 ligações C-C 5 ligações C-O 
7 ligações C-H 5 ligações O-H 
1 ligação C=O 
Com as energias de ligação mostradas no quadro 4, basta multiplicar a 
quantidade de ligações levantadas pela fórmula estrutural. 
 
Quadro 4-Valores de energia de ligação 
LIGAÇÃO ENERGIA DE LIGAÇÃO (KJ.mol-1) 
C-H 413 
C-O 357,4 
C=O 744 
C-C 348 
O-H 462 
O=O 498 
 
Então para a glicose ficaria: 
5 ligações C-C (5x348)=1740 5 ligações C-O (5x357,4)=1787 
7 ligações C-H (7x413)=2891 5 ligações O-H (5x462)=2310 
1 ligação C=O (1x744)=744 
 
Somando e multiplicando pelo valor do balanceamento (que é 1 para a 
glicose) da reação, teremos a energia total da glicose: 
 
1740+2891+744+1787+2310=9472x1=7472 KJ.mol-1. 
 
Fazendo os mesmos cálculos para todos os constituintes da reação, 
encontramos os seguintes valores, conforme mostrado no quadro 5. 
 
 
 
 
 
 
 
13 
Quadro 5-Valores calculados para energia para cada substância da reação de 
combustão da glicose 
REAGENTES PRODUTOS 
GLICOSE OXIGÊNIO GÁS 
CARBÔNICO 
ÁGUA 
Balanceamento = 1 Balanceamento =6 Balanceamento =6 Balanceamento =6 
 O=O 
1 ligação O=O 
O=C=O 
(2 ligações C=O) 
H-O-H 
(2 ligações O-H) 
7472 6.(1.498) = 2988 6.(2.744) = 8928 6.(2.462) =5544 
Fonte: Eduardo Moraes Araujo, 2020 
 
 Utilizando a expressão: ∆𝐻 = ∑𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 − ∑𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 
Na qual ∑H seria a somatória das energias dos reagentes e dos produtos e ∆H 
a energia total liberada ou absorvida (se esse valor for negativo significa que a 
energia está sendo liberada e se for positivo, está sendo absorvida). 
∆𝐻 = (7472 + 2988) − (8928 + 5544) 
∆𝐻 = −4012 𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 𝑞𝑢𝑒𝑖𝑚𝑎𝑑𝑎 
 
TEMA 5 –CÁLCULO DE CALOR POR ENERGIA DE FORMAÇÃO 
A energia de formação, como o nome já sugere, é a quantidade de energia 
absorvida (reações endotérmicas) ou liberadas (reações exotérmicas) naformação de substâncias compostas a partir de substâncias simples. 
 
5.1 Substâncias simples e compostas 
As substâncias simples são formadas por apenas um tipo de elemento em 
seu estado mais estável, que seria quando a entalpia padrão de 1 mol é igual a 
zero, como pode ser visualizado no quadro 6. 
Quadro 6 – Entalpias padrão de algumas substâncias 
SUBSTÂNCIAS VALOR DA ENTALPIA (H) PADRÃO ESTADO PADRÃO 
O2(g) =0 Estável 
O3(g) ≠0 instável 
C (graf) =0 Estável 
C (diamante) ≠0 instável 
Fonte: Eduardo Moraes Araujo, 2020 
 
 
 
14 
As entalpias padrão do oxigênio gasoso (O2) e do carbono grafite (C graf) 
são iguais a zero, sendo então substâncias simples (que são constituídas de 
apenas um elemento) no estado alotrópico mais estável. 
Já o ozônio (O3) e o carbono diamante, tem valores de entalpia padrão 
diferentes de zero, ou seja, são os estados mais instáveis de suas formas 
alotrópicas. 
Então pode-se definir substâncias simples como as que são formadas por 
apenas um elemento na sua estrutura em seu estado alotrópico mais estável, ou 
seja, com valores de entalpia padrão igual a zero. 
A reação de formação de formação da água é: 
 
H2(g) + O2(g) H2O (l) ∆H= -286 KJ.mol-1 
 
As substâncias compostas são as que possuem mais do que um elemento 
em sua estrutura e tem valores de entalpia padrão diferente de zero. 
Exemplo de utilização: 
 
(PUC-MG) Sendo o ΔH de formação do óxido de cobre II igual a –37,6 kcal/mol 
e o ΔH de formação do óxido de cobre I igual a –40,4 kcal/mol, o ΔH da reação: 
Cu2O(s) + 1/2 O2(g) → 2 CuO(s) 
será: 
a) –34,8 kcal. 
b) –115,6 kcal 
c) –5,6 kcal. 
d) +115,6 kcal. 
e) +34,8 kcal. 
 
 
 
5.2 Outras formas de calor 
 Outra forma de energia seria o calor de combustão. A combustão é 
identificada quando há o oxigênio gasoso nos reagentes, podendo ser 
classificada como combustão completa ou incompleta. 
Cu2O(s) + 1/2 O2(g) → 2 CuO(s) 
-40,4 zero -37,6 
∑Hreag= -40,4+0 = -40,4 Kcal 
∑Hprod = 2.(-37,6) = -75,2 Kcal 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑 − 𝐻 𝑟𝑒𝑎𝑔 
∆𝐻 = −75,2 − (−40,4) 
∆𝐻 = − 34,8 𝐾𝑐𝑎𝑙 
 
 
 
 
 
 
15 
 A combustão da gasolina (considerando o octano somente) tem valor de 
entalpia de combustão igual a -5400 KJ/mol e do etanol tem valor igual a -1400 
KJ/mol. Se 60g de cada combustível fossem queimados no tanque de 
combustível de um automóvel, calcule a quantidade de energia que seria 
liberado para que o carro funcionasse, considerando que fossem utilizados um 
de cada vez. 
C8H8 + 25/2 O2 8CO2 + 9H2O ∆H= -5400 KJ/mol 
Cálculo dos mols de 60g de gasolina (𝑚𝑜𝑙𝑠 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎/𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟) 
𝑚𝑜𝑙𝑠 = 60/104 
𝑚𝑜𝑙𝑠 ≈ 0,6 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑔𝑎𝑠𝑜𝑙𝑖𝑛𝑎 
Montando a estequiometria 
1 mol de gasolina--------------------∆H= -5400 KJ/mol 
1 mol--------------------------------------5400 KJ 
0,6 mol-----------------------------------∆H 
∆H= - 3240 KJ de energia liberada na queima de 60 g de gasolina 
 
C2H5OH + 3 O2 2CO2 + 3H2O ∆H= -1400 KJ/mol 
Cálculo dos mols de 60g de etanol (𝑚𝑜𝑙𝑠 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎/𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟) 
𝑚𝑜𝑙𝑠 = 60/46 
𝑚𝑜𝑙𝑠 ≈ 1,3 𝑚𝑜𝑙𝑠 
Montando a estequiometria 
1 mol de etanol-------------------∆H= -1400 KJ/mol 
1 mol--------------------------------------1400 KJ 
1,3 mol-----------------------------------∆H 
∆H= - 1820 KJ de energia liberada na queima de 60 g de etanol. 
 
5.3 Outras formas de calor 
 
O calorímetro (figura 8) é um aparelho, como o próprio nome já mostra, 
que mede a quantidade de calor liberado na queima de alguma substância. 
 
 
 
 
 
 
 
16 
Figura 8-Calorimetro 
 
 
O funcionamento, de forma simplificada seria, mensurar através da 
queima (pode ser combustão propriamente dita ou pela passagem de uma 
corrente elétrica) de uma substância. Na reação de combustão, há a liberação 
de calor, e essa liberação aquece o líquido do calorímetro (geralmente água). 
Com a variação de temperatura é possível determinar a quantidade de calor 
liberada pela combustão da substância, com a utilização da seguinte fórmula: 
𝑄 = 𝑚. 𝑐. ∆𝑡 
Na qual Q=quantidade de calor (ou calor sensível) (cal ou J); m=massa (g 
ou Kg); c= calor específico (cal/g.°C ou J/Kg.K) ∆t=variação de temperatura (°C 
ou K) 
Deve-se considerar o sistema fechado, ou seja, não há troca de calor 
entre o calorímetro e o meio externo. Matematicamente podemos escrever da 
seguinte forma: 𝑄á𝑔𝑢𝑎 + 𝑄𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 = 0 
Veja um exemplo: 
Uma reação química fez a temperatura de 20 g de água contidos 
em um calorímetro variar de 20ºC para 80ºC. Sabendo que o calor 
específico da água é igual a 1,0 cal g-1 ºC-1, quantas calorias foram 
fornecidas por essa reação? 
𝑄 = 20.1. (80 − 20) 
𝑄 = 1200 𝑐𝑎𝑙 
Ou 
 1cal--------------------------4,18J 
1200 cal-----------------------Q 
𝑄 = 5016 𝐽 
 
 
17 
Na prática 
Agora é sua vez, resolva os exercícios a seguir. 
1. (UNI-RIO) Os romanos utilizavam CaO como argamassa nas construções 
rochosas. O CaO era misturado com água, produzindo Ca(OH)2, que reagia 
lentamente com o CO2‚ atmosférico, dando calcário: 
Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(g) 
 
A partir dos dados da tabela anterior, a variação de entalpia da reação, em 
kJ/mol, será igual a: 
a)138,2 b) - 69,1 c)-2828,3 d)+ 69,1 e)-220,8 
 
2. Considere a seguinte reação de formação do benzeno a partir do carbono 
grafite com o gás hidrogênio. 
6 C(grafite) + 3 H2(g) → C6H6(l) ΔH0formação= + 83 kJ/mol 
Determine a entalpia do benzeno (C6H6): 
a) zero. b) 83 kJ/mol. c) 112 kJ/mol. d) 166 kJ/mol. 
e) 498 kJ/mol. 
 
3. (Mackenzie-SP) O gás propano é um dos integrantes do GLP (gás liquefeito 
de petróleo) e, dessa forma, é um gás altamente inflamável. Abaixo está 
representada a equação química de combustão completa do gás propano. 
Na tabela, são fornecidos os valores das energias de ligação, todos nas mesmas 
condições de pressão e temperatura da combustão. 
 
 
 
18 
Assim, a variação de entalpia da reação de combustão de um mol de gás 
propano é igual a 
a) – 1670 kJ. b) – 6490 kJ. c) + 1670 kJ. d) – 4160 kJ. 
e) + 4160 kJ. 
 
4. (FGV-SP) Em um conversor catalítico, usado em veículos automotores em 
seu cano de escape para redução da poluição atmosférica, ocorrem várias 
reações químicas, sendo que uma das mais importantes é: 
1 CO(g) + ½ O2(g) → 1 CO2(g) 
Sabendo-se que as entalpias das reações citadas abaixo são: 
C(grafita) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H1 = -26,4 kcal 
C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -94,1 kcal 
Pode-se afirmar que a reação inicial é: 
a) exotérmica e absorve 67,7 kcal/mol. 
b) exotérmica e libera 120,5 kcal/mol. 
c) exotérmica e libera 67,7 kcal/mol. 
d) endotérmica e absorve 120,5 kcal/mol. 
e) endotérmica e absorve 67,7 kcal/mol. 
 
FINALIZANDO 
Analisando a figura a seguir, é possível verificar um resumo dos tópicos 
teóricos abordados na aula. 
 
Fonte: Eduardo Moraes Araujo, 2020 
 
 
19 
REFERÊNCIAS 
DURAN, José E.R. Biofísica: Conceitos e aplicações, 2°ed. São Paulo – SP. 
Ed.Pearson Prentice Hall, 2011. 
 
DURAN, José E.R. Biofísica: Conceitos e aplicações, São Paulo – SP. 
Ed.Pearson Prentice Hall, 2003. 
 
OLIVEIRA, Jarbas R. et all. Biofísica para Ciências Biomédicas, 4°ed. Porto 
Alegre – RS. Ed. EdipucRS, 2016. 
 
SGUAZZARDI, Monica M.M.U.. Biofísica, São Paulo –SP. Ed. Pearson 
Education do Brasil, 2016. 
 
KHANACADEMY. Fluxo de energia e produtividade primária. Disponível em 
: https://pt.khanacademy.org/science/biology/ecology/intro-to-
ecosystems/a/energy-flow-primary-productivity, acesso em 29 de maio de 2020. 
https://pt.khanacademy.org/science/biology/ecology/intro-to-ecosystems/a/energy-flow-primary-productivity
https://pt.khanacademy.org/science/biology/ecology/intro-to-ecosystems/a/energy-flow-primary-productivity