POLÍCIA FEDERAL
PAPILOSCOPISTA
QUÍMICA
Conteúdo Programático
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
Classificação dos Materiais
Técnicas de Separação
Tabela Periódica e a Química dos Elementos
O Mol
Ligações Químicas
Funções Químicas
Gases
Propriedades dos Sólidos
Soluções e Propriedades Coligativas
Estequiometria
Reações de Óxido-Redução
Cinética Química
Equilíbrio Químico
Eletroquímica
15. Colóides
16. Radioatividade
Aula 1
Classificação dos Materiais
Grécia Antiga  Demócrito (400 a.C.)

Toda matéria é formada por pequenas partículas (átomos).
(do grego atomo = indivisível)

Explicações meramente especulativas do que era observado a respeito dos átomos.

Os átomos de Demócrito deveriam atender às seguintes condições:



constituir toda e qualquer matéria;
átomos qualitativamente iguais, diferindo apenas na forma, no tamanho e na massa.
Epicuro (341 a.C. – 270 a.C.) complementou essas ideias, ao sugerir que haveria um limite para
o tamanho dos átomos.
Elementos Químicos
Definição: Conjunto de átomos qualitativamente iguais.
•
•
•
Os elementos químicos raramente ocorrem na forma isolada.
Por aparecerem combinados entre si, dão origem à diversidade de matéria existente.
As combinações podem ser :
• naturais  dependem de leis naturais; ou
• artificiais  condições criadas em laboratórios.
•
São conhecidos, atualmente, 93 tipos de elementos naturais e pouco mais de 20 tipos de
elementos artificiais.
Joseph-Louis Proust, 1799  “Lei das Proporções Invariáveis”:
•
Proust publica um artigo no qual expõe que o óxido de marcúrio, tanto o produzido em laboratório
como o proveniente das minas do Peru, tinha a mesma composição em massa, o que o
caracterizava como uma substância.
John Dalton, 1803  “Teoria Atômica”
•
•
Todos os tipos de matéria são formados por átomos.
Os átomos de um mesmo elemento têm massas iguais.
Agregados Atômicos e Moléculas
•
•
•
Sob condições normais, os átomos encontram-se associados em agregados ou aglomerados
quaisquer, desde dois átomos até números muito grandes, incontáveis.
Quando o aglomerado é pequeno e firmemente mantido, é denominado MOLÉCULA.
A molécula age como uma partícula composta, única.
Exemplos de moléculas:
H2O  2 átomos de hidrogênio (H) e um de oxigênio (O);
H2SO4  2 átomos de hidrogênio (H), 1 de enxofre (S) e 4 de oxigênio (O);
Mg(OH)2  1 átomo de magnésio (Mg), 2 átomos de oxigênio (O) e 2 átomos de hidrogênio (H);
Fe3C  3 átomos de ferro e 1 de carbono.
Ex: Quantos átomos estão presentes no composto Al2(SO4)3 ?
R: 2 de Al + 3x1 de S + 4x3 de O  17 átomos.
MATÉRIA
Substâncias Puras
(Substâncias)
Substâncias
Simples
(Elementos)
Substâncias
Compostas
(Compostos)
Misturas
Soluções (Misturas
Homogêneas)
Misturas
Heterogêneas
• Matéria
Definição: É tudo aquilo que possui massa e ocupa lugar no espaço.
• Substância Pura
Definição: Substância pura (ou, simplesmente, substância) é uma substância única, não
contaminada. Ex: água, gás oxigênio, ácido clorídrico.
• Mistura
Definição: É uma combinação ou conjunto de duas ou mais substâncias puras.
Ex: granito, água salgada, água com álcool, ar.
• Substâncias Simples
Definição: São aquelas constituídas de átomos quimicamente iguais.
Ex: hélio, flúor, fósforo, enxofre.
• Substâncias Compostas
Definição: São aquelas constituídas por dois ou mais átomos quimicamente diferentes.
Ex: ácido sulfúrico, brometo de prata, bicarbonato de sódio.
• Misturas  Conceito de Fase
Fase: É um aspecto macroscopicamente homogêneo de um sistema.
Dependendo do sistema a ser estudado, uma fase pode ser identificada como:
a) estado físico da matéria (ex: água e gelo); ou
b) distinção dos vários compostos em uma mistura química. (ex: água e azeite).
Exemplos de misturas
água

água salgada

fase: solução de sal e água
água e areia

fases: água e areia
água e óleo

fases: água e óleo
água, óleo e gelo 
fase: água
fases: água líquida, óleo e gelo
água gaseificada e gelo

fases: água, gelo, dióxido de carbono
óleo, gelo, água salgada e granito  fases: óleo, gelo, solução de sal em água,
quartzo, mica, feldspato
Misturas Homogêneas: possuem uma só fase.
Misturas Heterogêneas: possuem mais de uma fase.
Observações:
1)
2)
Toda mistura de sólidos é heterogênea.
Toda mistura de gases é homogênea.
•
Como distinguir uma solução (mistura homogênea) de uma substância pura ?
a) Uma solução pode ser separada, em seus constituintes, por meios físicos, enquanto que uma
substância pura não pode.
b) A composição de uma solução é variável, enquanto a da substância pura é fixa.
c) Quando uma mistura homogênea é fervida (ebulição), normalmente a temperatura sobe
conforme ocorre uma mudança de estado físico, o que não acontece com as substâncias
puras, para as quais se verifica uma temperatura constante (existem raras exceções para
isso).
• Energia
Definição: É a habilidade ou a capacidade de realizar trabalho.
Na Física, diz-se que trabalho é realizado quando um objeto é deslocado contra uma força oponente.
•
Tipos de Energia:
 mecânica, elétrica, térmica, acústica, nuclear, …
•
Energia Mecânica  Divide-se em:
• Energia Cinética – energia de movimento; e
• Energia Potencial – energia de posição.
• Estados Físicos da Matéria
•
•
•
Sólido;
Líquido; e
Gasoso.
•
Estado Sólido
•
A matéria apresenta forma e volume constantes.
Ex: um cinzeiro em cima de uma mesa terá sempre a mesma forma.
•
As moléculas que constituem o corpo estão sujeitas a forças de atração, também
conhecidas como forças de coesão.
•
As forças de coesão são grandes, o que faz com que as moléculas permaneçam próximas
umas das outras, ou seja, as moléculas se movimentam pouco.
•
Baixíssima energia cinética das moléculas e alta energia potencial.
•
Estado Líquido
•
A matéria mantém seu volume constante, mas sempre toma a forma do recipiente que a
contém.
•
As moléculas ficam mais distantes umas das outras, o que faz com que a força de coesão
seja bem menor do que no estado sólido.
•
Alta energia cinética e baixa energia potencial.
•
Estado Gasoso
•
A matéria não apresenta nem forma e nem volume constantes.
•
A distância entre as moléculas é muito grande e as forças de atração são extremamente
baixas.
•
Moléculas com grande mobilidade. O gás tende a se espalhar pelo ambiente.
•
Altíssima energia cinética e quase nenhuma energia potencial.
•
Transformações dos Estados Físicos da Matéria
a) fusão: passagem do estado sólido para o estado líquido.
b) vaporização: passagem do estado líquido para o estado gasoso.
c) condensação: passagem do estado gasoso para o estado líquido. Também é chamada de
liquefação.
d) solidificação: passagem do estado líquido para o estado sólido.
e) sublimação: passagem direta do estado sólido para o estado de vapor e vice-versa. Às vezes,
é chamado de ressublimação.
A  sólido (gelo)
B  transição sólido-líquido
C  líquido
D  transição líquido-gás
E  gás (vapor d’água)
•
Observações sobre a vaporização:
•
Evaporação: ocorre a qualquer temperatura e se dá de maneira lenta.
Ex: cheiro de perfume, secagem de roupas no varal.
•
Ebulição: ocorre a uma certa temperatura, chamada temperatura de ebulição, própria de
cada líquido.
Ex: a água ferve a 100º C.
•
Calefação: ocorre quando o líquido entra em contato com uma superfície que se encontra a
uma temperatura bem superior à de ebulição.
a) Durante a calefação, não ocorre contato entre o líquido e a superfície aquecida.
b) A temperatura do líquido calefeito é inferior à sua temperatura de ebulição.
•
CRISTALIZAÇÃO  passagem direta do estado gasoso para o estado sólido.
TEMPERATURA DE SOLIDIFICAÇÃO = TEMPERATURA DE FUSÃO
TEMPERATURA DE VAPORIZAÇÃO = TEMPERATURA DE CONDENSAÇÃO
• ALOTROPIA
•
Quando duas ou mais substâncias simples são formadas pelo mesmo elemento químico, porém
com diferentes atomicidades ou estruturas cristalinas, são designadas substâncias alotrópicas.
•
•
•
•
Exemplos:
Cn (grafite) e Cn (diamante)  diferentes estruturas cristalinas;
O2 (oxigênio) e O3 (ozônio)  diferentes atomicidades;
Fe (CCC) e Fe (CFC).
• Definições Importantes:
•
Pressão: Força (F) atuando por unidade de superfície (A).
p= F/A
•
Volume: Espaço ocupado por certa quantidade de matéria.
Ex: espaço ocupado por um objeto.
•
Temperatura: “energia cinética média de cada grau de liberdade para cada uma das partículas de
um sistema em equilíbrio térmico.”
•
O ESTADO FÍSICO DE UMA SUBSTÂNCIA DEPENDE DAS VARIÁVEIS DE ESTADO:
PRESSÃO, VOLUME E TEMPERATURA.
•
Massa Específica: quantidade de massa por unidade de volume.
ρ = m/V
•
Densidade: relação entre a massa específica de um meio e a massa específica da água.
D = ρmeio / ρágua
•
Logo, para uma mesma substância:
ρsólido < ρlíquido < ρgás.
• Fenômenos Físicos e Fenômenos Químicos
•
Fenômenos Físicos: São aqueles que não alteram a natureza da matéria, ou seja, não alteram a
sua composição. Portanto, pode-se entender fenômeno físico como toda e qualquer transformação que não altere a constituição básica do material, sendo possível recuperá-lo por métodos
elementares.
Ex: mudança de estado físico da matéria, dissolução de açúcar em água.
•
Fenômenos Químicos: Ocorre a transformação de uma ou mais substâncias, dando origem a
nova(s) substância(s). Diz-se que ocorreu uma reação química.
Ex: ácido sulfúrico adicionado a leite de magnésia, dando sulfato de magnésio e água.
Aula 2
Técnicas de Separação I
Definição: São processos usados na obtenção dos componentes individuais de uma mistura.
SÓLIDOLÍQUIDO
MISTURA
HOMOGÊNEA
LÍQUIDOLÍQUIDO
GÁS-GÁS
PROCESSOS DE
SEPARAÇÃO
SÓLIDOSÓLIDO
MISTURA
HETEROGÊNEA
SÓLIDOLÍQUIDO
LÍQUIDOLÍQUIDO
GÁSSÓLIDO
•
MÉTODOS DE SEPARAÇÃO PARA MISTURAS HETEROGÊNEAS
a) Sólido-Sólido
1. Catação
2. Ventilação
3. Levigação
4. Separação Magnética
5. Cristalização Fracionada
6. Dissolução Fracionada
7. Peneiração
8. Fusão Fracionada
9. Sublimação
10. Flotação
11. Separação por Solução e Filtragem
12. Flutuação
1. Catação: os componentes da mistura são separados manualmente.
Ex: atividade de catar feijão.
2. Ventilação: o componente menos denso é separado por uma corrente de ar.
Ex: separação do amendoim torrado das suas cascas.
3. Levigação: o componente menos denso é separado por uma corrente de água.
Ex: separação de areia e ouro.
4. Separação Magnética (ou Imantação): aproveita as propriedades magnéticas de alguns sólidos.
Ex: separação de metais de suas impurezas.
5. Cristalização Fracionada: todos os componentes da mistura são dissolvidos em um líquido que, ao
evaporar, proporciona a cristalização separada de cada um deles.
Ex: obtenção do NaCl nas salinas.
6. Dissolução Fracionada: um dos componentes é solúvel em certo líquido e o outro, não.
Ex: separação entre sal e areia.
7. Peneiração (ou tamização): permite separar partículas sólidas de dimensões diferentes. São
usadas peneiras com diversas malhas.
Ex: os pedreiros usam esta técnica para separar a areia mais fina das pedrinhas.
8. Fusão Fracionada: separação de sólidos aproveitando-se dos seus diferentes pontos de fusão.
Consiste, portanto, em um aquecimento com controle de temperatura.
Ex: separação de misturas sólidas de estanho e chumbo; processo de obtenção do enxofre de
depósitos subterrâneos.
9. Sublimação: ocorre quando um dos sólidos se sublima (passa para a fase de vapor).
Ex: separação entre sal e iodo ou entre areia e iodo.
10. Flotação: consiste na separação de componentes por meio de um líquido e de bolhas de ar
que são injetadas dentro desse líquido. Parte das partículas adere às bolhas de ar, formando-se, assim, uma espuma.
Ex: separação mineral; extração do cobre a partir da calcopirita (CuFeS2).
11. Separação por Solução e Filtragem: utiliza um solvente seletivo, proporcionando uma separação
por solução. Quando o solvente dissolve um componente e não dissolve o outro, forma-se uma
suspensão, que pode ser removida por simples filtragem mecânica.
12. Flutuação: dois sólidos são imersos em um líquido de densidade intermediária e o sólido menos
denso flutua, separando-se do sólido mais denso.
b) Sólido – Líquido
1. Decantação
2. Centrifugação
3. Filtração Simples
4. Filtração a Vácuo
1. Decantação: o sólido se deposita no fundo do recipiente.
Ex: mistura de água e areia; água com excesso de açúcar.
2. Centrifugação: aceleração do processo de decantação através do uso de um aparelho chamado
centrífuga. Devido ao movimento de centrifugação, as partículas de maior densidade, por inércia, tendem a se depositar no fundo do recipiente.
3. Filtração Simples: a fase sólida é separada por meio de filtros de papel.
Ex: preparação do café e filtro de água.
4. Filtração a Vácuo: acelera o processo de filtração pela formação de vácuo no espaço após o filtro. Utilizada em sistemas onde a filtração simples não é muito eficiente.
c) Líquido – Líquido
1. Decantação
2. Sifonação
1. Decantação: o líquido de maior densidade flui para o fundo do recipiente.
Ex: óleo e água.
2. Sifonação: transporte de líquido de um nível mais alto para um nível mais baixo. O líquido menos
denso é transportado para outro recipiente.
d) Gás – Sólido
1. Decantação
2. Filtração
1. Decantação: faz-se passar a mistura por obstáculos dispostos em ziguezague. Dessa forma, as
partículas sólidas perdem velocidade e se depositam.
Ex: câmaras de poeira ou chicanas.
2. Filtração: a mistura passa através de um filtro, onde o sólido é retido.
Ex: aspiradores de pó.
Aula 3
Técnicas de Separação II
•
MÉTODOS DE SEPARAÇÃO PARA MISTURAS HOMOGÊNEAS
a) Sólido – Líquido
1. Evaporação
2. Destilação Simples
1. Evaporação: deixa-se o líquido evaporar até que reste somente o sólido que nele estava dissolvido.
Ex: salinas.
2. Destilação Simples: este processo é feito em aparelhagem apropriada. O líquido evapora e posteriormente é recuperado por meio de um condensador; assim, evita-se a perda do líquido.
b) Líquido – Líquido
1. Destilação Fracionada
1. Destilação Fracionada: consiste no aquecimento de uma mistura de dois líquidos miscíveis, cujos
pontos de ebulição não sejam muito próximos.
Imagem retirada de http://www.fc.unesp.br/lvq/animations.htm
c) Gás – Gás
1. Liquefação Fracionada
2. Adsorção
1. Liquefação Fracionada: tira proveito dos diferentes pontos de condensação (liquefação) dos gases
de uma mistura.
Ex: separação dos componentes do ar atmosférico em O2 e N2.
2. Adsorção: faz uso da propriedade que têm alguns materiais de reter gases em sua superfície.
Ex: carvão ativo; máscaras contra gases venenosos.
Análise Cromatográfica ou Cromatografia
•
Método relativamente recente para separação e identificação dos componentes de uma mistura.
•
Na maioria das aplicações da cromatografia, os componentes da mistura que são separados
são identificados por sua cor (cromos = cor).
•
Permite até mesmo a separação dos componentes em quantidades muito pequenas.
•
A primeira cromatografia utilizada foi em papel, mas hoje em dia existem vários tipos de cromatografia.
Imagem retirada de http://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/analise-cromatografica.htm
Exemplo Prático – Obtenção de Derivados do Petróleo
Imagem retirada de http://www.profpc.com.br/Separação_misturas.htm
Aula 4
Exercícios
 Classificação de Materiais
Técnicas de Separação
QUESTÃO 01 – A respeito da teoria atômica e dos critérios de classificação dos materiais, julgue os
Itens a seguir.
1. A quantidade de átomos presentes no sulfato de amônio – (NH4)2SO4 – é 15.
2. A ideia de divisibilidade dos átomos apareceu a partir dos estudos de Leucipo, na antiga Grécia.
3. Segundo Dalton, os átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados nem
destruídos.
4. O universo de matéria existente consiste em substâncias e misturas.
5. Chama-se solução qualquer substância simples ou composta, isenta de desdobramentos de fase.
6. Água, oxigênio, gás carbônico e diamante são exemplos de substâncias puras.
7. Ácido sulfúrico, brometo de prata e hidrogênio são exemplos de substâncias simples.
8. Um sistema composto por água e sete blocos de gelo flutuando possui, ao todo, oito fases.
9. Em qualquer condição de volume, temperatura e pressão, uma mistura é heterogênea somente se
apresentar fases que possam ser distinguidas a olho nu (macroscopicamente).
10. Se misturarmos um pouco de areia dentro de um balde contendo água, inicialmente a mistura é
homogênea e, após algum tempo, ela torna-se heterogênea.
11. Uma solução pode ser separada em seus constituintes por meios físicos, enquanto que uma
mistura não pode.
QUESTÃO 02 – Julgue os itens a seguir.
1. No estado líquido, a energia potencial das moléculas de uma substância é bem menor do que no
estado gasoso.
2. Sejam Es, El e Eg as energias cinéticas de uma substância nos estados sólido, líquido e gasoso,
respectivamente. Logo, com toda a certeza temos Es>El>Eg.
3. A passagem do estado líquido para o estado sólido chama-se liquefação e a passagem direta do
estado gasoso para o estado sólido chama-se ressublimação.
4. Em uma determinada liga Fe-Fe3C, constata-se que a estrutura cristalina do ferro se altera à
temperatura de 727,3ºC, deixando de ser cúbica de corpo centrado para se tornar cúbica de face
centrada. Isso exemplifica com perfeição duas variedades alotrópicas do elemento ferro.
5. Se a massa da atmosfera terrestre é 5,3 . 1018 kg e a área da superfície deste planeta é 5,1 . 1014
m2, então a pressão atmosférica é aproximadamente 1,0 . 104 kgf/m2.
6. São exemplos de fenômenos físicos a dissolução de sal em água, a mistura homogênea entre
água e álcool, a obtenção do óleo diesel pela destilação do petróleo e a quebra de uma cadeira.
QUESTÃO 03 – (Ag. De Fisc. Ambiental/RS – Químico/CONSULPLAN) Sobre a preparação do chá
de erva doce caseiro em casa, quais os processos envolvidos na preparação desse chá ?
a)
b)
c)
d)
e)
Evaporação e diluição.
Evaporação e decantação.
Filtração e diluição.
Filtração e decantação.
Extração e filtração.
QUESTÃO 04 – (Eletronorte – NCE/UFRJ) A cromatografia em papel se baseia em
a)
b)
c)
d)
e)
exclusão.
adsorção.
permeação.
oclusão.
troca iônica.
QUESTÃO 05 – (Metrô-SP/FCC) Analise os aparatos abaixo representados, utilizados em laboratório
químico.
As misturas que podem ser separadas pelos aparatos I, II e III são, respectivamente,
a) aço inoxidável, suspensão sólido-gás e ar.
b) salmoura, suspensão líquido-sólido e mistura água + gasolina.
c) suspensão sólido-gás, ar e salmoura.
d) mistura água + gasolina, salmoura e aço inoxidável.
e) ar, mistura água + gasolina e suspensão líquido-sólido.
QUESTÃO 06 – (ENEM-2010) Sob pressão normal (ao nível do mar), a água entra em ebulição à
temperatura de 100º C. Tendo por base essa informação, um garoto residente em uma cidade
litorânea fez a seguinte experiência:
• Colocou uma caneca metálica contendo água no fogareiro do fogão de sua casa.
• Quando a água começou a ferver, encostou cuidadosamente a extremidade mais estreita de
uma seringa de injeção, desprovida de agulha, na superfície do líquido e, erguendo o
êmbolo da seringa, aspirou certa quantidade de água para seu interior, tampando-a em
seguida.
• Verificando após alguns instantes que a água da seringa havia parado de ferver, ele ergueu
o êmbolo da seringa, constatando, intrigado, que a água voltou a ferver após um pequeno
deslocamento do êmbolo.
Considerando o procedimento anterior, a água volta a ferver porque esse deslocamento:
a)
b)
c)
d)
e)
permite a entrada de calor do ambiente externo para a seringa.
provoca, por atrito, um aquecimento da água contida na seringa.
produz um aumento de volume que aumenta o ponto de ebulição da água.
proporciona uma queda de pressão no interior da seringa que diminui o ponto de ebulição da
água.
Possibilita uma diminuição da densidade da água, o que facilita sua ebulição.
Aula 5
Tabela Periódica e a Química dos
Elementos I
I. Evolução dos Modelos Atômicos
Objetivo: Estudar a evolução do conceito de átomo desde a Teoria Atômica de Dalton até a
concepção moderna.
a)
b)
c)
d)
Modelo Atômico de Dalton
Modelo Atômico de Thomson
Modelo Atômico de Rutherford
Modelo Atômico de Bohr
 Modelo Atômico de Dalton
•
•
•
•
•
Toda matéria é composta de partículas fundamentais, átomos.
Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados nem destruídos.
Todos os átomos de um certo elemento são idênticos em todas as suas propriedades e átomos
de elementos diferentes têm propriedades diferentes.
Uma alteração química consiste em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos.
Os compostos são constituídos de átomos de elementos diferentes em proporções fixas.
O modelo de Dalton não explicava a diferença entre uma molécula e um átomo.
Próxima questão a ser respondida: “Como e do que são construídos os átomos ?”
•
Experimentos de Eletrólise
•
William Nicholson & Anton Carlisle, 1800 – Inglaterra
•
Humphrey Davy & Michael Faraday, mais tarde, estudaram intensivamente a eletrólise.
•
Faraday, 1932  Há uma relação quantitativa entre a quantidade de eletricidade usada e a
quantidade de produtos formados durante a eletrólise.
•
Faraday também mostrou que, para uma certa quantidade de eletriidade, a quantidade de
produto formada depende da natureza desse produto.
Essas observações são geralmente resumidas mais precisamente nas afirmações conhecidas
como LEIS DE FARADAY.
 Experimentos com Tubos de Descarga
William Crookes, última metade do século XIX.
• Estudo do efeito de descargas elétricas em gases de baixa pressão.
•
Raios catódicos sob efeito de campo elétrico e campo magnético
• Thomson, 1897.
•
Thomson concluiu, experimentalmente, que as partículas do raio catódico têm carga elétrica
negativa.
Tais partículas têm sempre a mesma carga elétrica e a mesma massa. Suas propriedades
independem do material que constitui o cátodo  infere-se que estão presentes em toda matéria.
Essas partículas são chamadas elétrons.
•
•
•
Experimento de Thomson
•
Experiência de Robert A.Millikan, 1908.
 Todos os elétrons são semelhantes em carga e em massa. Eles estão presentes em toda a
matéria e são um dos seus constituintes subatômicos.
Tubo de Descarga Modificado. Cátodo com Fenda  E. Goldstein, 1886.
•
Cargas positivas sempre múltiplas de 1,6 x 10-19 C  3,2 x 10-19, 4,8 x 10-19, etc.
•
Íons: átomos ou moléculas que ganharam ou perderam elétrons.
• Íons negativos (ânions)  átomos que ganharam elétrons;
• Íons positivos (cátions)  átomos que perderam elétrons.
Ex: Na+, S2-, O2+.
 Modelo Atômico de Thomson
 Porção positiva contém a maior massa do átomo.
•
Experiência de W. Rontgen, 1896.
Tubo de descarga de raios catódicos totalmente envolvido por papelão preto em recinto totalmente
escuro. Papel recoberto com composto apropriado fosforecia.
Mais tarde, notou que chapas fotográficas em caixas fechadas tinham inexplicavelmente sido veladas.
Conclusão: radiações desconhecidas, ou “raios-X”, tinham atravessado o vidro, o papel e o papelão.
Obs: Raios-X são formados quando elétrons de alta energia se chocam com um metal ou outro alvo.
•
H. Becquerel, 1896  compostos de urânio velariam uma chapa fotográfica, ainda que estivesse
completamente protegida.
•
Marie e Pierre Curie & outros  complementaram o trabalho de Becquerel. Descobriram que
diversos elementos emitiam radiações semelhantes aos raios-X.
•
Eventualmente, foi reconhecido que substâncias radioativas contêm átomos que sofrem
decaimento ou desintegração  ÁTOMOS NÃO SÃO INDESTRUTÍVEIS !
•
Tipos de radiação resultantes da desintegração de elementos radioativos naturais:
•
•
•
Partículas α  núcleos de átomos de hélio movendo-se rapidamente;
Partículas β  elétrons que se movem rapidamente;
Raios γ  raios-X de alta energia.
 Modelo Atômico de Rutherford
•
Experimento de Rutherford, Geiger e Marsden, início do século XX.
•
O átomo de Thomson era inadequado para explicar os grandes desvios que as partículas α
sofriam ao se depararem com a lâmina de ouro.
•
A carga do núcleo só podia ser positiva, pois não poderia ser constituído de elétrons.
O Atomo Moderno
(1) Pequeno núcleo, contendo toda a carga positiva e praticamente toda a massa do átomo.
(2) Região extranuclear, composta de elétrons.
Carga positiva do núcleo  expressa em termos da magnitude da carga do elétron.
Ex: Lítio: carga positiva = 4,8 x 10-19 C = 3 x 1,6 x 10-19 C carga de 3+ no núcleo. Cada um dos
3 elétrons possui carga 1-.
Número Atômico (Z)  quantidade de cargas positivas no núcleo (P), ou quantidade de elétrons (E).
Ex: o número atômico do lítio é 3.
Assim, Z = P = E.
É o número atômico que está relacionado com a natureza de um elemento.
Os componentes do núcleo são chamados núcleons.
Núcleons: próton (carga +1) e nêutron (sem carga).
Assim, o número de prótons (P) se iguala ao número atômico.
Número de Massa (A): quantidade de núcleons, ou seja, total de prótons (P) e nêutrons (N).
(Não é uma massa !)
Assim, A = P + N.
Um elemento X com número atômico Z e número de massa A é assim representado:
Como o número atômico está vinculado à natureza do elemento, sua representação é redundante.
Assim, o elemento oxigênio pode ser assim representado:
, em vez de
.
Peso atômico: É expresso em unidades de massa atômica (uma).
1 uma = 1/12 da massa de um átomo de
= 1,66 x 10-24 kg.
Na escala de uma, a massa de cada átomo é expressa em relação ao valor 12 uma do átomo de
.
ISÓTOPOS: Átomos que possuem o mesmo número atômico, mas diferentes números de massa.
Ex:
,
e
; , , ;
, ,
.
A maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de isótopos.
Cálculo do Peso Atômico
O peso atômico é constituído da massa média dos átomos (isótopos) daquele elemento. Essa média
deve ser ponderada  leva em conta as abundâncias relativas dos vários isótopos do elemento.
Ex: O cobre ocorre na natureza como uma mistura isotópica de 69,09 por cento de
(massa =
62,93 uma por átomo) e 30,91 por cento de
(massa = 64,93 uma por átomo). Qual é o peso
atômico do cobre ?
100 átomos de Cu  69,09 de
massa média (peso atômico) =
e 30,91 átomos de
.
= 63,55 uma/átomo.
A escala de pesos atômicos é relativa  expressa em relação à massa de um átomo de . .
•
CONCEITOS IMPORTANTES:
ISÓTOPOS  Mesmo número de Prótons.
ISÓTONOS  Mesmo número de Nêutrons.
ISÓBAROS  Mesmo número de mAssa.
Modelos Atômicos Após a Experiência de Rutherford
De acordo com a Física clássica, tais modelos mostravam-se inconsistentes. Mais tarde, Niels Bohr
demonstrou que a Física clássica não era capaz de descrever o comportamento dos átomos,
introduzindo, em seus estudos, conceitos da Física quântica.
Preparação para o Modelo de Bohr
Energia Radiante – Chamada também energia eletromagnética. Sua velocidade no vácuo é de
300.000 km/s. Essa energia exibe o que é conhecido como movimento ondulatório.
Luz  onda eletromagnética.
Ondas:
νλ = c
Espectroscopia Atômica:
Mensuração dos Comprimentos de Onda Captados pelo Espectro
1
1
1
≔𝑅
−
λ
𝑛1 2 𝑛2 2
Série de Lyman:
Série de Balmer:
Série de Paschen:
•
n1 = 1
n1 = 2
n1 = 3
n2 = 2, 3, 4, 5, ..., ∞
n2 = 3, 4, 5, 6, ..., ∞
n2 = 4, 5, 6, 7, ..., ∞
Outros elementos além do hidrogênio também dão espectros de linha, embora mais complexos.
 Modelo Atômico de Bohr
•
•
•
•
•
Bohr foi um dos defensores da ideia de que a física clássica não funcionava para partículas
pequenas.
Quando uma substância emite luz, ela assim o faz porque seus elétrons absorvem energia e a
reemitem como luz.
Pergunta: Por que a radiação é limitada a comprimentos de onda específicos, cada um
representado por uma linha no espectro ?
Resposta: Energia dos elétrons é quantizada.
Max Planck & Albert Einstein, início do século XX  demonstraram a relação entre a energia de
um elétron e o comprimento de onda da luz emitida de um átomo.
• Demonstraram que toda radiação eletromagnética se comporta como se fosse composta de
pequenos pacotes de energia, chamados fótons.
•
Energia do fóton: Efóton = hv, ou Efóton =
ℎ𝑐
λ
.
•
•
•
•
Cada átomo de um elemento tem disponível um conjunto de energias quantizadas, ou níveis de
energia, para seus elétrons.
Naturalmente, o átomo se encontra no estado fundamental (nível mais baixo de energia).
Ao absorver energia (ex: chama ou eletricidade), o átomo passa para o estado excitado  os
elétrons passam para níveis de energia mais altos.
Na passagem de um elétron de um nível de energia E2 para um nível de energia E1, Bohr
descobriu que:
E2 – E1 = Efóton =
•
•
λ
A teoria de Bohr foi mais bem aplicada a átomos de hidrogênio.
Bohr demonstrou que a energia total (cinética mais potencial) de um elétron em um átomo de
hidrogênio deveria ser quantizada da seguinte forma.
𝐸 ≔ −𝐴
•
ℎ𝑐
1
𝑛2
A passagem de um nível para o outro exigia cada vez menos energia.
•
É fácil compreender quando se imagina uma escada.
•
Bohr chegou, ainda, ao seguinte e surpreendente resultado:
Efóton =
ℎ𝑐
λ
= E2 – E1 = −𝐴
Rearranjando:
1
λ
1
𝑛1
2
=
− −𝐴
𝐴
1
ℎ𝑐 𝑛1
2
1
𝑛2
−
2
1
𝑛2 2
=𝐴
1
𝑛1
2
−
1
𝑛2 2
•
Pontos negativos do modelo atômico de Bohr:
a)
b)
é um modelo planetário, que não reflete a realidade do que ocorre no interior dos átomos;
funciona bem para um átomo: o hidrogênio.
•
Pontos positivos do modelo atômico de Bohr:
a)
b)
Serviu de importante ponto de partida para os conceitos atuais da estrutura atômica.
Ajudou a quebrar a ideia consensual de que “a natureza não dá saltos”.
QUÍMICA (ADENDO)
TERMOQUÍMICA I
I. A Energia e as Transformações da Matéria
I.1. Conceitos Gerais
•
•
•
•
As transformações físicas e as reações químicas são, quase sempre, acompanhadas por
liberação ou absorção de calor, e vários fenômenos conhecidos ilustram bem esse fato.
A importância de conhecer (e controlar) essas trocas de calor é imensa.
A energia térmica do vapor de água, por exemplo, era a energia utilizada nas antigas locomotivas
a vapor, e, em nossos dias, essa energia é empregada para acionar modernas turbinas — em
usinas termoelétricas, na propulsão de grandes navios, etc.
No esquema ao lado, mostramos a associação da energia (calor) com os fenômenos físicos
denominados mudanças do estado de agregação da matéria.
•
Analogamente, as transformações químicas também são acompanhadas por liberação ou
absorção de energia, conforme exemplificamos nesta tabela:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
•
O calor é, sem dúvida, a forma mais comum de energia que acompanha as reações químicas.
Voltando aos exemplos da primeira coluna da tabela acima, podemos notar que:
– na queima do carvão, jogamos fora os produtos químicos da reação (CO e CO2) e
aproveitamos apenas o calor;
– velas foram inventadas para produzir luz, mas produzem também calor;
– uma bateria elétrica, se usada muito intensamente, acaba por se aquecer; isto é, além de
energia elétrica, libera também calor;
– o motor do automóvel foi inventado para produzir movimento, mas ele se aquece, isto é,
libera também calor.
•
De todos esses fatos que mencionamos resulta a importância deste capítulo da Físico-Química,
denominado Termoquímica.
“Termoquímica é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações
químicas.”
•
Para a Termoquímica, as reações químicas se classificam em:

reações exotérmicas — são as que produzem ou liberam calor, como por exemplo:
– a queima do carvão: 𝐶 + 𝑂2
𝐶𝑂2 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
–

A combustão da gasolina: 𝐶8 𝐻18 +
25
2
𝑂2
8 𝐶𝑂2 + 9 𝐻2 𝑂 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
reações endotérmicas — são as que absorvem calor, como por exemplo:
– a decomposição do carbonato de cálcio: 𝐶𝑎𝐶𝑂3 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
𝐶𝑎𝑂 + 𝐶𝑂2
– a síntese do óxido nítrico: 𝑁2 + 𝑂2 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
2 𝑁𝑂
•
•
Em geral, basta provocarmos uma reação exotérmica para que ela se inicie e prossiga sozinha,
como no exemplo da queima do carvão.
Pelo contrário, uma reação endotérmica ocorre somente quando fornecemos continuadamente o
calor de que ela necessita, como no caso do cozimento dos alimentos.
I.2. Calorimetria
•
•
No assunto que iniciamos agora, a medição que mais vai nos interessar é a da quantidade de
calor trocada entre um sistema qualquer e o ambiente.
Formalmente, define-se:
“Calorimetria é o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante
os fenômenos físicos ou químicos.”
•
•
Neste ponto, é muito importante lembrarmos a diferença entre quantidade de calor e
temperatura.
Imaginemos, por exemplo, dois béqueres, respectivamente com 1 L e 2 L de água, ambos em
ebulição e ao nível do mar.
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
A temperatura é a mesma (100 ºC) nos dois casos; no entanto, a quantidade de calor no segundo
béquer é o dobro daquela que existe no primeiro, já que ali a quantidade de água também é o
dobro.
•
•
•
Note que a temperatura de um corpo depende da maior ou menor agitação (velocidades de
translação, de vibração e de rotação) das partículas (átomos, moléculas ou íons) que constituem
o corpo.
A quantidade de calor, por sua vez, depende da própria temperatura e da massa total do
sistema.
É usual expressar quantidade de calor em calorias (cal):
“Caloria é a quantidade de calor necessária para elevar de 14,5 ºC para 15,5 ºC a temperatura
de 1g de água.”
•
Lembramos que:
1 𝑐𝑎𝑙 = 4,18 𝐽 = 4,18 . 107 𝑒𝑟𝑔
Calorímetros
•
São aparelhos usados para medir a quantidade de calor que é liberada ou absorvida numa
transformação física ou química.
(FELTRE, Ricardo – Química
Geral)
•
•
•
•
Um dos mais simples é o calorímetro de água, esquematizado no slide anterior.
Colocando um corpo aquecido (ou provocando uma reação química) dentro da água do
calorímetro, a água se aquece.
Pela elevação da temperatura da água, podemos calcular a quantidade de calor que é liberada
pelo corpo ou pela reação.
Para o cálculo, devemos recorrer aos nossos conhecimentos de Física:
 a quantidade de calor cedida (Qc) pelo corpo (ou pela reação) é igual à quantidade de calor
recebida (Qr) pela água:
𝑄𝑐 = 𝑄𝑟
 a quantidade de calor recebida pela água (ou por qualquer substância) é dada pela fórmula:
𝑄 = 𝑚𝑐 . Δθ
•
Note, por essa última fórmula, que a quantidade de calor de um corpo depende de sua massa, da
temperatura (como já havíamos dito) e também de uma constante física, característica da própria
substância, que é o seu calor específico.
•
O calor específico é definido como a “quantidade de calor necessária para elevar de 1 ºC a
temperatura de 1 g da substância”.
II. Por que as Reações Químicas Liberam ou Absorvem Calor ?
II.1. Energia Interna
•
•
•
De modo geral, podemos considerar que existem dois tipos de energia — a energia cinética e a
energia potencial.
A energia cinética, como o próprio nome diz, é a energia que está associada ao movimento,
como, por exemplo: a energia de uma pedra rolando montanha abaixo; a energia das águas
numa cachoeira; a energia do vento; a energia elétrica (fluxo de elétrons) que percorre um
condutor elétrico; as energias radiantes, como a energia solar; e a energia em forma de calor, ao
se transferir de um corpo para outro.
A energia potencial é a que fica armazenada num sistema e que pode ser aproveitada
posteriormente para produzir algum trabalho. É o caso da energia que um corpo tem devido à
altura em que se encontra; assim, por exemplo, dizemos que a água parada em uma represa tem
uma certa quantidade de energia potencial, que é transformada em energia elétrica depois que a
água desce pelos dutos e movimenta os geradores de uma hidroelétrica.
•
•
•
Desse modo, a explicação do calor liberado ou absorvido por uma reação é muito simples.
Podemos admitir que toda e qualquer substância possui certa quantidade de energia interna ou
potencial (E) armazenada em seu interior, parte na forma de energia química (nas ligações entre
os átomos, na coesão entre as moléculas, etc.) e parte na forma de energia térmica (nos
movimentos de translação, rotação e vibração de átomos e moléculas).
Assim sendo, diante de uma reação química, devemos considerar duas hipóteses:

1a hipótese
•
Quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for maior do que a energia interna
total dos produtos formados (energia final), haverá uma sobra de energia; consequentemente, a
reação irá liberar energia — em forma de calor, por exemplo (reação exotérmica).

2ª hipótese
•
Quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for menor do que a dos produtos
formados (energia final), a reação somente poderá ser processada se puder absorver, no mínimo,
a energia que falta—em forma de calor, por exemplo (reação endotérmica).
•
Essas duas hipóteses estão esquematizadas abaixo.
•
Como conclusão do que acabamos de expor, resulta a seguinte afirmativa:
“A energia total após a reação é igual à energia total antes da reação.”
•
Essa é a chamada lei da conservação da energia (ou primeiro princípio da Termodinâmica);
note que há uma perfeita analogia com a lei da conservação da matéria (lei de Lavoisier). Essa lei
pode também ser enunciada de duas maneiras:
“A energia não pode ser criada nem destruída, apenas transformada.”
“Em um sistema isolado, a quantidade total de energia é constante.”
•
O princípio da conservação da energia surgiu na década de 1840, como resultado dos estudos do
cientista inglês James Joule e dos cientistas alemães Julius von Mayer e Hermann von
Helmholtz.
•
O princípio da conservação da energia nos ensina o seguinte: sempre que um sistema sofre uma
transformação física e/ou química, podemos fazer uma contabilidade da energia (ou balanço
energético) e constatar que a energia total ganha é sempre igual à energia total perdida.
II.2. Entalpia
•
•
•
•
•
A determinação da variação da energia interna numa reação (como a queima do carvão, por
exemplo) é feita num dispositivo chamado bomba calorimétrica.
Considerando-se que a bomba calorimétrica é um recipiente fechado, costuma-se dizer que a
medição foi feita a volume constante.
Na vida cotidiana, porém, o carvão queima em ambiente aberto, como ocorre numa
churrasqueira.
Nesse caso, uma consequência imediata é o fato de os gases formados serem obrigados a
“empurrar” o ar atmosférico que circunda o carvão que está queimando.
Consideremos, por exemplo, a equação:
2𝐶 𝑠 + 𝑂2 𝑔
•
2 𝐶𝑂 (𝑔)
Nessa reação, o volume do C (sólido) é desprezível em relação aos volumes do O2 e do CO
gasosos.
•
•
Considerando que 1 mol de O2 produz 2 mols de CO, concluímos que o volume final do CO será
o dobro do volume inicial do O2 (a P e T constantes).
Pois bem, é exatamente esse aumento de volume que irá deslocar o ar atmosférico, realizando o
chamado trabalho de expansão (T).
•
Esse trabalho é tanto maior quanto maior for a variação de volume (ΔV ) e a pressão atmosférica,
o que origina a fórmula: T = 𝑃 . Δ𝑉.
•
Considerando agora a equação de Clapeyron (PV = nRT ), verificamos que P " ΔV será igual a
(Δn)RT, em que Δn é a variação da quantidade de mols, durante a reação. Com isso, o trabalho
de expansão pode ser expresso também por: T = Δ𝑛 𝑅𝑇.
•
Como decorrência da lei da conservação da energia, esse trabalho de expansão deverá ser
“descontado” da energia liberada pela reação, resultando no final um “saldo” menor de energia.
Esse “saldo final” é chamado entalpia (H ) ou conteúdo de calor.
Essa grandeza sempre se refere à energia liberada ou absorvida pela reação em sistemas
abertos, como é o caso das reações feitas em contato com o ar atmosférico.
Considerando-se que, em um determinado local, a atmosfera tem pressão constante, costuma-se
dizer que:
•
•
•
“A variação da entalpia é a medida da quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação, a
pressão constante.”
•
Note então a diferença: enquanto a variação da energia livre é medida a volume constante, a
variação de entalpia é medida a pressão constante. Considerando que no cotidiano o último caso
é muito mais comum do que o primeiro, trataremos, de agora em diante, apenas da entalpia.
III. Fatores que Influem nas Entalpias (ou Calores) das Reações
III.1. Influência das Quantidades de Reagentes e de Produtos
•
•
A quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação depende, em primeiro lugar, das
quantidades dos reagentes e dos produtos que participam da reação.
Por convenção, considera-se que o valor de ΔH, escrito ao lado de uma equação química, seja
referente às quantidades em mols escritas na equação; por exemplo, a equação:
2 𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔
2 𝐻2 𝑂 𝑣
Δ𝐻 = −485,8 𝑘𝐽
já indica que há liberação de 485,8 kJ quando 2 mols de hidrogênio reagem com 1 mol de oxigênio,
produzindo 2 mols de água.
•
Se a equação for multiplicada ou dividida por um número, o mesmo acontecerá com a quantidade
de calor; assim, por exemplo, dividindo a equação acima por 2, temos:
𝐻2 𝑔 +
•
1
𝑂
2 2
𝐻2 𝑂 𝑣
Δ𝐻 = −485,8 ÷ 2 = −242,9 𝑘𝐽
A entalpia de uma reação química depende também de uma série de fatores físicos, presentes
durante essa reação. É o que estudaremos agora.
III.2. Influência do Estado Físico dos Reagentes e dos Produtos da Reação
•
Considere os seguintes exemplos:
•
Nos exemplos acima, notamos que o simples fato de a água formada se apresentar nos estados
de vapor, líquido e sólido (gelo) já altera a entalpia da reação. Notamos também que o valor
absoluto de ΔH varia na seguinte ordem:
Δ𝐻3 > Δ𝐻2 > Δ𝐻1
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
Note que esse raciocínio é uma simples aplicação da contabilidade de energia (balanço
energético), exigido pelo princípio da conservação da energia.
•
O que acabamos de explicar pode ser traduzido pelo gráfico seguinte:
(FELTRE, Ricardo –
Química Geral)
•
Verifica-se experimentalmente que o calor latente de vaporização da água é de 2,43 kJ/g; isso
significa que 1 g de água absorve 2,43 kJ para evaporar; consequentemente, 1 mol (18 g) de
água vai absorver 43,7 kJ para evaporar; esse valor é chamado, por isso, de entalpia (ou calor)
molar de vaporização da água.
•
Ora, esse valor corresponde exatamente à diferença entre as variações de entalpia verificadas
nas equações I e II apresentadas anteriormente:
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝 = Δ𝐻1 − Δ𝐻2
•
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝 = −242,9 − −286,6
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝 = +43,7 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Passando agora à fronteira sólido/líquido, ocorre que o calor latente de fusão do gelo vale 334
J/g, indicando que 1 g de gelo absorve 334 J para fundir; consequentemente, 1 mol (18 g) de gelo
vai absorver 6.012 J (ou, aproximadamente, 6,0 kJ) para se fundir; este valor é chamado, por
isso, de entalpia (ou calor) molar de fusão do gelo e corresponde exatamente à diferença entre as
variações de entalpia verificadas nas equações I e II dadas anteriormente.
Δ𝐻𝑓𝑢𝑠ã𝑜 = Δ𝐻2 − Δ𝐻3
Δ𝐻𝑓𝑢𝑠ã𝑜 = −286,6 − −292,6
Δ𝐻𝑓𝑢𝑠ã𝑜 = +6,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
III.3. Influência do Estado Alotrópico
•
Influem também na entalpia ou calor de uma reação as diferentes formas alotrópicas
apresentadas pelos elementos químicos, como por exemplo:
–
–
–
–
•
carbono, como grafite ou diamante;
enxofre, monoclínico ou rômbico;
fósforo, branco ou vermelho;
oxigênio, como gás oxigênio (O2) ou ozônio (O3).
Por exemplo:
•
Por que isso acontece?
 Porque o diamante possui, em sua estrutura cristalina, maior quantidade de entalpia “acumulada”
do que a grafite; por ocasião da queima, essa quantidade adicional de conteúdo de calor é
liberada, o que explica o maior ΔH da segunda reação.
•
Mais uma vez, vemos em funcionamento a contabilidade de energia (ou balanço energético)
exigida pelo princípio da conservação da energia.
•
Graficamente, temos:
(FELTRE, Ricardo –
Química Geral)
•
Com esse gráfico e os valores de entalpia acima, calculamos:
Δ𝐻 = Δ𝐻2 − Δ𝐻3
•
𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑒
Δ𝐻 = −1,9 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 (𝑒𝑥𝑜𝑡é𝑟𝑚𝑖𝑐𝑎)
Ou, no processo inverso:
𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑒
•
Δ𝐻 = −1,9 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Essa diferença corresponde à reação:
𝐶 𝑑𝑖𝑎𝑚𝑎𝑛𝑡𝑒
•
Δ𝐻 = −395,0 − −393,1
𝐶 𝑑𝑖𝑎𝑚𝑎𝑛𝑡𝑒
Δ𝐻 = +1,9 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 (𝑒𝑛𝑑𝑜𝑡é𝑟𝑚𝑖𝑐𝑎)
Como regra geral, podemos dizer que a forma alotrópica de entalpia maior é a mais reativa; e a
de entalpia menor é a mais estável (e portanto mais abundante quando ocorre na natureza). No
último exemplo, a grafite é, sem dúvida, mais estável (e mais abundante na natureza) do que o
diamante.
•
Conclusões idênticas são válidas para as formas alotrópicas de outros elementos químicos.
Assim, podemos dizer que:
– o enxofre rômbico é mais estável (menos reativo) que o monoclínico;
– o fósforo vermelho é mais estável (menos reativo) que o branco;
– o oxigênio (O2) é mais estável (menos reativo) que o ozônio (O3).
III.4. Influência da Dissolução / Diluição
•
•
•
Podemos reparar que a dissolução da soda cáustica (NaOH) na água é acompanhada por
aquecimento. Nesse caso, dizemos que a dissolução é exotérmica.
Outras vezes, a dissolução é endotérmica. Por exemplo, dissolvendo tiossulfato de sódio
(Na2S2O3) em água, o frasco fica gelado.
Vamos imaginar agora a seguinte experiência: 1 mol de ácido sulfúrico (H2SO4) é dissolvido a 25
ºC em quantidades crescentes de água.
•
Verificamos que, até certo limite, quanto maior a quantidade de água, maior será o calor total
liberado na dissolução, de acordo com a tabela e o gráfico:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
Notamos que, mesmo aumentando infinitamente a quantidade de água de dissolução, a
quantidade total de calor liberado tende para um certo limite.
•
Essa quantidade máxima de calor, que é liberada pela dissolução de 1 mol de ácido sulfúrico, é
denominada entalpia (ou calor) de diluição total (ou infinita) da substância, e escreve-se:
𝐻2 𝑆𝑂4 𝑙 + 𝑎𝑞
á𝑔𝑢𝑎
𝐻2 𝑆𝑂4 𝑎𝑞
Δ𝐻 = −84,4 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
em que a abreviação aq indica meio aquoso.
III.5. Influência da Temperatura na qual se efetua a Reação Química
•
Considere os seguintes exemplos:
𝐻2 𝑔 + 𝐶𝑙2 𝑔
𝐻2 𝑂 𝑔
Δ𝐻1 = −183,9 𝑘𝐽 (𝑎 15 º𝐶)
𝐻2 𝑔 + 𝐶𝑙2 𝑔
𝐻2 𝑂 𝑔
Δ𝐻1 = −184,1 𝑘𝐽 𝑎 75 º𝐶
Ou, graficamente,
(FELTRE, Ricardo – Química
Geral)
•
•
•
Considerando que a reação é a mesma, por que ΔH1 é diferente de ΔH2?]
Simplesmente porque a quantidade de calor ΔH3 (necessária para aquecer a mistura H2 " Cl2 de
15 ºC para 75 ºC) é diferente da quantidade de calor ΔH4 (necessária para aquecer 2 HCl de
15ºC para 75 ºC), em decorrência da diferença entre o calor específico da mistura H2 + Cl2 e o
calor específico do HCl.
Mais uma vez, estamos fazendo uma contabilidade de energia, como nos obriga o princípio da
conservação da energia.
III.6. Influência da Pressão
•
•
•
A pressão praticamente não influi nos calores de reações que envolvem sólidos e líquidos.
Mesmo em reações que envolvem gases, a influência da pressão é muito pequena, tornando-se
perceptível somente em pressões elevadíssimas (da ordem de 1.000 atm).
Sendo assim, não devemos nos preocupar com a influência da pressão em nossos cálculos.
QUÍMICA (ADENDO)
TERMOQUÍMICA II
IV. Equação Termoquímica
“Equação termoquímica é a equação química à qual acrescentamos a entalpia da reação e
na qual mencionamos todos os valores que possam influir no valor dessa entalpia.”
•
Exemplos:
1
𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔
2
𝐻2 𝑂 𝑙
𝐶 𝑑𝑖𝑎𝑚𝑎𝑛𝑡𝑒 + 𝑂2
1
1
𝐻2 𝑔 + 𝐶𝑙2 𝑔
2
2
𝐻2 𝑔 + 𝐶𝑙2 𝑔
𝐶𝑂2 𝑔
á𝑔𝑢𝑎
𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞
2 𝐻𝐶𝑙 𝑔
Δ𝐻 = −286,5 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 (25 º𝐶, 1 𝑎𝑡𝑚)
Δ𝐻 = −395,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 (25 º𝐶, 1 𝑎𝑡𝑚)
Δ𝐻 = −167,2 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Δ𝐻 = −184,1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
(25 º𝐶, 1 𝑎𝑡𝑚)
(25 º𝐶, 1 𝑎𝑡𝑚)
•
É importante observar que a quantidade de calor, expressa pelo ΔH, sempre se refere às
quantidades dos reagentes e dos produtos que aparecem escritas na equação termoquímica.
V. Casos Particulares das Entalpias (ou Calores) das Reações
V.1. Estado Padrão dos Elementos e dos Compostos Químicos
•
Na Termoquímica é interessante escolher um nível de referência para os valores da entalpia e
atribuir a ele o valor zero. Isso é feito dizendo-se que:
“Um elemento ou composto químico está no estado padrão quando se apresenta em seu estado
(físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25 ºC e 1 atm de pressão.”
“Toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero.”
•
Por exemplo:
(FELTRE, Ricardo
Química Geral)
•
•
Note que somente estarão no “nível zero” as substâncias simples, em sua forma mais comum e
estável — para o carbono, essa forma é a grafite; para o oxigênio, a substância O2; e assim por
diante.
Consequentemente, as substâncias compostas estarão sempre em níveis diferentes de zero, isto
é, terão sempre uma entalpia diferente de zero; é a chamada entalpia padrão de formação das
substâncias, que veremos a seguir.
V.2. Entalpia (ou Calor) Padrão de Formação de uma Substância (𝛥𝐻𝑓0 )
•
Considere o seguinte exemplo, com todas as substâncias no estado padrão:
1
𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔
2
•
𝐻2 𝑂 𝑙
Δ𝐻 = −286,6 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
A representação gráfica dessa reação é dada abaixo.
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
(25 º𝐶, 1 𝑎𝑡𝑚)
•
Podemos interpretar o gráfico da seguinte maneira:
 o H2 (g) e o 1/2 O2 (g) estão no nível zero, pois são substâncias simples e estão no estado
padrão; notando que a reação é exotérmica, concluímos que o sistema em reação perde energia
(calor) para o meio ambiente; consequentemente, o produto final — H2O (l) — ficará em um nível
de energia mais baixo (- 286,6 kJ).
•
Voltando ao gráfico, podemos interpretá-lo algebricamente dizendo que:
Δ𝐻 = 𝐻𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝐻𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑜𝑢 Δ𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − Δ𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
•
No caso da reação dada, teremos:
Δ𝐻 = 𝐻𝐻2 𝑂 − 𝐻𝐻2 + 𝐻1
𝑂
2 2
•
Δ𝐻 = −286,6 − 𝑧𝑒𝑟𝑜 + 𝑧𝑒𝑟𝑜
Δ𝐻 = −286,6 𝑘𝐽
Esse valor é chamado de entalpia (ou calor) padrão de formação do H2O (l) e é designado por
𝛥𝐻𝑓0 , em que o expoente zero indica o estado padrão, e o índice f indica que se trata da entalpia
de formação.
•
Formalmente, define-se:
“Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância é a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes,
estando todas no estado padrão.”
•
•
Pelo fato de se referir à formação de 1 mol da substância, esse valor é também chamado de
calor molar de formação da substância.
Damos a seguir mais dois exemplos, também a 25 ºC e 1 atm:
𝐻2 𝑔 + 𝑆 𝑟ô𝑚𝑏𝑖𝑐𝑜 + 2𝑂2 𝑔
1
2 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑒 + 3𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔
2
1 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑙
𝐶2 𝐻5 𝑂𝐻 𝑙
𝛥𝐻𝑓0 = −813,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
𝛥𝐻𝑓0 = −277,5 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
•
Atenção: tome cuidado para não cometer erros comuns, como por exemplo:
a) 𝐶 𝑑𝑖𝑎𝑚𝑎𝑛𝑡𝑒 + 𝑂2 𝑔
1 𝐶𝑂2 (𝑔)
(O ΔH associado a essa equação não representa o calor de formação do CO2, pois o diamante não é
a forma mais estável do carbono.)
b) 𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔
2𝑁𝐻3 (𝑔)
(O ΔH, nessa equação, não representa o calor de formação do NH3, pois aí aparecem 2 mols de NH3,
em vez de 1 mol.)
c) 𝐶𝑎𝑂 𝑠 + 𝐶𝑂2 𝑔
1 𝐶𝑎𝐶𝑂3 (𝑠)
(O ΔH, nessa equação, não representa o calor de formação do CaCO3, pois a reação parte de
substâncias compostas e não de substâncias simples.)
•
Damos a seguir uma tabela com os valores das entalpias padrão de formação de algumas
substâncias comuns.
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
O conhecimento das entalpias padrão de formação das substâncias é muito importante, pois
permite calcular as variações de entalpia das reações químicas das quais essas substâncias
participam.
•
Vamos calcular a variação de entalpia da reação 𝑁𝐻3 𝑔 + 𝐻𝐵𝑟 𝑔
𝑁𝐻4 𝐵𝑟 (𝑠),
conhecendo as seguintes entalpias padrão de formação, em kJ/mol: 𝑁𝐻3 𝑔 = −45,9; 𝐻𝐵𝑟 =
− 36,3; 𝑁𝐻4 𝐵𝑟 = −270,8.
Como já visto: Δ𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
Nesse caso, temos:
Δ𝐻 = 𝐻𝑓(𝑁𝐻4 𝐵𝑟) − 𝐻𝑓
•
𝑁𝐻3
+ 𝐻𝑓
𝐻𝐵𝑟
Δ𝐻 = −270,8 − −45,9 − 36,3
Δ𝐻 = −188,6 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
É importante notar que o cálculo das variações de entalpia de todas as reações químicas pode
ser efetuado a partir das entalpias padrão de formação das substâncias que participam da reação
dada.
V.3. Entalpia (ou Calor) de Combustão de uma Substância
“Entalpia (ou calor) de combustão de uma substância é a variação de entalpia (quantidade de
calor liberada) verificada na combustão total de 1 mol de uma determinada substância, supondo-se no estado padrão todas as substâncias envolvidas nessa combustão.”
•
•
Pelo fato de se referir à combustão total de 1 mol de uma substância, esse valor também é
chamado de calor molar de combustão.
Por exemplo, a 25 ºC e 1 atm, temos:
entalpia (ou calor) de combustão do metano (CH4):
𝐶𝐻4 𝑔 + 2𝑂2 𝑔
𝐶𝑂2 𝑔 + 2𝐻2 𝑂 𝑙
Δ𝐻 = −889,5 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
entalpia (ou calor) de combustão do álcool metílico (CH3OH):
3
𝐶𝐻3 𝑂𝐻 + 𝑂2 𝑔
2
𝐶𝑂2 𝑔 + 2 𝐻2 𝑂 𝑙
Δ𝐻 = −725,6 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
•
•
•
Note que ΔH, nesses exemplos, é sempre negativo, pois as reações de combustão são sempre
exotérmicas.
É muito comum medir a entalpia de combustão de uma substância orgânica como nos dois
exemplos anteriores. Nesse caso, considera-se sempre combustão total aquela que leva à
formação de CO2 e H2O.
A tabela seguinte apresenta os valores das entalpias de combustão de algumas substâncias
orgânicas comuns:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
•
Esses valores são facilmente medidos com uma bomba calorimétrica.
Por esse motivo, as entalpias de combustão são muito empregadas no cálculo das variações de
entalpia de outras reações químicas.
V.4. Entalpia (ou Calor) de Neutralização
•
A reação de neutralização ácido + base  sal + água é sempre exotérmica; consequentemente,
ΔH é sempre negativo. Por exemplo:
𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑞
𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂 𝑙
Δ𝐻 = −57,9 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
𝐻𝐵𝑟 𝑎𝑞 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑞
𝑁𝑎𝐵𝑟 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂 𝑙
Δ𝐻 = −57,6 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑎𝑞 + 𝑁𝐻4 𝑂𝐻 𝑎𝑞
1
𝐻 𝑆 𝑎𝑞 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑞
2 2
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻4 (𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂 (𝑙)
1
𝑁𝑎 𝑆 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂 𝑙
2 2
Δ𝐻 = −50,2 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Δ𝐻 = −15,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
•
É importante observar que, quando o ácido e a base são ambos fortes (como acontece nos
dois primeiros exemplos), a entalpia de neutralização é constante e vale aproximadamente 57,9 kJ/mol.
 Por que isso acontece ?
•
Basta lembrar que ácidos e bases fortes estão completamente dissociados e seguir a sequência
abaixo:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
Ora, quaisquer que sejam o ácido e a base fortes considerados, o resultado final é sempre
H+ + OH-  H2O; e, se a equação final é sempre a mesma, é justo que o calor liberado seja
sempre o mesmo: - 57,9 kJ/mol.
•
•
Entretanto, se o ácido e/ou a base forem fracos, não haverá ionização total e o calor liberado
será menor, pois uma parte da energia, que seria liberada pela reação, é gasta no trabalho de
ionização do ácido ou da base. Foi o que aconteceu no terceiro e no quarto exemplos anteriores.
Dessas considerações, resulta a seguinte definição:
“Entalpia (ou calor) de neutralização é a variação de entalpia (quantidade de calor liberada)
verificada na neutralização de 1 mol de H+ do ácido por 1 mol de OH- da base, supondo-se
todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25 ºC e 1 atm.”
V.5. Energia de Ligação
“Energia de ligação é a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na
quebra de 1 mol (6 x 1023) de uma determinada ligação química, supondo-se todas as
substâncias no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm.”
•
A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico; portanto ΔH é sempre positivo. Por
exemplo:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
Esses dois exemplos são muito simples, pois se referem a moléculas que contêm apenas 2
átomos unidos por ligação simples. Existem, porém, os casos de ligações duplas (como no
oxigênio, O=O) e os de ligações triplas (como no nitrogênio, N≡N). Veja os exemplos seguintes:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
Existem ainda os casos de moléculas poliatômicas. Seja, por exemplo, o caso do metano:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
Nesse exemplo, gastamos 1.651,6 kJ para quebrar 4 ligações C – H; consequentemente, para
quebrar cada ligação C – H, teremos gasto 1.651,6 kJ ÷ 4 = 412,9 kJ por mol de ligações C – H.
•
Apresenta-se, a seguir, uma tabela com os valores das energias de algumas ligações mais
comuns:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
•
Quanto maior é a energia de ligação, mais forte é a ligação, ou seja, é mais difícil quebrá-la.
Pelo contrário, ligações fracas (de energia de ligação pequena) se quebram facilmente.
•
•
•
•
•
Por exemplo, a água oxigenada (H−O−O−H) se decompõe espontaneamente, pois a energia da
ligação O−O é de apenas 144 kJ/mol.
Também é importante observar que, se para quebrar uma ligação gastamos energia, no sentido
inverso — isto é, quando ligamos dois átomos — a mesma energia nos será devolvida. Essa é
uma simples consequência do princípio da conservação da energia.
Já vimos que as entalpias padrão de formação das substâncias podem ser usadas para o cálculo
das variações de entalpia das reações das quais essas substâncias participam.
Analogamente, as energias de ligação também permitem calcular as variações de entalpia das
reações químicas.
Como exemplo, usando valores da tabela anterior, vamos calcular a variação de entalpia da
reação:
2 𝐻𝐼 𝑔 + 𝐶𝑙2 𝑔
2 𝐻𝐶𝑙 𝑔 + 𝐼2 (𝑔)
•
Recorrendo à tabela, teremos:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
Ora, se gastamos 838,8 kJ para quebrar as moléculas iniciais, mas ganhamos 1.012,7 kJ na
formação das moléculas finais, sobrarão 1.012,7 – 838,8 = 173,9 kJ — liberados, em forma de
calor, no final da reação. Consequentemente, ΔH = – 173,9 kJ.
 É importante notar que o cálculo das variações de entalpia de qualquer reação química pode ser
efetuado a partir das energias de todas as ligações que existem nos reagentes e produtos da
reação considerada.
V.6. Generalizações
•
Primeira: É comum aparecerem outros casos particulares de entalpia ou calor de reação. De
modo geral, o ΔH assume o nome da própria reação. Por exemplo:
1
•
•
•
𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻2 𝑔 + 𝐻2 𝑔
𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻3 (𝑔)
Essa reação se chama reação de hidrogenação.
Consequentemente, seu ΔH é chamado de entalpia (ou calor) de hidrogenação, desde que se
refira a 1 mol de CH2=CH2 e que todas as substâncias se encontrem em seu estado padrão
(25ºC, 1 atm e no estado cristalino e estado físico usual).
Por isso podemos ouvir falar em entalpia ou calor de polimerização, de hidratação, etc.
•
•
•
•
Segunda: Frequentemente ouvimos falar em energias postas em jogo em processos eletrônicos,
como, por exemplo, energia de ionização, que é a variação de entalpia (quantidade de calor
absorvida) na retirada de um elétron da última camada eletrônica de um átomo no estado gasoso,
a 25 ºC e 1 atm. É usual expressar a energia por mol de átomos, como, por exemplo:
𝑁𝑎0 𝑔
𝑁𝑎+ + 𝑒 −
Δ𝐻 = +501,6 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
𝐴𝑙 0 𝑔
𝐴𝑙+ + 𝑒 −
Δ𝐻 = +583,1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Evidentemente, a retirada dos elétrons seguintes exigirá maior energia; no caso do alumínio, as
retiradas do segundo e do terceiro elétrons exigirão 1.826,6 kJ/mol e 2.758,8 kJ/mol,
respectivamente.
Usamos, então, os nomes primeira, segunda ou terceira energia de ionização, conforme se
considere a retirada do primeiro, segundo ou terceiro elétron, e assim por diante.
Também é interessante observar que na tabela periódica as energias de ionização aumentam da
esquerda para a direita num dado período, e de baixo para cima numa dada coluna.
VI. Lei de Hess
•
A lei de Hess, que é uma lei experimental, tem importância fundamental no estudo da
Termoquímica e estabelece que:
“A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) em uma reação química
depende apenas dos estados inicial e final da reação.”
•
Vamos explicar essa lei utilizando um exemplo simples. Para a transformação de C (grafite) + O2
(g) em CO2 (g), podemos admitir dois caminhos diferentes, conforme mostra o esquema adiante:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
A essas duas alternativas correspondem os seguintes valores experimentais, para as variações
de entalpia (supondo pressão e temperatura constantes):
Primeiro caminho: 𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑒 + 𝑂2 𝑔
1
Segundo caminho:
𝐶 𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑒 + 𝑂2 𝑔
1
2
𝐶𝑂 𝑔 + 𝑂2 𝑔
2
Somando: Δ𝐻1 + Δ𝐻2 = −110,3 − 283, , 0
Δ𝐻1 + Δ𝐻2 = −393,3 𝑘𝐽
Portanto: 𝜟𝑯 = 𝜟𝑯𝟏 + 𝜟𝑯𝟐
𝐶𝑂2 𝑔
𝐶𝑂 𝑔
𝐶𝑂2 𝑔
Δ𝐻 = −393,3 𝑘𝐽
Δ𝐻1 = −110,3 𝑘𝐽
Δ𝐻2 = −283,0 𝑘𝐽
Graficamente, temos:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
Generalizando, dizemos que “partindo-se sempre de um mesmo estado inicial e chegando-se
sempre a um mesmo estado final, o ΔH será sempre o mesmo, quer a reação seja direta, quer
ela se efetue em várias etapas”
 ou, ainda, o ΔH independe do caminho percorrido durante a reação.
•
Essa constatação serve para confirmar que cada estado tem uma entalpia ou conteúdo de
calor (H ) fixo e bem definido:
– no estado inicial: Hinicial tem valor fixo;
– no estado final: Hfinal também possui valor fixo.
•
•
Em outras palavras, a entalpia é função de estado.
Consequentemente, o valor de ΔH (ΔH = Hfinal - Hinicial) será também fixo e bem definido, não
dependendo das etapas ou estados intermediários.
Por esse motivo, a lei de Hess é também chamada lei dos estados inicial e final.
•
•
Embora tenha surgido independentemente, a lei de Hess pode ser considerada, atualmente,
como uma simples consequência do princípio da conservação de energia ou do primeiro princípio
da termodinâmica.
VI.1. Consequências da Lei de Hess
1ª ) As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas
Retomando o exemplo anterior, temos:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
Daí a lei de Hess ser também chamada de lei da soma dos calores de reação.
•
Essa técnica de somar equações é muito útil, pois permite calcular o ΔH de certas reações cuja
execução experimental é muito difícil e, às vezes, impossível.
2ª ) Invertendo uma equação termoquímica, devemos trocar o sinal de ΔH
Esse fato deve forçosamente acontecer porque, somando uma equação à sua inversa, o
resultado final deve ser zero. Por exemplo:
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
Em outras palavras, isso representa a conservação de energia entre os estados inicial e final:
(FELTRE, Ricardo – Química
Geral)
3ª ) Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número diferente de zero,
o valor de ΔH será também multiplicado (ou dividido) por esse número
Basta imaginar a equação somada a si própria várias vezes.
(FELTRE, Ricardo – Química Geral)
•
Enfim, como podemos observar, as equações termoquímicas podem sofrer tratamentos
matemáticos como adições, subtrações, multiplicações, divisões, inversões, etc., desde que
esses tratamentos sejam feitos também com os valores de ΔH.
•
É importante lembrar que as variações de entalpia das reações podem ser calculadas por três
caminhos:
–
–
–
a partir das entalpias de formação das substâncias que participam da reação;
a partir das energias de ligação existentes nas moléculas das substâncias que participam da
reação;
pela lei de Hess, somando algebricamente várias equações com variações de entalpia já
conhecidas, de modo a obter a equação (e a variação de entalpia) desejada.