Calorimetria e entalpia: exercícios com soluções passo a passo

1Calor e temperatura

O calor (q) é energia que flui de um objeto quente para um mais frio. É medido em joules (J) ou quilojoules (1 kJ = 1000 J).

A temperatura diz quão quente algo está. O calor é o que muda a temperatura.

Aquecer 1 kg de água em 10 °C exige mais energia do que aquecer 1 kg de ferro em 10 °C. Cada substância tem o seu próprio calor específico c: o calor necessário para aquecer 1 g em 1 °C.

Para a água, c = 4,18 J/(g·°C). Para o alumínio é 0,897 J/(g·°C), para o chumbo só 0,129 J/(g·°C). A água é difícil de aquecer, os metais são fáceis.

O calor necessário para uma variação de temperatura é:

Aqui m é a massa em gramas e ΔT = T_final − T_inicial. Um q positivo significa que o calor é absorvido; um q negativo significa que o calor é liberado.

2O calorímetro: calor perdido = calor ganho

Um calorímetro é um copo isolado. Nenhum calor sai dele, então todo o calor liberado por um corpo é absorvido pelo outro.

Jogue um bloco de metal quente em água fria. O bloco esfria, a água esquenta, até que os dois atinjam a mesma temperatura final T_f.

O lado esquerdo é o calor perdido pelo metal, o lado direito o calor ganho pela água. Os dois são escritos como números positivos.

Resolver para T_f dá uma média ponderada das duas temperaturas iniciais, em que cada peso é m · c:

Como a água tem um m · c grande, T_f costuma ficar perto da temperatura da água.

3Entalpia de reação

As reações também absorvem ou liberam calor. A pressão constante, esse calor é a variação de entalpia ΔH, em kJ.

• Exotérmica: ΔH é negativo. A reação libera calor, como a queima de um combustível.
• Endotérmica: ΔH é positivo. A reação absorve calor, como uma bolsa de gelo instantânea.

A entalpia padrão de formação ΔH°_f é o ΔH para formar 1 mol de uma substância a partir de seus elementos. Para um elemento em sua forma normal, como O₂ ou C, ela é 0.

Com estes valores de uma tabela, você encontra o ΔH° de qualquer reação:

Multiplique cada ΔH°_f pelo coeficiente dessa substância na equação balanceada. Isso funciona por causa da lei de Hess: o ΔH total não depende do caminho do início ao fim.

4O método passo a passo

Aquecimento:

1. Escreva q = m · c · ΔT e preencha o que é dado. Converta kJ em J (× 1000) para que as unidades combinem com c.
2. Resolva para a incógnita: q, ΔT, m ou c.

Calorímetro:

1. Escreva calor perdido pelo corpo quente = calor ganho pelo corpo frio.
2. Coloque T_f nas duas diferenças de temperatura, quente menos T_f e T_f menos frio.
3. Resolva para T_f e verifique que fica entre as duas temperaturas iniciais.

Entalpia de formação:

1. Multiplique cada ΔH°_f pelo seu coeficiente. Os elementos contam como 0.
2. ΔH° = soma dos produtos − soma dos reagentes.
3. Para o calor de uma dada massa, converta a massa em mols e escale ΔH° para essa quantidade.

5Um exemplo resolvido

Acompanhe cada passo. Tente prever o próximo antes de abri-lo.

6Erros comuns

• Misturar J e kJ. Os calores específicos estão em J, então converta antes os kJ em J.
• Usar a massa errada, por exemplo a massa do metal com o calor específico da água.
• Escrever ΔT como inicial menos final. Então o sinal de q fica errado.
• Em um calorímetro, escrever os dois lados como T_f menos o valor inicial. Então um lado fica negativo e o balanço falha.
• Esquecer os coeficientes ao somar as entalpias de formação.
• Calcular reagentes menos produtos, o que inverte o sinal de ΔH°.

7Como são as questões de prova

• Fácil: aquecimento com q = m·c·ΔT. Encontre o calor para aquecer água entre duas temperaturas, ou o aumento de temperatura a partir de um calor dado.
• Médio: calorímetro. Um bloco de metal quente em água fria; encontre a temperatura final com calor perdido = calor ganho.
• Difícil: entalpia de formação. Encontre o ΔH° de uma combustão a partir de uma tabela, ou o calor liberado quando uma dada massa queima.

Exemplo de questão difícil: o etanol queima com ΔH° = −1366,7 kJ/mol. 50 g de etanol (M = 46,07 g/mol) são 1,085 mol, então liberam 1,085 · 1366,7 ≈ 1483 kJ.