ΔH & v · resumo
Química · resumo completo para prova e ENEM

Termoquímica & Cinética Química

Toda reação química responde a duas perguntas. Quanta energia ela troca com o ambiente? E com que rapidez ela acontece? A termoquímica cuida da primeira. A cinética, da segunda. Aqui está tudo o que cai, explicado do zero.

Parte 1Quanto calor?Entalpia, ΔH, Lei de Hess e os três jeitos de calcular. Parte 2Quão rápido?Colisões, energia de ativação, fatores e lei da velocidade. No finalSe testar12 questões com correção na hora e explicação.
Parte 1

Termoquímica

Estuda o calor que entra ou sai durante uma reação. A pergunta central é sempre a mesma: a reação libera ou absorve energia, e quanto?

1.1

Calor, sistema e entalpia

Sistema é o que estamos estudando (a reação, o frasco). Vizinhança é todo o resto (o ar, a sua mão, a água em volta). O calor sempre passa do mais quente para o mais frio.

Entalpia (H) é o “conteúdo de energia” guardado nas substâncias. Não dá para medir o H de uma substância sozinha, mas dá para medir a variação dele numa reação. Essa variação é o famoso ΔH:

ΔH = Hprodutos − Hreagentes Unidade mais usada: kJ (quilojoule) ou kJ/mol. Às vezes aparece em kcal.

Para medir calor no laboratório usa-se o calorímetro, e a conta é a da calorimetria:

Q = m · c · ΔT Q = calor · m = massa · c = calor específico (água: 1 cal/g·°C) · ΔT = variação de temperatura. 1 cal = 4,18 J.
Exemplo rápido

Quanto calor é preciso para aquecer 200 g de água de 20 °C até 70 °C?

Q = 200 · 1 · (70 − 20) = 10 000 cal = 10 kcal

≈ 41,8 kJ (porque 10 000 × 4,18 = 41 800 J)

1.2

Exotérmica × endotérmica

Essa é a divisão mais importante da matéria. Decorar o sinal do ΔH resolve metade das questões.

Exotérmica

ΔH < 0 (negativo)

Libera calor. Os produtos ficam com menos energia que os reagentes, e a sobra sai para o ambiente, que esquenta.

H caminho da reação Reagentes Produtos ΔH < 0 libera
  • Combustão (vela, gás de cozinha, gasolina)
  • Respiração celular
  • Condensação, solidificação
  • Dissolver NaOH em água

Endotérmica

ΔH > 0 (positivo)

Absorve calor. Os produtos ficam com mais energia que os reagentes. A energia vem do ambiente, que esfria.

H caminho da reação Reagentes Produtos ΔH > 0 absorve
  • Fotossíntese
  • Cozinhar um alimento
  • Fusão, vaporização, sublimação
  • Compressa fria (NH4NO3 em água)
Truque para não esquecer: o sinal é do ponto de vista da reação. Se a reação “perde” energia para fora, o ΔH dela é negativo. Exo = sai (exit). Endo = entra.
1.3

O que muda o valor do ΔH

1. Estado físico. A mesma substância tem mais energia no estado gasoso, menos no líquido e menos ainda no sólido. Por isso subir na escada absorve calor e descer libera.

H₂O (g) H₂O (l) H₂O (s) mais energia menos energia absorve libera
Fusão, vaporização e sublimação são endotérmicas. Solidificação, condensação e ressublimação são exotérmicas.

2. Forma alotrópica. Alguns elementos existem em mais de uma forma (alótropos). A forma mais estável tem menos energia e é a que recebe H = 0 no estado padrão.

ElementoMais estável (H = 0)Menos estável (H > 0)
Carbonografitediamante
OxigênioO₂ (gás oxigênio)O₃ (ozônio)
Enxofrerômbicomonoclínico
Fósforovermelhobranco

3. Quantidade. O ΔH é proporcional à quantidade de matéria. Queimar 2 mol libera o dobro de queimar 1 mol.

4. Temperatura e pressão. Mudam o valor, por isso existe um “padrão” combinado, que é o próximo tópico.

1.4

Estado padrão e entalpia zero

Para todo mundo comparar valores igual, combinou-se um estado padrão: 25 °C, 1 atm e a substância na sua forma mais estável. Valores medidos assim ganham uma bolinha: ΔH°.

Substância simples + estado padrão + forma mais estável → H = 0 Exemplos com H = 0: O₂(g), H₂(g), N₂(g), C(grafite), Fe(s). Exemplos que NÃO são zero: O₃, C(diamante), H₂O, CO₂.
Pegadinha clássica: H₂O(l) não tem entalpia zero, porque é substância composta. Só substâncias simples (um elemento só) na forma estável valem zero.
1.5

Tipos de entalpia que mais caem

Entalpia de formação

Calor envolvido para formar 1 mol de uma substância a partir das substâncias simples no estado padrão.

C(graf) + O₂(g) → CO₂(g)
ΔH°f = −393,5 kJ/mol

Entalpia de combustão

Calor liberado na queima de 1 mol de combustível com O₂. É sempre exotérmica.

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l)
ΔH = −890 kJ/mol

Entalpia de neutralização

Ácido forte + base forte formando 1 mol de água. Vale sempre cerca de −57,7 kJ/mol, porque no fundo a reação é a mesma: H⁺ + OH⁻ → H₂O.

Entalpia de dissolução

Calor ao dissolver uma substância. Pode ser exo ou endo.

No dia a dia: soda cáustica (NaOH) na água esquenta. Nitrato de amônio na água esfria, e é assim que funciona a compressa fria instantânea.

Energia de ligação

Energia para quebrar 1 mol de uma ligação, com tudo no estado gasoso. Quebrar sempre absorve (valor positivo). Formar sempre libera.

H–H(g) → 2 H(g) ΔH = +436 kJ/mol

Mudança de estado

Calor de fusão, vaporização etc. A da água é bem cobrada:

H₂O(s) → H₂O(l) ΔH = +6,0 kJ/mol
H₂O(l) → H₂O(g) ΔH = +44 kJ/mol

1.6

Equação termoquímica e suas 2 regras de ouro

É a equação química completa: com coeficientes, estado físico de cada substância (s, l, g, aq) e o ΔH do lado. Se não estiver no padrão, também informa temperatura e pressão.

H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l) ΔH = −285,8 kJ

Regra 1 · Multiplicou, multiplica o ΔH

Dobrou os coeficientes? Dobra o ΔH. Dividiu por 2? Divide o ΔH.

2 H₂ + O₂ → 2 H₂O ΔH = −571,6 kJ

Regra 2 · Inverteu, troca o sinal

Virou a equação de trás para frente? O ΔH fica com sinal oposto.

H₂O → H₂ + ½ O₂ ΔH = +285,8 kJ

Exemplo resolvido · regra de três (o ENEM ama)

A combustão do metano libera 890 kJ por mol. Quanto calor sai ao queimar 32 g de CH₄? (C = 12, H = 1)

  1. Massa molar do CH₄: 12 + 4 × 1 = 16 g/mol.
  2. 32 g ÷ 16 g/mol = 2 mol.
  3. 1 mol → 890 kJ, então 2 mol → 2 × 890.

1 780 kJ liberados

1.7

Lei de Hess

O ΔH de uma reação só depende do começo e do fim, não do caminho. Então, se uma reação é difícil de medir, você monta ela somando outras reações conhecidas, como peças de quebra-cabeça. O ΔH final é a soma dos ΔH das peças.

ΔHtotal = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + … Pode inverter e multiplicar as equações à vontade, desde que aplique as regras de ouro no ΔH.
Exemplo resolvido

Calcule o ΔH de C(graf) + ½ O₂ → CO sabendo que:

I. C(graf) + O₂ → CO₂ ΔH = −393,5 kJ II. CO + ½ O₂ → CO₂ ΔH = −283,0 kJ
  1. Na resposta, o C está nos reagentes. Na equação I ele também está. Mantém a I.
  2. Na resposta, o CO está nos produtos. Na equação II ele está nos reagentes. Inverte a II e troca o sinal: CO₂ → CO + ½ O₂ ΔH = +283,0 kJ
  3. Soma tudo. O CO₂ aparece dos dois lados e cancela. Sobra 1 O₂ − ½ O₂ = ½ O₂ nos reagentes.
  4. ΔH = −393,5 + 283,0

ΔH = −110,5 kJ

Método rápido: olhe uma substância de cada vez que aparece em só uma das equações dadas. Ela te diz se aquela equação fica normal ou invertida, e por quanto multiplicar.
1.8

Calculando ΔH com entalpias de formação

Quando a questão dá uma tabela de ΔH de formação, é só aplicar a fórmula. Lembre que substância simples no padrão vale zero, e multiplique pelo coeficiente.

ΔH = Σ Hf(produtos) − Σ Hf(reagentes) Σ significa “soma de”. Produtos menos reagentes, igual à definição de ΔH.
Exemplo resolvido

Calcule o ΔH de CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l).

SubstânciaΔH°f (kJ/mol)
CH₄(g)−74,8
O₂(g)0
CO₂(g)−393,5
H₂O(l)−285,8
  1. Produtos: −393,5 + 2 × (−285,8) = −965,1
  2. Reagentes: −74,8 + 2 × 0 = −74,8
  3. ΔH = −965,1 − (−74,8) = −965,1 + 74,8

ΔH = −890,3 kJ (exotérmica, como toda combustão)

1.9

Calculando ΔH com energias de ligação

Pense na reação em dois tempos: primeiro quebra todas as ligações dos reagentes (gasta energia), depois forma as ligações dos produtos (libera energia). O saldo é o ΔH.

ΔH = Σ ligações quebradas − Σ ligações formadas Atenção: aqui a ordem é reagentes menos produtos, ao contrário da fórmula de formação.
Exemplo resolvido

Calcule o ΔH de H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g). Dados: H–H = 436, Cl–Cl = 243, H–Cl = 432 (kJ/mol).

  1. Quebradas (reagentes): 1 H–H + 1 Cl–Cl = 436 + 243 = +679 kJ
  2. Formadas (produtos): 2 H–Cl = 2 × 432 = 864 kJ
  3. ΔH = 679 − 864

ΔH = −185 kJ (exotérmica: formou mais energia do que gastou)

Não esqueça: conte quantas ligações tem cada molécula. O CH₄ tem 4 ligações C–H, o CO₂ tem 2 ligações C=O, a H₂O tem 2 ligações O–H.
Parte 2

Cinética Química

Estuda a velocidade das reações e o que faz elas andarem mais rápido ou mais devagar. A ferrugem leva anos, uma explosão leva milésimos de segundo. Por quê?

2.1

Velocidade de uma reação

É quanto de reagente some (ou quanto de produto aparece) num certo tempo. Usa-se módulo porque o reagente diminui e daria número negativo.

vmédia = | Δquantidade | / Δt Unidades comuns: mol/L·s, mol/L·min, g/min. Os colchetes [ ] significam concentração em mol/L.

As velocidades de cada substância seguem a proporção dos coeficientes. Para ter uma velocidade “da reação” única, divida pelo coeficiente.

Exemplo resolvido

Em N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, formam-se 0,8 mol/L de NH₃ em 2 minutos. Ache as velocidades.

  1. v(NH₃) = 0,8 ÷ 2 = 0,4 mol/L·min
  2. Proporção 1 : 3 : 2. Se o NH₃ (2) anda a 0,4, cada “1” vale 0,2.
  3. v(N₂) = 0,2 · v(H₂) = 3 × 0,2 = 0,6

v(N₂) = 0,2 · v(H₂) = 0,6 · v(NH₃) = 0,4 · v(reação) = 0,2 mol/L·min

2.2

Teoria das colisões

Para duas moléculas reagirem, elas precisam se trombar. Mas não basta qualquer trombada. A colisão só forma produto (colisão efetiva) se tiver:

  • Orientação favorável: as moléculas precisam bater “do lado certo”, onde as ligações vão se rearranjar.
  • Energia suficiente: a batida precisa ter energia igual ou maior que a energia de ativação (Eₐ).

Daqui sai a regra geral de toda a cinética: tudo o que aumenta o número de colisões efetivas aumenta a velocidade.

2.3

Energia de ativação e complexo ativado

Imagine empurrar uma bola por cima de um morro para ela rolar até o outro lado. O morro é a energia de ativação: a energia mínima para a reação começar. Mesmo reações exotérmicas precisam desse empurrãozinho (o fósforo precisa ser riscado para o palito acender).

No topo do morro fica o complexo ativado: um estado intermediário, muito instável, em que as ligações velhas estão se quebrando e as novas estão se formando ao mesmo tempo.

energia caminho da reação Eₐ Eₐ' ΔH complexo ativado reagentes produtos sem catalisador com catalisador
Reação exotérmica. O catalisador (tracejado verde) abaixa o morro (Eₐ' menor que Eₐ), mas reagentes, produtos e ΔH continuam iguais.
  • Eₐ grande → poucas colisões conseguem passar → reação lenta.
  • Eₐ pequena → muitas colisões passam → reação rápida.
  • Relação útil: ΔH = Eₐ(direta) − Eₐ(inversa)
2.4

Laboratório de colisões

Mexa nos controles e veja a teoria funcionando. As bolinhas laranja e azuis são reagentes. Quando batem com força suficiente (acima da Eₐ), viram produto roxo.

reagente Areagente Bproduto
0colisões A–B
0efetivas
0%virou produto
Experimente: reinicie em 300 K e conte quanto tempo leva para virar metade produto. Depois suba para 700 K, ou ligue o catalisador, e compare.
2.5

Fatores que mudam a velocidade

Todos eles se explicam pela teoria das colisões. Guarde o motivo, não só o nome.

Temperatura ↑

Moléculas ficam mais agitadas: batem mais vezes e com mais força, então mais colisões passam da Eₐ. Regra prática de Van't Hoff: +10 °C ≈ velocidade dobra.

Dia a dia: a geladeira conserva comida. A panela de pressão cozinha mais rápido porque a água ferve a uma temperatura maior.

Concentração ↑

Mais partículas no mesmo espaço, mais trombadas por segundo.

Dia a dia: abanar a churrasqueira leva mais O₂ e o carvão queima mais forte.

Superfície de contato ↑

Quanto mais picado o sólido, mais área exposta para colisões.

Dia a dia: comprimido efervescente amassado dissolve mais rápido. Graveto acende antes da tora. Carne moída estraga antes do bife.

Pressão ↑ (só gases)

Apertar um gás é o mesmo que aumentar a concentração dele: as moléculas ficam mais próximas.

Catalisador

Abre um caminho alternativo com Eₐ menor. Tem um tópico só dele logo abaixo.

Dia a dia: enzimas da digestão, catalisador do escapamento do carro.

Luz e eletricidade

Fornecem energia para ativar algumas reações (fotólise).

Dia a dia: água oxigenada vem em frasco escuro para a luz não decompor ela.

Natureza dos reagentes também conta: quanto mais ligações fortes para quebrar, mais lenta. Reações entre íons em solução costumam ser quase instantâneas.

2.6

Catalisadores

Substância que acelera a reação sem ser consumida: ela participa no meio do caminho e é devolvida inteira no final. Por isso basta uma quantidade pequena.

O que o catalisador FAZ

  • Diminui a energia de ativação
  • Cria um novo caminho (mecanismo) para a reação
  • Acelera a reação direta e a inversa igualmente
  • Faz chegar ao equilíbrio mais rápido
  • É recuperado no final, sem mudanças

O que ele NÃO faz

  • Não muda o ΔH
  • Não aumenta a quantidade de produto (rendimento)
  • Não faz acontecer uma reação impossível
  • Não muda a energia dos reagentes nem dos produtos
  • Catálise homogênea: catalisador e reagentes na mesma fase (tudo dissolvido, por exemplo).
  • Catálise heterogênea: fases diferentes. Exemplo: gases do escapamento passando por metais sólidos (Pt, Pd, Rh) no catalisador do carro.
  • Enzimas são os catalisadores biológicos, feitas de proteína.
  • Inibidor é o contrário: deixa a reação mais lenta. Conservantes de alimentos funcionam assim.
2.7

Lei da velocidade

Também chamada de Lei de Guldberg-Waage ou lei da ação das massas. Ela diz como a velocidade depende da concentração dos reagentes.

v = k · [A]x · [B]y k = constante de velocidade (muda com a temperatura e com catalisador, não com a concentração). x e y = ordens de cada reagente. Ordem global = x + y.
  • Reação elementar (acontece numa etapa só): os expoentes são os próprios coeficientes. Ex.: 2 NO + O₂ → 2 NO₂ elementar → v = k[NO]²[O₂], 3ª ordem.
  • Reação não elementar: os expoentes vêm de experimentos (tabela) ou da etapa lenta.
  • Sólidos e líquidos puros não entram na lei. Ex.: C(s) + O₂(g) → CO₂(g) → v = k[O₂].
Efeito de dobrar: se o reagente é de ordem 1, dobrar a concentração dobra v. Ordem 2: v fica 4 vezes maior (2²). Ordem 3: 8 vezes (2³). Ordem 0: não muda nada.
Exemplo resolvido · achando a ordem pela tabela

Para a reação A + B → C, foram medidos:

Exp.[A] (mol/L)[B] (mol/L)v (mol/L·s)
10,100,102,0 × 10⁻³
20,200,104,0 × 10⁻³
30,100,208,0 × 10⁻³
  1. Compare 1 e 2: só [A] mudou, e dobrou. A velocidade dobrou (×2 = 2¹). Então ordem 1 em A.
  2. Compare 1 e 3: só [B] mudou, e dobrou. A velocidade ficou 4 vezes maior (×4 = 2²). Então ordem 2 em B.
  3. Lei: v = k[A]¹[B]². Ordem global = 1 + 2 = 3.
  4. Para achar k, use qualquer linha: 2,0 × 10⁻³ = k · 0,10 · (0,10)² → k = 2,0.

v = 2,0 · [A] · [B]² (3ª ordem)

2.8

Mecanismos: a etapa lenta manda

Muitas reações acontecem em várias etapas. A velocidade total é decidida pela etapa mais lenta, igual a uma fila: não adianta o caixa ser rápido se a balança da padaria é devagar. A lei da velocidade usa os coeficientes da etapa lenta.

Exemplo

Reação global: NO₂ + CO → NO + CO₂

Etapa 1 (lenta): 2 NO₂ → NO₃ + NO Etapa 2 (rápida): NO₃ + CO → NO₂ + CO₂

O CO nem aparece na lei, porque não participa da etapa lenta. E o expoente do NO₂ é 2, não 1 como na reação global.

v = k · [NO₂]²

Substâncias como o NO₃, que são formadas numa etapa e consumidas na seguinte, se chamam intermediários. Elas não aparecem na equação global. No gráfico de energia, cada etapa vira um “morrinho”, e o morro mais alto é o da etapa lenta.

Antes da prova

Pegadinhas que derrubam muita gente

  • ΔH negativo significa que a reação absorve energia.Negativo = exotérmica = libera calor. O sistema perdeu energia.
  • O catalisador aumenta a quantidade de produto.Ele só faz o produto aparecer mais rápido. A quantidade final é a mesma, e o ΔH também.
  • Aumentar a temperatura só acelera reações endotérmicas.Aumentar a temperatura acelera qualquer reação, exo ou endo.
  • Na lei da velocidade, o expoente é sempre o coeficiente da equação.Só se a reação for elementar. Se não for, vem da tabela ou da etapa lenta.
  • O diamante tem entalpia zero.Zero é o grafite, a forma mais estável do carbono. Mesma ideia: O₂ vale zero, O₃ não.
  • Evaporar água libera calor.Evaporar (líquido → gás) absorve. É por isso que o suor resfria a pele.
  • Na energia de ligação, ΔH = formadas − quebradas.É quebradas − formadas. Na de formação é produtos − reagentes. Não troque as duas.
  • Sólidos entram na lei da velocidade.Sólidos e líquidos puros ficam de fora. O que muda neles é a superfície de contato, não a concentração.
Cola de bolso

Revisão em 1 minuto

Termoquímica

  • ΔH = Hprodutos − Hreagentes
  • ΔH < 0 exo (libera) · ΔH > 0 endo (absorve)
  • Energia: gás > líquido > sólido
  • H = 0: substância simples, forma mais estável, 25 °C e 1 atm
  • Multiplicou a equação → multiplica ΔH
  • Inverteu a equação → troca o sinal
  • Hess: soma as equações, soma os ΔH
  • Formação: ΔH = Σ prod − Σ reag
  • Ligação: ΔH = Σ quebradas − Σ formadas
  • Combustão: sempre exotérmica

Cinética

  • v = |Δquantidade| / Δt, proporcional aos coeficientes
  • Colisão efetiva: orientação certa + energia ≥ Eₐ
  • Eₐ menor → reação mais rápida
  • Acelera: temperatura, concentração, superfície, pressão (gás), catalisador, luz
  • +10 °C ≈ velocidade × 2
  • Catalisador: abaixa Eₐ, não muda ΔH nem rendimento
  • v = k[A]x[B]y
  • Elementar: expoente = coeficiente
  • Não elementar: tabela ou etapa lenta
  • Sólido e líquido puro fora da lei
Hora de testar

Quiz de fixação

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