Termoquímica

Termoquímica é a área da Química que estuda a demanda de calor pelas reações químicas.

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A termoquímica é um ramo da termodinâmica dentro da Química e estuda a demanda de calor pelas reações químicas. A quantidade de energia transferida na forma de calor em uma reação química pode ser medida por meio de uma grandeza termodinâmica, conhecida como entalpia, comumente representada pela letra H. Uma reação termoquímica pode ser endotérmica, se absorver energia na forma de calor, ou exotérmica, se liberar energia na forma de calor.

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A termoquímica é de grande importância para a sociedade, pois pode ser utilizada para mensurar a capacidade energética de combustíveis, bem como o conteúdo energético dos alimentos. Uma das formas de cálculo de calor demandado em reações químicas se dá pela lei de Hess, que se aproveita de a entalpia ser uma função de estado.

Leia também: O que a Físico-Química estuda?

Tópicos deste artigo

Resumo sobre termoquímica

  • A termoquímica é a área da Química que estuda a demanda de calor pelas reações químicas.
  • A quantidade de calor transferida em uma reação química pode ser mensurada pela entalpia, uma ferramenta termodinâmica.
  • As reações termoquímicas podem ser exotérmicas, quando liberam energia na forma de calor, ou endotérmicas, quando absorvem energia na forma de calor.
  • As equações termoquímicas são formas de se representar reações termoquímicas.
  • A lei de Hess é uma importante metodologia para calcular o calor demandado em equações termoquímicas, pois aproveita-se de que a variação de entalpia é uma função de estado.
  • A termoquímica é de grande importância, pois é utilizada para mensurar a quantidade de calor envolvida em processos químicos, tal qual a combustão de combustíveis e o conteúdo energético dos alimentos.

O que é termoquímica?

As reações químicas demandam energia, ou seja, uma reação química pode produzir energia da mesma forma que ela pode necessitar de energia para ocorrer. A termoquímica, assim sendo, estuda a demanda de calor das reações químicas.

Vale lembrar que o calor é uma forma de transferência de energia que decorre das diferenças de temperatura entre o sistema de análise e a vizinhança, sendo, na maioria das vezes, representado pela letra Q.

Dessa forma, um sistema químico pode realizar uma reação em que pode ocorrer transferência de energia na forma de calor para o meio externo; assim como pode absorver a energia transferida na forma de calor para desencadear um processo químico.

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Entalpia

No século XIX, a queda da teoria do calórico, que tratava o calor como uma substância material, fez com que os químicos procurassem novas formas de mensurar o calor demandado em reações químicas. Nesse contexto surgiu, com o desenvolvimento da termodinâmica e pelas mãos de Josiah Willard Gibbs, a correlação entre calor e entalpia, representada pela letra H.

A entalpia é uma grandeza termodinâmica associada à energia interna de um corpo que, em processos isobáricos (pressão constante), apresenta uma variação numericamente igual à quantidade calor transferida entre sistema e vizinhança. Assim, podemos escrever que:

ΔH = Q, em pressão constante

Sempre é importante lembrar que entalpia não é sinônimo de calor ou de conteúdo de calor ou de qualquer coisa do gênero. Deve-se pensar na entalpia como uma ferramenta importante para o cálculo do calor envolvido em processos químicos, uma vez que boa parte das reações ocorre sem variação de pressão.

→ Videoaula sobre entalpia

Tipos de reações termoquímicas

Reações químicas ocorrem com transferência de energia. Se a energia transferida ocorrer na forma de calor, podemos dizer que uma reação química transfere energia para a vizinhaça, ou que absorve a energia da vizinhança, na forma de calor, para ocorrer.

Assim, são conhecidas como reações exotérmicas as reações químicas que transferem energia, na forma de calor, para a vizinhança. Em termos mais simples, tais reações liberam energia na forma de calor.

Uma consequência importante das reações exotérmicas e que pode ser observada é, na maioria das vezes, o aumento da temperatura das fronteiras do sistema (como as paredes do frasco em que ocorre a reação) ou do meio externo. Um exemplo de reação exotérmica é a combustão.

Explosão, um exemplo de reação exotérmica.
Uma explosão é um exemplo de reação exotérmica.

Já as reações que absorvem energia na forma de calor do meio externo para que possam ser realizadas são conhecidas como endotérmicas. É possível perceber, na maioria das vezes, que uma reação é endotérmica quando a temperatura das fronteiras do sistema ou do meio externo diminui. A dissolução do cloreto de amônio em meio aquoso, por exemplo, é uma reação endotérmica.

Leia também: Diferenças entre processos endotérmicos e exotérmicos

Equação termoquímica

Quando queremos representar uma reação termoquímica, devemos utilizar as equações termoquímicas. A diferença em relação às equações químicas tradicionais é que, nas equações termoquímicas, devemos apresentar a variação de entalpia ou a quantidade de energia transferida na forma de calor, de modo a identificar se o processo é exotérmico ou endotérmico. Tanto a quantidade de calor quanto a entalpia utilizam as unidades de energia caloria (em geral, quilocalorias, kcal) ou Joule (em geral, quilojoules, kJ).

A variação de entalpia, ΔH, sendo numericamente igual ao calor transferido, pode ser tanto positiva quanto negativa. Sendo uma variação de entalpia uma função de estado, entende-se que ela só depende do seu ponto inicial e do seu ponto final; logo, é possível dizer que:

ΔH = Hfinal – Hinicial

Como os reagentes estão presentes no estágio inicial de uma reação química e os produtos estão no estágio final de uma reação química, essa fórmula pode ser representada como:

ΔH = Hprodutos – Hreagentes

Se ΔH > 0, entende-se que houve transferência de calor para a reação química, ou seja, ocorreu absorção de calor para transformar quimicamente os reagentes em produtos; assim sendo, o processo é endotérmico.

Do contrário, caso ΔH < 0, entende-se que houve transferência de calor da reação química para a vizinhança, ou seja, a energia química produzida na conversão dos reagentes em produtos foi liberada na forma de calor; assim sendo, o processo é exotérmico.

Um processo endotérmico pode ser equacionado da seguinte forma:

CO2 (g) + 2 H2O (l) + 890 kJ → CH4 (g) + 2 O2 (g)             ou:

CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g)                           ΔH = +890 kJ

Já um processo exotérmico pode ser equacionado da seguinte forma:

C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) + 2808 kJ             ou:

C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)                  ΔH = −2808 kJ

Lei de Hess

A entalpia é uma função de estado, assim, o valor de ΔH não depende do caminho tomado, ou seja, não depende da rota da reação química, levando-se em conta apenas os estados inicial ou final da reação.

Então, por exemplo, caso se queira saber a variação de entalpia em um processo de sublimação (agem de sólido para gás diretamente), pode-se considerar que tal variação é a soma da variação de entalpia do processo de fusão (sólido para líquido) com a variação de entalpia do processo de vaporização (líquido para gás). Isso porque os estados inicial e final dessa rota são exatamente os mesmos do processo de sublimação.

ΔHsublimação = ΔHfusão + ΔHvaporização

Assim, não importa o caminho tomado, mas sim que, no início, a matéria estava sólida e, no fim, ela estava gasosa, tal qual um processo de sublimação.

Em reações químicas, esse procedimento também se aplica. Nesse caso, conhecemos tal regra como lei de Hess. Assim, a lei de Hess nos diz que a variação de entalpia total de uma reação é a soma das variações de entalpia das reações que agem como etapas reacionais. Por exemplo, de forma simples:

Etapa I: A + B → AB                                  ΔHI

Etapa II: AB + C → AC + B                         ΔHII

Se juntarmos as etapas I e II, teremos a seguinte reação:

A + B + AB + C → AB + AC + B

Simplificando as substâncias que são idênticas, a reação é, então:

A + C → AC

E o ΔH dessa reação será justamente a soma de ΔHI com ΔHII.

O grande trunfo da lei de Hess é que é possível utilizar reações hipotéticas, ou seja, que não são reprodutíveis em laboratório. Outro ponto importante é a previsão da variação de entalpia de uma reação, ainda não conhecida, com base nas variações de entalpias conhecidas de outras reações. Na metodologia da lei de Hess, é possível, ainda, tratar equações termoquímicas como matemáticas, fazendo-se ajustes para se chegar à reação de interesse.

Por exemplo, suponha que haja o interesse em determinar a variação de entalpia da reação 3 C (graf.) + 4 H2 (g) → C3H8 (g). Para tal, são fornecidas três reações que poderão ser consideradas etapas de formação da reação de interesse:

I) C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)                 ΔH = −2220 kJ

II) C (graf.) + O2 (g) → CO2 (g)                                      ΔH = −394 kJ

III) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)                                      ΔH = −286 kJ

Pela lei de Hess, é possível mobilizar as reações I, II e III como equações matemáticas, de modo que, quando somadas semelhantemente a um sistema, chega-se à reação de interesse. Por exemplo, na reação de interesse o C3H8 (g) é um produto.

Entre as reações fornecidas, a única que contém tal substância é a equação termoquímica I. Contudo, nela, o C3H8 é um reagente. Por isso, pode-se inverter o sentido da equação I. Como consequência, o ΔH também será invertido (se era exotérmico, agora será endotérmico, já que é uma função de estado):

I) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) → C3H8 (g) + 5 O2 (g)                 ΔH = +2220 kJ

Também se percebe que há a necessidade de 3 mols de C (graf.) na reação de interesse como um reagente. A equação II até fornece C (graf.) como um reagente, porém apenas 1 mol. Dessa forma, pode-se multiplicar os coeficientes estequiométricos da reação II por 3, e, nesse caso, o ΔH também deverá ser multiplicado por 3.

II) 3 C (graf.) + 3 O2 (g) → 3 CO2 (g)                                 ΔH = −1182 kJ

Por fim, percebe-se que a reação de interesse exige 4 mols de H2 (g) como reagente. A única equação que fornece essa substância é a III. Contudo, assim como anteriormente, a quantidade não está correta. Dessa forma, deve-se multiplicar os coeficientes estequiométricos por 4. O ΔH, como no último caso, também será multiplicado por 4.

III) 4 H2 (g) + 2 O2 (g) → 4 H2O (l)                                      ΔH = −1144 kJ

Para se ter certeza de que tudo foi feito corretamente, deve-se somar as equações modificadas I, II e III tal qual num sistema matemático. Assim, substâncias que apresentem o mesmo coeficiente estequiométrico, mas que estejam em lados opostos da seta, deverão ser simplificadas. Se estiverem do mesmo lado, deverão ser somadas. Caso a resposta seja idêntica à equação de interesse, então o procedimento foi feito corretamente, e, para finalizar, basta somar-se os valores de entalpia.

Exemplo de cálculo de variação de entalpia pela lei de Hess.

Percebe-se que o O2 (g) total nas equações II e III, por meio da soma (estavam do mesmo lado da seta), resultou em 5 mols de O2 (g), simplificado com os 5 mols de O2 (g) da equação I.

Assim, a reação 3 C (graf.) + 4 H2 (g) → C3H8 (g) tem um ΔH = −106 kJ.

Aplicações da termoquímica

Determinar as variações de entalpia de reações é de grande interesse para a Química. Graças à termoquímica e a seus cálculos, é possível determinar a quantidade de energia produzida por determinado combustível que sofrerá combustão na câmara de um motor ou em uma usina. Assim, é possível determinar qual combustível apresentará melhor ou pior rendimento energético dentro dos parâmetros estabelecidos.

Dentro de toda a demanda que a sociedade apresenta acerca de efeitos causados pelas mudanças climáticas, conhecer os combustíveis e suas capacidades energéticas é muito importante.

Da mesma forma, a energia contida em alimentos também pode ser determinada por meio de estudos da termoquímica. Os valores energéticos encontrados em tabelas nutricionais são calculados com base na combustão dos alimentos em calorímetros específicos, conhecidos como calorímetros bomba.

No mais, nenhuma reação química ocorre sem energia, sendo que comumente essa energia é transferida na forma de calor.

Exercícios resolvidos sobre termoquímica

Questão 1

(UFRR 3ª Etapa/2023) Sabendo que a entalpia de dissolução do nitrato de amônio é de 21,1 kJ mol−1,

(NH4)NO3 (s) → NH4+ (aq) + NO3 (aq)                  ∆H = +21,1 kJ mol−1

É CORRETO afirmar que:

(A) O processo é exotérmico.
(B) Calor é liberado para o ambiente durante o processo de dissolução.
(C) O processo é endotérmico.
(D) O sal não é solúvel.
(E) Nenhuma das anteriores.

Resposta: Letra C

É possível perceber que o ∆H é um valor maior que zero (+21,1); assim sendo, caracteriza-se o processo como endotérmico.

Questão 2

(Unesp/2023-2) Analise os diagramas de entalpias de reações parciais, associadas com a reação de cal viva sólida, CaO (s), com água líquida, para a produção de cal hidratada sólida, Ca(OH), (s).

Diagramas de entalpias de reações parciais em questão de termoquímica da Unesp.

A variação de entalpia dessa reação de cal viva com água líquida, para produzir cal hidratada, é igual a

(A) −1905 kJ/mol.
(B) −65 kJ/mol.
(C) +95 kJ/mol.
(D) −1620 kJ/mol.
(E) +2890 kJ/mol.

Resposta: Letra B

A reação da cal viva com água líquida para produzir cal hidratada é:

CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s)

A variação de entalpia dessa reação pode ser obtida por meio das equações termoquímicas dadas pelos diagramas. Transferindo as informações dos diagramas, temos que:

Ca (s) + H2 (g) + O2 (g) → Ca(OH)2 (s)                                ∆H = −985 kJ

Ca (s) + ½ O2 (g) → CaO (s)                                               ∆H = −635 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)                                                 ∆H = −285 kJ

Utilizando a lei de Hess, modificamos as equações pensando na reação exigida pelo exercício:

Ca (s) + H2 (g) + O2 (g) → Ca(OH)2 (s)                               ∆H = −985 kJ

CaO (s) → Ca (s) + ½ O2 (g)                                                ∆H = +635 kJ

H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g)                                                 ∆H = +285 kJ


CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s)

O somatório das equações modificadas, simplificando-se as substâncias que são iguais e estão em lados opostos, originou a equação química exigida pelo exercício. Assim, a variação de entalpia é dada por:

∆H = −985 + 635 + 285

∆H = −65 kJ

Fontes

ATKINS, P.; DE PAULA, J.; KEELER, J. Physical Chemistry. 11. ed. Oxford: Oxford University Press, 2018.

ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Príncípios de Química: Questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. 1. ed. Barueri: LTC Editora, 1986.

DO CANTO, E. L.; LEITE, L. L. C.; CANTO, L. C. Química – na abordagem do cotidiano. 1. ed. São Paulo: Moderna, 2021.

SILVA, José Luis de Paula Barros. Por que não estudar entalpia no Ensino Médio. Química Nova na Escola. v. 22. nov. 2005 

Esquema ilustrativos com conceitos importantes da termoquímica.
A termoquímica é um ramo da Química que estuda a demanda de calor pelas reações químicas.
Crédito da Imagem: Gabriel Franco | Brasil Escola
Escritor do artigo
Escrito por: Stéfano Araújo Novais Stéfano Araújo Novais, além de pai da Celina, é também professor de Química da rede privada de ensino do Rio de Janeiro. É bacharel em Química Industrial pela Universidade Federal Fluminense (UFF) e mestre em Química pela Universidade Federal do Rio de Janeiro (UFRJ).
Deseja fazer uma citação?
NOVAIS, Stéfano Araújo. "Termoquímica"; Brasil Escola. Disponível em: /quimica/termoquimica-.htm. o em 28 de maio de 2025.
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Videoaulas


Artigos de Termoquímica


Cálculo da entalpia de uma reação

O cálculo da entalpia de uma reação envolve a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes.

Conteúdo Calorífico ou Calorias

O conteúdo calorífico dos alimentos e dos demais fenômenos relacionados a trocas de calor é dado em termos de calorias. Uma caloria é a quantidade de energia ou calor necessária para elevar a temperatura de 1 grama de água em 1 °C. No SI, a unidade usada é joule (J) ou quilojoule (kJ).

Energia de ligação

Energia de Ligação em equações químicas

Energia Livre de Gibbs

A energia livre de Gibbs é a energia de que o processo dispõe para realizar trabalho útil em temperatura e pressão constantes.

Entalpia

Entalpia é uma ferramenta termodinâmica para se calcular o calor envolvido em processos que ocorrem em pressão constante, como as reações químicas.

Entalpia de Combustão

A reação entre uma substância e o gás oxigênio é uma reação de combustão. A energia liberada na combustão de 1 mol de substância é chamada de entalpia de combustão.

Entalpia de Formação

A variação de entalpia envolvida na formação de 1 mol de um produto a partir de substâncias simples, estando todos os reagentes e os produtos em seus estados-padrão, recebe o nome de entalpia-padrão de formação, ou calor-padrão de formação ou simplesmente entalpia de formação.

Entalpia de Neutralização

A entalpia de neutralização é o calor liberado na formação de 1 mol de água, a partir da reação entre 1 mol de cátions hidrogênio com 1 mol de ânions hidroxila.

Entalpia nas mudanças de estado físico

Entalpia-Padrão

A entalpia-padrão é a variação de entalpia da formação de 1 mol de um produto por meio de seus elementos constituintes (substâncias simples), todos em seus estados-padrão.

Entropia

A entropia (S) é uma grandeza termodinâmica que mede a desordem de um sistema e a espontaneidade dos processos físicos.

Equações Termoquímicas

As equações termoquímicas devem indicar: a variação da entalpia, os estados físicos e variedades alotrópicas, a temperatura e a pressão, além do número de mol dos elementos.

Formas de obtenção de Energia

Lei de Hess

A lei de Hess é uma forma de calcular a entalpia total de uma reação por meio da soma das entalpias de reação de diversas etapas.

Medindo as Calorias dos Alimentos por meio de um Calorímetro

Um calorímetro é um aparelho usado para medir as calorias, ou seja, os valores energéticos dos alimentos. Visto que uma caloria é a quantidade de energia necessária para elevar em 1 °C a temperatura de 1 g de água, no calorímetro é possível medir a quantidade de calor absorvido por ela ao se queimar

Reações endotérmicas e exotérmicas

Reações endotérmicas e exotérmicas são reações químicas nas quais ocorre a absorção de energia do ambiente e a liberação de energia para o ambiente respectivamente.

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Transferência de calor de um sistema

Variação da Entalpia em Reações Exotérmicas

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Variação de Entalpia de Solução

A variação de entalpia de solução é medida somando-se as entalpias das duas etapas da dissolução de uma substância na água. A primeira etapa nos fornece a entalpia reticular, que é a energia absorvida para romper as ligações dos íons. A segunda é a entalpia de hidratação, em que se libera energia.

Variação de Entalpia nas reações