1. Professora Ana Karoline Maia
Karoline.quimica@gmail.com

2. Tipos de Entalpias ou Calores de Reação
1. Entalpia de Mudança de Fase
2. Entalpia ou Calor de Formação
3. Entalpia ou Calor de Decomposição
4. Entalpia de Combustão
5. Entalpia de Dissolução
6. Entalpia de Neutralização
7. Entalpia ou Energia de Ligação

3.  A energia das substâncias aumenta
progressivamente à medida que elas passam
da fase sólida, para a líquida e a gasosa.

4. É a quantidade de calor liberada ou absorvida na
formação de um mol dessa substância à partir de
substâncias simples (no estado padrão).
Calor ou entalpia de formação

5. H2(g).................... H=0
O2(g).................... H=0
O3(g).................... H0
C(grafite).................H=0
C(diamante)............. H0
Entalpia Padrão (Ho)

6. Formas alotrópicas
estáveis
Formas alotrópicas menos estáveis
O2 (oxigênio) O3 (ozônio)
C (grafite) C (diamante)
P4 (Fósforo vermelho) P4 (Fósforo branco)
S8 (Rômbico) S8 (Monoclínico)
ALOTROPIA: só ocorre com substâncias simples.

7. CARBONO GRAFITE CARBONO DIAMANTE
ENXOFRE RÔMBICO ENXOFRE MONOCLÍNICO

8. FÓSFORO VERMELHO FÓSFORO BRANCO
O2 O3(OZÔNIO)

9.  Podemos calcular a variação de entalpia de
uma reação pela diferença entre as entalpias
de formação dos produtos e as entalpias de
formação dos reagentes.
 aA + bB cC + dD
 Entalpia dos reagentes:Hr= a HfA + bHfB
 Entalpia dos produtos:Hp= c HfC + dHfD
 ∆H reação = (c HfC + dHfD)- (a HfA + bHfB)

10.  Lembrar que os valores de entalpia de
formação são tabelados!
 Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
 ∆Hf (Fe2O3) = -196,5 kcal/mol
 ∆Hf (CO) = -26,4 kcal/mol
 ∆Hf (Fe)=0 kcal/mol
 ∆Hf (CO2)= -94,1 kcal/mol
 ∆H= [2.(0) +3(-94,1)] – [1.(-196,5) + (3.-26,4)]
 ∆H= -282,3 – (-275,7)
 ∆H= -6,6 kcal

11. 01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kJmol:
Al2O3(s) = – 1670; MgO(s) = – 604.
Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da
reação representada por:
3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s)
Seu valor é igual a:
a) – 1066 kJ.
b) – 142 kJ.
c) + 142 kJ.
d) + 1066 kJ.
e) + 2274 kJ.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)]
ΔH = (– 1670) – (– 1812)
ΔH = – 1670 + 1812
ΔH = + 142 kJ

12. 03 O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo
equacionada:
A entalpia da reação a 25 C e 1 atm, é igual a:
Entalpias de formação em kj/mol,
CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = – 108.
CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g)
a) + 254 kj.
b) – 127 kj.
c) – 479 kj.
d) + 508 kj.
e) – 254 kj.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75) + 1 x (– 287)]
ΔH = (– 108) – [– 75 – 287]
ΔH = (– 108) – (– 362)
ΔH = – 108 + 362
ΔH = 254 kj

13. É a energia necessária para romper um mol
de ligações quando se obtêm os átomos
isolados no estado gasoso.
A principal aplicação prática é permitir o
cálculo da variação de entalpia de
reações, conhecendo-se as energias de
ligações.

15. A quebra de ligações será sempre um processo
ENDOTÉRMICO
H – H (g) H2 (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol

16. 78,5C  Cl
99,5C  H (metano)
98,8C  H
83,1C  C
103,2H  Cl
104,2H  H
58,0Cl  Cl
E de ligação
(Kcal/mol)
Ligação

17. . . . REAGENTES
A quebra de uma ligação é um processo endotérmico.
(H > 0): SINAL (+)
 . . . PRODUTOS
A formação de uma ligação é um processo exotérmico.
( H < 0): SINAL (-)
Energia de ligação

18.  Observações:
 A energia de ligação entre dois átomos determinados é
praticamente constante. A ligação é uma propriedade
intrínseca do átomo, sofre pouca influência da vizinhança.
 Quanto maior a energia de ligação entre os átomos, mais
forte serão as forças que unem os dois átomos.
 Assim podemos calcular o ∆H da reação pela
somatória de todas as energias de ligações
rompidas nos reagentes e formadas nos produtos.
 ∆H reação = ∑ (∆H ligações rompidas nos
reagentes) + ∑ (∆H ligações formadas no produto)

19. H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g)
H - H + Cl - Cl  2 H-Cl
+104,0kcal/mol +58,0kcal/mol 2 x(103,0kcal/mol)
H= 104 +58 + 2.(-103)
H = - 44,0 kcal/mol
Energia de ligação

20. 01) São dadas as seguintes energias de ligação:
Ligação Energia (kj/mol)
H – Cl
H – F
Cl – Cl
F – F
431,8
563,2
242,6
153,1
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem
variação de entalpia, em kj, da ordem de:
2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g)
Ligação Energia (kj/mol)
a) – 584,9, sendo endotérmica.
b) – 352,3, sendo exotérmica.
c) – 220,9, sendo endotérmica.
d) + 220,9, sendo exotérmica.
e) + 352,3, sendo endotérmica.
2 H – Cl + F – F  2 H – F + Cl – Cl
2 X 431,8 + 1 X 153,1
863,6 + 153,1
+ 1016,7
2 X 563,2 + 1 X 242,6
1126,4 + 242,6
– 1369
ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj

21. 02 Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da
reação seguinte:
3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2
N – H 93 kcal/mol
H – Cl 103 kcal/mol
N N 225 kcal/mol
Cl – Cl 58 kcal/mol

Cl – Cl3 + 2 N – H
H
H
H – Cl6
3 x
174 + 558
+ N N
58 + 936 x
+ 732 kcal
1036 x + 225
618 + 225
– 843 kcal
ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal