3º ano

1. Termoquímica

2. Termoquímica estuda a liberação ou absorção de calor em reações
químicas ou em transformações de substâncias como dissolução,
mudanças de estado físico,...
As transformações termoquímicas podem ser:
Transformações endotérmicas: absorvem energia.
Transformações exotérmicas: liberam energia.

3. A energia transferida entre dois corpos (ou entre diferentes partes de
um mesmo corpo), que têm temperaturas diferentes é denominada
CALOR.
• unidade para medir energia é a caloria (cal), que equivale à quantidade
de calor necessária para elevar em 1°C a temperatura de 1 g de água.
1 cal = 4,18 J
aparelho utilizado – calorímetros

4. Entalpia (H)
É o total de energia liberada ou absorvida em uma transformação de
um dado sistema, a pressão constante.
Transformação exotérmica: libera calor para o meio ambiente.
A + B→ C + D + calor
Hi Hf ∆H
Sendo que:
Hf < Hi
∆ H = Hf - Hi
∆ H < 0

5. Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente.
A + B + calor → C + D
Hi ∆H Hf
Sendo que:
Hf > Hi
∆ H = Hf - Hi
∆ H > 0

6. FATORES QUE INFLUEM NO VALOR DA ENTALPIA
1. O estado físico

7. 2. Estado alotrópico dos reagentes e produtos (lembre-se: Alotropia
ocorre quando um mesmo elemento químico forma diferentes
substâncias simples).
Principais variedades alotrópicas :
Gás oxigênio (O2) = mais estável, menor entalpia.
Gás ozônio (O3) = mais reativo, maior entalpia.
Carbono grafite (C6) = mais estável, menor entalpia.
Carbono diamante (C6) = mais reativo, maior entalpia.
Fósforo vermelho (Pn) = mais estável, menor entalpia.
Fósforo branco (P4) = mais reativo, maior entalpia.
Enxofre rômbico (S8) = mais estável, menor entalpia.
Enxofre monoclínico (S8) = mais reativo, maior entalpia.

8. A variedade alotrópica mais reativa sempre estará num patamar de energia mais
alto, no diagrama de entalpia:

9. 3. Temperatura: as determinações de ∆H devem ser
feitas a temperatura constante, pois ela influi no seu
valor. Geralmente as transformações são feitas em
condições-padrão, a 25ºC.
4. Quantidades de reagentes e produtos: o valor do ∆H é
determinado pelas quantidades dos reagentes.

10. Equação termoquímica: nela devem constar o valor da
entalpia e todos os fatores que nela influem no seu valor:
 estado físico
Pressão
Temperatura
variedade alotrópica
Ex:
Cgrafite + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 392,9 kJ/mol
(a 25ºC e 1 atm)

11. Entalpia padrão: é aquela medida no estado padrão.
Estado padrão:
 temperatura de 25ºC
 pressão de 1 atm
 forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum da
substância.
Substância simples, no estado padrão, tem
entalpia igual a zero.

12. Casos particulares de entalpias
• Entalpia de formação corresponde à variação de entalpia
envolvida na formação de um mol de substância, a partir de
substâncias simples, no estado padrão.
Ex. da reação da síntese (formação) e da variação de entalpia, para
um mol de metano:
Cgrafite + 2 H2 (g) → CH4 (g) ∆H = - 74,8 kJ/mol
Para se determinar a variação de entalpia de uma reação, a partir das
entalpias de formação, usa-se a relação:
∆H = Hprodutos - Hreagentes

13. • Entalpia de combustão é a variação de entalpia liberada na
combustão de um mol de substância, estando todos os
participantes no estado padrão.
Ex. da reação de combustão de um mol de metano:
CH4 (g) + O2 (g)→ CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆H = - 212,8 kcal/mol

14. Entalpia de ligação é a energia absorvida no rompimento de um mol de
ligações entre dois átomos, supondo-se todas as substâncias no estado
gasoso, a 25ºC e 1 atm. Sendo que:
Quebra de ligação: absorção de calor.
Formação de ligação: liberação de calor.
Ex:
A variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de ligação, é
definida como:
∆H = Hlig. rompidas + Hlig. formadas
É interessante notar que podemos analisar vários tipos de entalpias, de acordo com a
transformação estudada: entalpia de dissolução, entalpia de neutralização, entalpia de
síntese,...

15. Lei de Hess
'A variação de entalpia da reação depende apenas dos seus estados
inicial e final.'
A lei de Hess permite que se calcule variação de entalpia de reações difíceis
de serem efetuadas experimentalmente, no calorímetro. Assim o seu ∆H é
determinado indiretamente, por meio da soma adequada de suas equações
intermediárias e respectivas entalpias.
Por ex., para uma reação que ocorre em várias etapas:

16. Pela lei de Hess, teremos:
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3...
Para isto, é necessário:
• somar as equações de todas as reações intermediárias, de forma adequada.
•Quando inverter uma equação química, deve-se inverter também o seu ∆H.
• se multiplicar ou dividir uma equação por um número, seu ∆H também deve
ser multiplicado ou dividido.

17. Exercícios

18. 1. Observe o gráfico e responda qual a variação de entalpia (∆H)?
∆H = Hp - Hr
∆H = 10 – 22
∆H = - 12

19. 2. Observe o gráfico e responda qual a energia de ativação?
18

20. 3. Qual é a energia do complexo ativado?
40

21. 4. Observe o gráfico e classifique-o em exotérmico ou
endotérmico.
Exotérmico

22. 5. Indique os números que representam a variação de entalpia
e a energia de ativação da reação direta.
Reação direta é a reação da esquerda para a direita. Dessa forma, A é o
reagente e B é o produto. A energia de ativação da reação direta é o 2 e
variação de entalpia, o 4.

23. 6. Considerando o gráfico, responda os números que
correspondem a variação de entalpia e a energia de ativação
da reação inversa.
Reação inversa é a reação da direita para a esquerda. Dessa forma, o B
é o reagente e o A é o produto. O 5 é a energia de ativação da reação
inversa e a variação de entalpia é representada pelo 4.

24. 7. Considere os seguintes processos: neutralização de leite
de magnésia no estômago, oxidação de cobre, formando
zinabre e ataque de ácido muriático (HCl) em pedaço de
palha de aço. Quem apresenta alta energia de ativação?
Ter alta energia de ativação significa velocidade baixa, ou seja,
reação muito lenta. Isso quer dizer que somente a oxidação do
cobre formando zinabre apresenta, pois é uma reação lenta. Já
os dois outros processos apresentam energia de ativação baixa,
o que significa uma reação rápida

25. 8. Observe o diagrama de energia e julgue as afirmativas:
I- O processo é exotérmico;
II- A reação tem variação de entalpia igual a –30 kcal
III- A energia de ativação vale +130 kcal
IV- O valor do complexo ativado é +90 kcal

26. 9. (UnB) para uma reação exotérmica, indique quais são
as informações corretas:
a. a entalpia decresce.
b. ∆ H tem sinal negativo.
c. a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos
reagentes.
d. o calor é absorvido pelo meio ambiente.
a, b, c

27. 10.(UFRGS)Uma das etapas envolvidas na produção de álcool
combustível é a fermentação. A equação que representa essa
transformação é :
C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2
Conhecendo os calores de formação da glicose = -302kcal/mol,
do gás carbônico = -94kcal/mol e
do álcool = -66 kcal/mol,
podemos afirmar que a fermentação ocorre com:
a)liberação de 18 kcal/mol de glicose
b)absorção de 18 kcal/mol de glicose
c)liberação de 142 kcal/mol de glicose
d)absorção de 142 kcal/mol de glicose
e)variação energética nula.
-302 2* (-66) 2 *(-94)
∆H = -132 -188 – (-302)
∆H = -18 kcal/mol

28. 11. (Fuvest-SP) Com base nos dados:
Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
H – H 436
Cl – Cl 243
H – Cl 432
Pede-se estimar que o ∆ H da reação representada por :
H2 (g) + Cl 2 (g) → 2 HCl (g)
dado em kJ por mol de HCl (g) é igual a:
436 243 2*432
∆H = 436 + 243 + 2*(-432)
∆H = -185 kJ → 2 mol
1 mol → -92,5 kJ

29. 12. (Vunesp-SP) São dadas as equações termoquímicas a 25ºC e 1 atm.
I) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O( l ) ∆ H1 = -2 602 kJ
(combustão do acetileno)
II) 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O ( l ) ∆ H2 = - 3 123kJ (combustão
do etano)
III) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O ( l ) ∆ H 3 = - 286 kJ (formação da água)
a) Aplique a lei de Hess para a determinação do ∆ H da reação de
hidrogenação do acetileno, de acordo com a equação:
C2H2 (g) + 2 H2 (g)→ C2H6(g)
b) Calcule o ∆ H da reação de hidrogenação do acetileno.
Dividir a 1ª e 2ª equações por 2 e a 3ª, multiplicar por 2, inverter a 2°
equação e ,somar tudo.
∆ H = -1031 + 1561,5 – 572
∆ H = 311,5 kJ/mol

30. 01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol:
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) a) – 1066 kj.
b) b) – 142 kj.
c) c) + 142 kj.
d) d) + 1066 kj.
e) e) + 2274 kj.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)]
ΔH = (– 1670) – (– 1812)
ΔH = – 1670 + 1812
ΔH = + 142 kJ

31. 02) Sendo o ∆H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o ∆H
de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o ∆H da reação
abaixo será:
2 FeO + 1/2 O2  Fe2O32 FeO + 1/2 O2  Fe2O3
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)]
a) – 68,4 kcal/mol.
b) + 68,4 kcal/mol.
c) – 132,5 kcal/mol.
d) + 132,5 kcal/mol.
e) – 260,5 kcal/mol
ΔH = (– 196,5) – (– 128,04)
ΔH = – 196,5 + 128,04
ΔH = – 68,42 kcal

32. 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)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

33. 04)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos,
C2
H2 (g)
+ 5/2 O2 (g)
 2 CO2 (g)
+ H2
O ()
Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2
H2 (g)
)
ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g)
)
ΔH = – 285,5 kj/mol (H2
O ()
)
Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C2
H2
,
em kj/mol.
a) + 1298,6.
b) – 1298,6.
c) – 905,3.
d) + 905,3.
e) – 625,8.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)]
ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5
ΔH = – 1298,6 kj/mol
Pág. 333
Ex. 04

34. 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+ 1016,7
2 X 563,2 + 1 X 242,6
1126,4 + 242,6
– 1369– 1369
ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj= – 352,3 kj

35. 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

36. 04)(UNI – RIO) O gás cloro (Cl2
) amarelo-esverdeado é altamente tóxico. Ao ser
inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando ácido clorídrico
(HCl), um ácido forte, capaz de causar graves lesões internas, conforme a
seguinte reação: Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl
ou
Cl2(g)
+ H2
O(g)
 HCl(g)
+ HClO(g)
Ligação Energia de ligação (kj/mol)
Cl – Cl 243
H – O 464
Ligação Energia de ligação (kj/mol)
H – Cl 431
C l – O 205
Utilizando os dados constantes na tabela anterior, marque a opção que
contém o valor correto da variação de entalpia verificada, em kj/mol.
a) + 104.
b) + 71.
c) + 52.
d) – 71.
e) – 104.
Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl
1 x 243 + 2 x 464
243 + 928
+ 1171 kj
1 x 431 + 1 x 464 + 1 x 205
431 + 464 + 205
– 1100 kj
ΔH = 1171 – 1100 ΔH = + 71 kj/mol