Equações Químicas

1. Equações termoquímicas:
Forma de se representar uma reação química, semelhante a uma equação
química comum, que informa a variação de entalpia resultante do
processo, a pressão e a temperatura ambiente, podendo informar
também os estados físicos dos reagentes e produtos.
H + O => H O ΔH = - 292,6 kJ
H + O => H O ΔH = - 286,6 kJ
H + O => H O ΔH = - 292,9 kJ
½
½
½
2(g)
2(g)
2(g)
2(g)
2(g)
2(g)
2
2
2
(S)
(I)
(V)
1
2
3

2. Quantidade de reagentes e produtos
O ΔH depende das quantidades de reagentes e produtos, assim ao
multiplicar ou dividir os coeficientes de uma equação devemos fazer o
mesmo com o ΔH da reação.
H + Cl => 2HCl ΔH= +
184,9 kJ
2H + 2Cl => 4HCl ΔH= +
369,8 kJ
2(g) 2(g) (g)
2(g) 2(g) (g)
(g)
2(g) 2(g)

3. Equações Exotérmicas:
• Libera calor;
• Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes;
• ∆H<O.
Exemplos:
C H OH + 3 O → 2 CO + 3 H O ∆H=-1368kJ
SO + 1/2 O → SO
ΔH= - 23,4 Kcal
magem:
JulioNather /
Reação
exotérmica, em
30 de junho de
2006 / Public
Domain
2
2 (g)
5
2 (g)
2 (g)
(ℓ)
3 (g)
2 (g) 2 (ℓ)

4. Equações Endotérmicas
• Absorve calor;
• Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes;
• ∆H>O.
Exemplos:
C (grafite) + 2S (rômbico) → CS ΔH = +21 kcal
Fe O + 3 C → 2 Fe + 3CO ΔH=+490KJ
Imagem:JulioN
ather / Reação
endotérmica,
em 30 de junho
de
2006 / Public
Domain
2 3 (s) (s) (s) (g)
2 (I)

5. Estado Alotrópico
C (grafite) + O 2(g) → CO 2(g) ΔH = -393,1 kJ
C (diamante) + O 2(g) → CO 2(g) ΔH = -395,0 kJ
C (diamante) → C (grafite) ΔH = -1,9 kJ Exotérmica
C (grafite) → C (diamante) ΔH = +1,9 kJ Endotérmica

6. Estado Alotrópico
Imagem: Exemplos de diamante e grafite com suas respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU
Free Documentation
License, a partir das imagens (a) Itub / GNU Free Documentation License e (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution-Share
Alike 3.0 Unported

7. Sentido da Equação:
• Se em um sentido a equação é exotérmica, no sentido inverso a equação é
exotérmica e vice-versa.
• C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) → 2 CO 2 (g) + H 2 O(g) ΔH = -310,6 kcal Exotérmica
• 2 CO 2 (g) + H 2 O(g) → C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) ΔH = +310,6 kcal Endotérmica

8. Equação da Entalpia de Formação:
• Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis em condição ambiente
(25°C, 1atm);
• Substâncias simples no estado padrão formam 1mol da substância composta;
• As substâncias simples no estado padrão possuem entalpia igual a zero;
• A entalpia de 1mol de substância composta é numericamente igual a seu calor de
formação.
Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão
Hidrogênio H 2(g)
Oxigênio O 2(g)
Carbono C (grafite)
Enxofre S (rômbico)

9. Montando a Equação de Formação
• C 3 H 8 (g)
• 3C (grafite) + 4H 2 (g) →C 3 H 8 (g)
• C 6 H 6 (l)
• 6C (grafite) + 3H 2 (g) →C 6 H 6 (g)
• C 2 H 6 O (l)
• 2C (grafite) + 3H 2 (g) + 1/2O 2(g) → C 2 H 6 O (l)
Elemento Químico S. Simples no Estado
Padrão
Hidrogênio H 2(g)
Oxigênio O 2(g)
Carbono C (grafite)
Enxofre S (rômbico)

10. Equação da Entalpia de Combustão:
• Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação de entalpia
(∆H) da combustão completa de 1mol de combustível, estando todos os
reagentes e produtos no estado padrão; (3)
• Combustão é a reação do combustível com o O 2(g);
• Toda combustão libera energia, ou seja, é exotérmica.

11. Montando a Equação Combustão
• H 2(g)
• H 2(g) + O 2(g) → H 2 O (l)
• C 4 H 8 O 2(l)
• C 4 H 8 O 2(l) + 5O 2(g) → 4CO 2(g) + 4H 2 O (l)
• S (rômbico)
• S (rômbico) + O 2(g) → SO 2(g)
Elemento
Químico
S. Simples no
Estado Padrão
Hidrogênio H 2(g)
Oxigênio O 2(g)
Carbono C (grafite)
Enxofre S (rômbico)

12. Lei de Hess
• “A variação de entalpia, ou seja, a
quantidade de calor liberada ou
absorvida por um processo só
depende do estado inicial e final do
processo, não dependendo das etapas
intermediárias.”
Imagem: Foto do químico suíço Germain
Henri
Hess / Source: Edgar Fahs Smith Collection
/
Public Domain

13. Lei de Hess
A variação de Entalpia em uma transformação é a mesma. Passando por
etapas intermediárias ou não.
Observe:

14. Consequências da Lei de Hess
• Permitiu que as equações termoquímicas fossem realizadas a céu
aberto;
• Permitiu calcular a entalpia de várias substâncias até então
desconhecidas, a partir da entalpia da própria reação;
• Permitiu calcular a entalpia de várias reações difíceis de ocorrer pelo
método direto, ou seja, reações que ocorrem pelo método indireto

15. Lei de Hess e Equações Termoquímicas:
• As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem
equações matemáticas ou algébricas;
• Invertendo-se uma equação termoquímica, o sinal do ∆H também será
invertido;
• Multiplicando-se ou dividindo-se uma equação termoquímica por um
número diferente de zero, o valor do ∆H também será multiplicado ou
dividido por esse número

16. Usando a Lei de Hess – Ex.: 1
• A partir das equações calcule o ∆H da transformação de C graf em C diam :
• C graf + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 1 = – 94 kcal/mol
• C diam + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 2 = – 94,5 kcal/mol
• Resolução:
• C graf + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 1 = –94 kcal/mol
• CO 2(g) → C diam + O 2(g) ∆H 2 = +94,5 kcal/mol
C graf → C diam
Invertida
Mantida
∆H = ∆H 1 + ∆H 2
∆H = -94 + 94,5 = 0,5 Kcal/mol

17. Considerações do exemplo 1
Conhecendo as regras de como mexer nas equações:
• Você deve deixar nos reagentes quem é o reagente na equação desejada,
o mesmo vale para os produtos;
• Para fazer a soma algébrica das substâncias é necessário que as
substâncias sejam as mesmas, estejam no mesmo estado de agregação e/ou
no mesmo estado alotrópico;
• Trata-se de uma reação endotérmica, pois a variação de entalpia é
positiva.

18. Usando a Lei de Hess – Ex.: 2
Durante a produção industrial do ácido sulfúrico são necessárias as seguintes
etapas intermediárias:
combustão do enxofre e oxidação do dióxido de enxofre.
2 S (s) + 3 O 2(g) → 2 SO 3(g) ∆H = -791,44 kJ
S (s) + O 2(g) → SO 2(g) ∆H = -296,83 kJ
Determine a entalpia padrão de formação do trióxido
de enxofre de acordo com a reação abaixo:
2 SO 2(g) + O 2(g) → 2 SO 3(g)

19. Resolução do exemplo 2
2 S (s) + 3 O 2(g) → 2 SO 3(g) ∆H 1 = -791,44 kJ
2SO 2(g) → 2S (s) + 2O 2(g) ∆H 2 = +593,66 kJ
2 SO 2(g) + O 2(g) → 2 SO 3(g)
∆H = ∆H 1 + ∆H 2
∆H = -791,44 + 593,66
∆H = -197,78 KJ Exotérmica
Invertida e multiplicada por 2
Mantida

20. Usando a Lei de Hess – Ex.: 3
• Considere as seguintes equações termoquímicas:
• N 2(g) + 3 O 2(g) + H 2(g) → 2HNO 3(aq) ∆H 1 = -415 kJ
• 2 H 2(g) + O 2(g) → 2H 2 O (l) ∆H 2 = -572 kJ
• N 2 O 5(g) + H 2 O (l) → 2HNO 3(aq) ∆H 3 = -140 kJ
• Qual é a entalpia de formação do pentóxido de nitrogênio?

21. Resolução do Exemplo 3
• A equação desejada é:
• N 2 + 5/2O 2 → N 2 O 5 para isso fazemos:
• N 2(g) + 3 O 2(g) + H 2(g) →2HNO 3(aq) ∆H 1 = -415 kJ
• H 2 O (l) → H 2(g) + 1/2O 2(g) ∆H 2 = +286 kJ
• 2 HNO 3(aq) → N 2 O 5(g) + H 2 O (l) ∆H 3 = +140 kJ
N 2 + 5/2O 2 → N 2 O 5
Mantida
Invertida e dividida por 2
Invertida

22. Conclusão do Exemplo 3
∆H = ∆H 1 + ∆H 2 + ∆H 3
∆H = -415 + 286 + 140
∆H = 11 KJ/mol
Reação Endotérmica

23. Usando a Lei de Hess – Ex.: 4
• Dadas as equações termoquímicas:
C (graf) + O 2(g) → CO 2(g) ∆H = -393 kJ/mol
H 2(g) + 1⁄2O 2(g) → H 2 O (l) ∆H = -286,0 kJ/mol
2C (graf) + 2H 2(g) + O 2(g) → CH 3 COOH (l) ∆H = -484,0 kJ
Qual a entalpia-padrão de combustão de um mol de
ácido acético?
• A Equação desejada é:
• CH 3 COOH (l) + 2O 2(g) → 2CO 2(g) + 2H 2 O

24. Resolução do Exemplo 4
• 2C (graf) + 2O 2(g) → 2CO 2(g) ∆H 1 = -786
kJ/mol
• 2H 2(g) + O 2(g) → 2H 2 O (l) ∆H 2 = -
572,0 kJ/mol
• CH 3 COOH (l) → 2C (graf) +2H 2(g) + O 2(g) ∆H 3 =+484,0kJ/mol
CH 3 COOH (l) + 2O 2(g) → 2CO 2(g) + 2H 2 O (l)
Mantida e multiplicada por 2
Mantida e multiplicada por 2
Invertida

25. Conclusão do Exemplo 3
∆H = ∆H 1 + ∆H 2 + ∆H 3
∆H = -786 +(-572) + 484
∆H = -874 KJ/mol
Reação Exotérmica

26. Atividade Extra - 1
• Observe as equações termoquímicas:
I) C (s) + H 2 O (g) → CO (g) + H 2(g) ∆H = + 31,4 kcal
II) CO (g) + 1⁄2 O 2(g) → CO 2(g) ∆H = - 67,6 kcal
III) H 2(g) + 1⁄2O 2(g) → H 2 O (g) ∆H = - 57,8 kcal
• De acordo com o ∆H ( variação de entalpia), podemos afirmar que:
a) II é endotérmica, I e III exotérmica.
b) I e III são endotérmicas, II exotérmica.
c) II e III são endotérmicas, I exotérmica.
d) I e II são endotérmicas, III exotérmica.
e) I é endotérmica, II e III exotérmicas.

27. Atividade Extra - 2
• A respiração celular é um processo vital e ocorre por meio de reações
químicas. Um exemplo pode ser a conversão da glicose em ácido pirúvico por
meio da reação:
• C 6 H 12 O 6(S) + O 2(g) → 2 C 3 H 4 O 3(s) + 2 H 2 O (l)
• glicose ácido pirúvico
• Considere as reações a 25 oC e 1 atm:
• C 6 H 12 O 6(s) +6O 2(g) →6CO 2(g) + 6H 2 O (l) ∆H=-2808kJ/mol
• C 3 H 4 O 3(s) + 5/2 O 2(g) → 3 CO 2(g) + 2 H 2 O (l) ∆H = -1158 kJ/mol

28. Continuação da Atividade Extra - 2
Pode-se então afirmar que, na formação do ácido pirúvico a partir de 1 mol
de glicose, há:
(A) liberação de 492 kJ de energia.
(B) absorção de 492 kJ de energia.
(C) liberação de 1650 kJ de energia.
(D) absorção de 1650 kJ de energia.
(E) liberação de 5124 kJ de energia.

29. Atividade Extra – 3
• Quando o óxido de magnésio está na presença de uma atmosfera de gás
carbônico, este é convertido a carbonato de magnésio.
• São dadas as entalpias-padrão de formação:
• Mg (s) + 1⁄2O 2(g) → MgO (s) ∆H = -
602 kJ/mol
• C (graf) + O 2(g) → CO 2(g) ∆H
= -394 kJ/mol
• Mg (s) + C (graf) + 3/2O 2(g) → MgCO 3(s) ∆H =-

30. Continuação da Atividade Extra -3
• A formação de um mol de carbonato de magnésio, a partir do óxido de
magnésio e gás carbônico, é uma reação:
• (A)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.
• (B)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.
• (C)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.
• (D)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.
• (E)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 1 304 kJ.