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Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis
em condição ambiente (25°C, 1atm).
⇒ ∆HFORM
∆HFORM = Calor de Formação; Entalpia de Formação.
A entalpia de 1 mol de uma substância composta é numerica-
mente igual ao seu Calor de Formação.
Exercícios
1. Substâncias simples são constituídas por
2. No estado padrão (estado mais estável a 25°C, 1atm), te-
remos:
3. Por convenção, substâncias simples no estado padrão apre-
sentam entalpia .
4. Calor de formação ou entalpia de formação ou ∆Hformação é
a variação de entalpia na formação de de subs-
tância composta a partir de
.
5. Escreva as equações correspondentes à entalpia de forma-
ção de:
a) C3H8(g)
3Cgraf. + 4H2(g) → C3H8(g)
b) C2H6O(l)
2Cgraf. + 3H2(g) + 1/2O2(g) → C2H6O(l)
c) Na2SO4(s)
2Na(s) + Srômb. + 2O2(g) → Na2SO4(s)
d) HNO3(l)
1/2H2(g) + 1/2N2(g) + 3/2O2(g) → HNO3(l)
6. No diagrama
a) o ponto B vale kcal.
b) o ponto A vale kcal.
c) este ∆H é numericamente igual à entalpia de 1mol de
CS2(l).
certo
errado
✓
Entalpia
H Ͼ 0
Zero
O3(g)
CDiam
SMON
O2(g)
Cgraf
SROMB
Convenção: Substâncias simples no estado padrão possuem
entalpia zero.
1MOL de
Substância
Composta
Substâncias
Simples no
Estado Padrão
TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE FORMAÇÃO
um único elemento
Elemento Substância
Químico Simples
Hidrogênio H2(g)
Oxigênio O2(g)
Carbono Cgraf.
Enxofre Srômbico
Sódio Na(s)
Alumínio Al(s)
Mercúrio Hg(l)
zero
1 mol
substância simples
no estado padrão
Entalpia
A
CS2(l)
Cgraf
+ 2Sromb
B
∆H = + 19 kcal
zero
+ 19
.
Exercícios Resolvidos sobre TERMOQUÍMICA
7. No diagrama
a) A energia (entalpia) do ponto A, por convenção, vale
.
b) A energia (entalpia) do ponto B vale .
c) A entalpia de um mol de CO2(g) vale .
d) A entalpia padrão do CO2(g), isto é, a entalpia do
CO2(g) a 25°C e 1atm, é numericamente igual ao seu
Calor de Formação (25°C, 1atm).
certo errado✓
H(kcal)
A
Cgrafite
+ O2(g)
CO2(g)
B
∆H = – 94 kcal
zero
–94kcal
–94kcal
TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE COMBUSTÃO
Exercícios
1. Escreva as equações termoquímicas correspondentes à en-
talpia de combustão de:
a) H2(g)
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l)
b) Cgraf
Cgraf. + O2(g) → CO2(g)
c) C3H8(g)
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)
d) C4H8O2(l)
C4H8O2(l) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O(l)
2. O calor de combustão de 1mol de H2(g) é numericamente
igual ao calor de formação de H2O(l).
certo errado
3. Dado:
Calor de combustão de H2(g) = –68 kcal/mol
Calor de combustão de CH4(g) = –213 kcal/mol
Qual dos dois combustíveis libertaria maior quantidade de
calor por grama?
(C = 12, H = 1)
H2
2g —— (–68)kcal
1g —— x
x = –34kcal
CH4
16g libera 213
1g libera y
y = 13,3kcal
Resposta: H2
✓
Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação de
entalpia (∆H) da combustão completa de 1mol de combustí-
vel, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão.
123123
LEI DE HESS E ENTALPIAS DE FORMAÇÃO
aA + bB → cC + dD ∆H = ?
aHA bHB cHC dHD
HINICIAL HFINAL
∆H = HFINAL – HINICIAL
Exercícios
1. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas molé-
culas iguais reunem-se para formar uma única estrutura.
Exemplo:
2NO2(g) → N2O4(g)
Determine o valor de ∆H da dimerização acima, sendo dadas:
Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol
Entalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol
2 NO2(g) → N2O4(g) ∆H = ?
2 mol 1 mol
⇓ ⇓
2 (+ 34) (+ 10)
123 123
Hinicial Hfinal
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = [+10] – [2(+34)]
∆H = –58kJ
2. O valor do ∆H de uma equação termoquímica correspon-
de automaticamente às quantidades de mols indicadas pe-
los coeficientes da respectiva equação.
Portanto, com relação à questão anterior, qual o valor de
∆H em kJ por mol de NO2 que dimeriza?
2 NO2 → N2O4 ∆H = –58kJ
2mol 1mol (por mol de N2O4)
NO2 → N2O4 ∆H = –58/2kJ
1mol mol
(por mol de NO2)
3. Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol,
sendo dados:
Entalpia de formação de C2H6O(l) = –66 kcal/mol
Entalpia de formação de CO2(g) = –94 kcal/mol
Entalpia de formação de H2O(l) = –68 kcal/mol
C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = ?
1mol 3mol 2mol 3mol
⇓ ⇓ ⇓ ⇓
(–66) Zero 2(–94) 3(–68)
1442443 14442443
Hinicial Hfinal
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = [2 (–94) + 3(–68)] – [(–66) + zero]
∆H = –326 kcal/mol
4. Com relação à questão anterior, determine a entalpia de com-
bustão do etanol em kcal/grama. (C = 12, O = 16, H = 1)
1 mol etanol —— 46g ————liberta 326kcal
1g ———— x
x = = 7kcal
Resposta: 7 kcal/grama
326
46
1
2
1
2
CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO ATRAVÉS DE ENTALPIAS DE FORMAÇÃO
+ x
– y
zero
SUBSTÂNCIA SIMPLES
(ESTADO PADRÃO)
SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL)
SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL)
⌬HFORM.
= + x
⌬HFORM.
= – y
H(kcal ou kJ)
A entalpia (H) de 1,0 mol de uma substância composta é nu-
mericamente igual ao respectivo Calor de Formação.
14243 14243
São expressões sinônimas:
• ENTALPIA DA SUBSTÂNCIA X
• ENTALPIA DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X
• CALOR DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X
5. O gás SO3, importante poluente atmosférico, é formado de
acordo com o esquema geral:
Combustível
fóssil contendo
ar
SO2
ar
SO3
enxofre
queima
Sabendo que o processo de oxidação de SO2 a SO3 apre-
senta ∆H = –99 kJ/mol de SO2, determine a entalpia de um
mol de SO3 gasoso.
Dado:
Entalpia de SO2 = –297 kJ/mol
SO2(g) + O2(g) → SO3(g) ⌬H = –99
–297 zero x
1442443 123
Hinicial Hfinal
∆H = Hf – Hi
–99 = x – [–297 + zero]
x = –396kJ
Resposta: –396 kJ/mol
6. A reação de trimerização cíclica do acetileno, dando ben-
zeno, pode ser representada pela equação termoquímica:
3C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = –120kcal (25°C, 1atm)
Sabendo que a entalpia do benzeno vale +30kcal/mol,
determine a entalpia de um mol de acetileno.
3C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = –120
3 x +30
14243 14243
Hinicial Hfinal
∆H = Hf – Hi
–120 = [+30] – [3x]
X = +50kcal
Resposta: +50kcal/mol
1
2
CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO PELO MÉTODO GERAL DA LEI DE HESS (SOMA DE EQUAÇÕES)
Lei de Hess: o valor do ∆H de um processo depende ape-
nas das entalpias inicial e final, não dependendo do número de
etapas, nem do fato de serem endo ou exotérmicas.
Conseqüência
∆Htotal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ...
O ∆Htotal será a soma algébrica dos ∆H das etapas.
Como resolver um problema:
I) Somar convenientemente as equações com ∆H conhecidos.
Obs: Se necessário, uma etapa poderá ser invertida e/ou
dividida ou multiplicada por 2, 3, 4 etc.
II) O resultado da soma das equações, deverá ser a equação
com ∆H desconhecido.
III) Aplicar a Lei de Hess:
∆Htotal = Σ∆HETAPAS
⌬H1
⌬H1
⌬H2
⌬H2
⌬H3
⌬HTotal
REAGENTES
H
HINICIAL
HFINAL
PRODUTO
Sugestão de exercícios:
Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD
Página 311
Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva.
Pág. 333
Exercícios
1. Dados:
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94 kcal/mol
Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94,5 kcal/mol
Calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam.
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = –94
CO2(g) → Cdiam + O2(g) ∆H2 = +94,5
Cgraf → Cdiam ∆H = ?
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = –94 + 94,5
∆H = +0,5 kcal/mol
2. Com relação à questão anterior, calcule o ∆H para transfor-
mar 240g de grafite em diamante.
(C = 12)
12g C —— 0,5kcal
240g —— x
x = 10kcal
3. Dados:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H = –136 kcal
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(v) ∆H = –116 kcal
Calcule o ∆H de vaporização da água em kcal/mol.
2H2O(l) → 2H2 + O2 ∆H1 = +136
2H2 + O2 → 2H2O(v) ∆H2 = –116
2H2O(l) → 2H2O(v) ∆H = ?
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = +136 – 116 = +20 kcal / 2mols
Logo: ∆H = + 10 kcal/mol
4. Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, a
25°C e 1atm, em kJ/mol, sendo dados:
∆H = –239 kJ/mol
∆H = –286 kJ/mol
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –393 kJ/mol
CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O ⌬H = ?
CH3OH → C + 2H2 + O2 ⌬H1 = +239
C + O2 → CO2 ⌬H2 = –393
x2 {2H2 + O2 → 2H2O ⌬H3 = 2 (–286)
CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O ⌬H = ?
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = –726 kJ/mol
Obs.: Para efeito de comparações, o professor poderá tam-
bém resolver pelo método dos Calores de formação:
CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O ⌬H = ?
–239 zero –393 2(–286)
14243 1442443
Hinicial Hfinal
∆H = [– 393 + 2(–286)] – [– 239]
Exercícios
1. Dadas as energias de ligação:
H — H ............ 104 kcal/mol
Cl — Cl .......... 59 kcal/mol
Qual a ligação mais forte? Justifique.
H — H
Porque é a que necessita de maior energia para ser
rompida.
2. Observe os processos
I) HF(g) → H(g) + F(g)
II) H(g) + F(g) → HF(g)
a) Coloque os dois processos em um único diagrama de
entalpia.
b) Qual o nome que podemos dar para o ∆H do processo I?
a)
b) “Energia de ligação” da ligação HF(g).
3. A energia da ligação C — H vale 100kcal/mol
Determine o ∆H dos processos:
a) CH4(g) → C(g) + 4H(g)
∆H =
b) C(g) + 4H(g) → CH4(g)
∆H =
Obs.: Em um diagrama teríamos:
CÁLCULO DE ∆H DA REAÇÃO ATRAVÉS DE ENERGIAS DE LIGAÇÃO
H
QUEBRA
ENDOT.
UNIÃO
EXOT.
ENERGIADELIGAÇÃO
ÁTOMOS
ISOLADOS
ÁTOMOS
LIGADOS
Energia de Ligação:
Energia necessária para romper 1 mol de ligações no estado
gasoso.
H
H(g) + F(g)
I
HF(g)
II
H
H(g) + F(g)
I
HF(g)
II
H
C(g) + 4F(g)
⌬H = + 4 (100)
kcal
CH4
(g)
⌬H = – 4 (100)
kcal
H
C(g) + 4F(g)
⌬H = + 4 (100)
kcal
CH4
(g)
⌬H = – 4 (100)
kcal
+4(100) = +400kcal
–4(100) = –400kcal
4. Dadas as energias de ligação em kcal/mol
HF . . . . . . . . . 135
H2 . . . . . . . . . 104
F2 . . . . . . . . . 37
determine o valor de ∆H do processo
2HF → H2 + F2
Quebras {2HF -------------- 2(135) = 270kcal (absorvida)
Uniões
H2 103
F2 37
141 kcal (libertada)
Saldo = 270 – 141 = 129
(absorv.) (lib.) (absorv.)
Logo:
∆H = +129kcal
5. Com relação à questão anterior, complete o diagrama de
entalpia, colocando os valores de ∆H.
6. Na reação H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H = –42kcal/mol
Sendo dadas as energias de ligação em kcal/mol
H — H ............... 104
Cl — Cl ............ 60
Determine o valor da energia da ligação H — Cl
Chamando x a energia de ligação HCl:
H2 → 2H ∆H1 = +104
Cl2 → 2Cl ∆H2 = +60
2H + 2Cl → 2HCl ∆H3 = –2x
H2 + Cl2 → 2HCl ∆H = –42
Pela Lei de Hess: ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
–42 = +104 + 60 – 2x
x = 103kcal
123
H(kcal)
2 H(g) + 2 F(g)
⌬H1
= + 270
2 HF(g)
⌬H2
= – 141
⌬H =
⌬H1
+ ∆H2
270 – 141 = + 129
H2
(g) + F2
(g)
+
Exercícios
1. Dadas as informações:
a) Diagrama de entalpia:
b) entalpia de NO2(g) = +34kJ/mol
(1atm, 25ºC)
Determine a variação de entalpia de um dos processos
mais importantes de poluição atmosférica:
NO2(g) → NO(g) + O2(g)
O diagrama fornece a entalpia de NO(g), que é numerica-
mente igual ao respectivo calor de formação:
Entalpia de NO(g) = +90kJ/mol
Portanto:
NO2(g) → NO(g) + O2(g) ∆H = ?
(+34) (+90) (zero)
H (inicial) H (final)
∆H = H (final) – H (inicial)
∆H = +90 – (+34)
2. O valor de ∆H de uma reação química pode ser previsto
através de diferentes caminhos. Iremos determinar o ∆H
do processo CH4 + F2 → CH3F + HF
Utilizando dois procedimentos diferentes, considerando
todos os participantes no estado padrão.
a) 1º- caminho: Lei de Hess
Dados:
(Equação I) C + 2H2 → CH4 ∆H = –75kJ
(Equação II) C + H2 + F2 → CH3F ∆H = –288kJ
(Equação III) H2 + F2 → HF ∆H = –271kJ
Equação I = inverter
Equação II = manter
Equação III = manter
CH4 → C + 2H2 ∆H1 = +75
C + H2 + F2 → CH3F ∆H2 = –288
H2 + F2 → HF ∆H3 = –271
+
CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ?
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = (+75) + (–288) + (–271)
∆H = –484kJ
1
2
1
2
1
2
3
2
1
2
1
2
1
2
3
2
∆H = +56kJ/mol
1
2
1
2
TERMOQUÍMICA. EXERCÍCIOS DE REVISÃO
1
2
N2 (g)
+
1
2
O2 (g)
NO(g)
∆H = + 90 kJ
(1 atm, 25°C)
H(kJ)
14243 1442443
b) 2º- caminho: Através das energias de ligação
Dados:
CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ?
Quebras Uniões
C — H  413 C — F  485
F — F  155 H — F  567
Energia absorvida = Energia libertada = 1052kJ
= 568kJ
Saldo libertado = 1052 – 568 = 484kJ
ou seja
∆H = –484kJ.
Comentário:
Se sobrar tempo, ou se o professor preferir indicar como
exercício extra, o valor do ∆H também poderá ser deter-
minado pelas entalpias de formação. Basta observar
que:
• Equação I indica a entalpia de formação de CH4
• Equação II indica a entalpia de formação de CH3F
• Equação III indica a entalpia de formação de HF
Portanto:
CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ?
(–75) zero (–288) (–271)
H (inicial) H (final)
∆H = H (final) – H (inicial)
∆H = [–288 – 271] – [–75 + zero]
∆H = –484kJ
Ligação Energia (kJ/mol)
F — F 155
C — H 413
C — F 485
H — F 567
14243 14243
14243 1442443 Sugestão de exercícios:
Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD
Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva.
Pág. 323
Pág. 336
Aprofudando o conhecimento sobre todo o capítulo:
Págs. 340 a 342.

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  • 1. Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis em condição ambiente (25°C, 1atm). ⇒ ∆HFORM ∆HFORM = Calor de Formação; Entalpia de Formação. A entalpia de 1 mol de uma substância composta é numerica- mente igual ao seu Calor de Formação. Exercícios 1. Substâncias simples são constituídas por 2. No estado padrão (estado mais estável a 25°C, 1atm), te- remos: 3. Por convenção, substâncias simples no estado padrão apre- sentam entalpia . 4. Calor de formação ou entalpia de formação ou ∆Hformação é a variação de entalpia na formação de de subs- tância composta a partir de . 5. Escreva as equações correspondentes à entalpia de forma- ção de: a) C3H8(g) 3Cgraf. + 4H2(g) → C3H8(g) b) C2H6O(l) 2Cgraf. + 3H2(g) + 1/2O2(g) → C2H6O(l) c) Na2SO4(s) 2Na(s) + Srômb. + 2O2(g) → Na2SO4(s) d) HNO3(l) 1/2H2(g) + 1/2N2(g) + 3/2O2(g) → HNO3(l) 6. No diagrama a) o ponto B vale kcal. b) o ponto A vale kcal. c) este ∆H é numericamente igual à entalpia de 1mol de CS2(l). certo errado ✓ Entalpia H Ͼ 0 Zero O3(g) CDiam SMON O2(g) Cgraf SROMB Convenção: Substâncias simples no estado padrão possuem entalpia zero. 1MOL de Substância Composta Substâncias Simples no Estado Padrão TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE FORMAÇÃO um único elemento Elemento Substância Químico Simples Hidrogênio H2(g) Oxigênio O2(g) Carbono Cgraf. Enxofre Srômbico Sódio Na(s) Alumínio Al(s) Mercúrio Hg(l) zero 1 mol substância simples no estado padrão Entalpia A CS2(l) Cgraf + 2Sromb B ∆H = + 19 kcal zero + 19 . Exercícios Resolvidos sobre TERMOQUÍMICA
  • 2. 7. No diagrama a) A energia (entalpia) do ponto A, por convenção, vale . b) A energia (entalpia) do ponto B vale . c) A entalpia de um mol de CO2(g) vale . d) A entalpia padrão do CO2(g), isto é, a entalpia do CO2(g) a 25°C e 1atm, é numericamente igual ao seu Calor de Formação (25°C, 1atm). certo errado✓ H(kcal) A Cgrafite + O2(g) CO2(g) B ∆H = – 94 kcal zero –94kcal –94kcal TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE COMBUSTÃO Exercícios 1. Escreva as equações termoquímicas correspondentes à en- talpia de combustão de: a) H2(g) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) b) Cgraf Cgraf. + O2(g) → CO2(g) c) C3H8(g) C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) d) C4H8O2(l) C4H8O2(l) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O(l) 2. O calor de combustão de 1mol de H2(g) é numericamente igual ao calor de formação de H2O(l). certo errado 3. Dado: Calor de combustão de H2(g) = –68 kcal/mol Calor de combustão de CH4(g) = –213 kcal/mol Qual dos dois combustíveis libertaria maior quantidade de calor por grama? (C = 12, H = 1) H2 2g —— (–68)kcal 1g —— x x = –34kcal CH4 16g libera 213 1g libera y y = 13,3kcal Resposta: H2 ✓ Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação de entalpia (∆H) da combustão completa de 1mol de combustí- vel, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão. 123123
  • 3. LEI DE HESS E ENTALPIAS DE FORMAÇÃO aA + bB → cC + dD ∆H = ? aHA bHB cHC dHD HINICIAL HFINAL ∆H = HFINAL – HINICIAL Exercícios 1. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas molé- culas iguais reunem-se para formar uma única estrutura. Exemplo: 2NO2(g) → N2O4(g) Determine o valor de ∆H da dimerização acima, sendo dadas: Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol Entalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol 2 NO2(g) → N2O4(g) ∆H = ? 2 mol 1 mol ⇓ ⇓ 2 (+ 34) (+ 10) 123 123 Hinicial Hfinal ∆H = Hfinal – Hinicial ∆H = [+10] – [2(+34)] ∆H = –58kJ 2. O valor do ∆H de uma equação termoquímica correspon- de automaticamente às quantidades de mols indicadas pe- los coeficientes da respectiva equação. Portanto, com relação à questão anterior, qual o valor de ∆H em kJ por mol de NO2 que dimeriza? 2 NO2 → N2O4 ∆H = –58kJ 2mol 1mol (por mol de N2O4) NO2 → N2O4 ∆H = –58/2kJ 1mol mol (por mol de NO2) 3. Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol, sendo dados: Entalpia de formação de C2H6O(l) = –66 kcal/mol Entalpia de formação de CO2(g) = –94 kcal/mol Entalpia de formação de H2O(l) = –68 kcal/mol C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = ? 1mol 3mol 2mol 3mol ⇓ ⇓ ⇓ ⇓ (–66) Zero 2(–94) 3(–68) 1442443 14442443 Hinicial Hfinal ∆H = Hfinal – Hinicial ∆H = [2 (–94) + 3(–68)] – [(–66) + zero] ∆H = –326 kcal/mol 4. Com relação à questão anterior, determine a entalpia de com- bustão do etanol em kcal/grama. (C = 12, O = 16, H = 1) 1 mol etanol —— 46g ————liberta 326kcal 1g ———— x x = = 7kcal Resposta: 7 kcal/grama 326 46 1 2 1 2 CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO ATRAVÉS DE ENTALPIAS DE FORMAÇÃO + x – y zero SUBSTÂNCIA SIMPLES (ESTADO PADRÃO) SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL) SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL) ⌬HFORM. = + x ⌬HFORM. = – y H(kcal ou kJ) A entalpia (H) de 1,0 mol de uma substância composta é nu- mericamente igual ao respectivo Calor de Formação. 14243 14243 São expressões sinônimas: • ENTALPIA DA SUBSTÂNCIA X • ENTALPIA DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X • CALOR DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X
  • 4. 5. O gás SO3, importante poluente atmosférico, é formado de acordo com o esquema geral: Combustível fóssil contendo ar SO2 ar SO3 enxofre queima Sabendo que o processo de oxidação de SO2 a SO3 apre- senta ∆H = –99 kJ/mol de SO2, determine a entalpia de um mol de SO3 gasoso. Dado: Entalpia de SO2 = –297 kJ/mol SO2(g) + O2(g) → SO3(g) ⌬H = –99 –297 zero x 1442443 123 Hinicial Hfinal ∆H = Hf – Hi –99 = x – [–297 + zero] x = –396kJ Resposta: –396 kJ/mol 6. A reação de trimerização cíclica do acetileno, dando ben- zeno, pode ser representada pela equação termoquímica: 3C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = –120kcal (25°C, 1atm) Sabendo que a entalpia do benzeno vale +30kcal/mol, determine a entalpia de um mol de acetileno. 3C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = –120 3 x +30 14243 14243 Hinicial Hfinal ∆H = Hf – Hi –120 = [+30] – [3x] X = +50kcal Resposta: +50kcal/mol 1 2 CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO PELO MÉTODO GERAL DA LEI DE HESS (SOMA DE EQUAÇÕES) Lei de Hess: o valor do ∆H de um processo depende ape- nas das entalpias inicial e final, não dependendo do número de etapas, nem do fato de serem endo ou exotérmicas. Conseqüência ∆Htotal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ... O ∆Htotal será a soma algébrica dos ∆H das etapas. Como resolver um problema: I) Somar convenientemente as equações com ∆H conhecidos. Obs: Se necessário, uma etapa poderá ser invertida e/ou dividida ou multiplicada por 2, 3, 4 etc. II) O resultado da soma das equações, deverá ser a equação com ∆H desconhecido. III) Aplicar a Lei de Hess: ∆Htotal = Σ∆HETAPAS ⌬H1 ⌬H1 ⌬H2 ⌬H2 ⌬H3 ⌬HTotal REAGENTES H HINICIAL HFINAL PRODUTO Sugestão de exercícios: Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD Página 311 Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva. Pág. 333
  • 5. Exercícios 1. Dados: Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94 kcal/mol Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94,5 kcal/mol Calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam. Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = –94 CO2(g) → Cdiam + O2(g) ∆H2 = +94,5 Cgraf → Cdiam ∆H = ? ∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = –94 + 94,5 ∆H = +0,5 kcal/mol 2. Com relação à questão anterior, calcule o ∆H para transfor- mar 240g de grafite em diamante. (C = 12) 12g C —— 0,5kcal 240g —— x x = 10kcal 3. Dados: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H = –136 kcal 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(v) ∆H = –116 kcal Calcule o ∆H de vaporização da água em kcal/mol. 2H2O(l) → 2H2 + O2 ∆H1 = +136 2H2 + O2 → 2H2O(v) ∆H2 = –116 2H2O(l) → 2H2O(v) ∆H = ? ∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = +136 – 116 = +20 kcal / 2mols Logo: ∆H = + 10 kcal/mol 4. Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, a 25°C e 1atm, em kJ/mol, sendo dados: ∆H = –239 kJ/mol ∆H = –286 kJ/mol Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –393 kJ/mol CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O ⌬H = ? CH3OH → C + 2H2 + O2 ⌬H1 = +239 C + O2 → CO2 ⌬H2 = –393 x2 {2H2 + O2 → 2H2O ⌬H3 = 2 (–286) CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O ⌬H = ? ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 ∆H = –726 kJ/mol Obs.: Para efeito de comparações, o professor poderá tam- bém resolver pelo método dos Calores de formação: CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O ⌬H = ? –239 zero –393 2(–286) 14243 1442443 Hinicial Hfinal ∆H = [– 393 + 2(–286)] – [– 239]
  • 6. Exercícios 1. Dadas as energias de ligação: H — H ............ 104 kcal/mol Cl — Cl .......... 59 kcal/mol Qual a ligação mais forte? Justifique. H — H Porque é a que necessita de maior energia para ser rompida. 2. Observe os processos I) HF(g) → H(g) + F(g) II) H(g) + F(g) → HF(g) a) Coloque os dois processos em um único diagrama de entalpia. b) Qual o nome que podemos dar para o ∆H do processo I? a) b) “Energia de ligação” da ligação HF(g). 3. A energia da ligação C — H vale 100kcal/mol Determine o ∆H dos processos: a) CH4(g) → C(g) + 4H(g) ∆H = b) C(g) + 4H(g) → CH4(g) ∆H = Obs.: Em um diagrama teríamos: CÁLCULO DE ∆H DA REAÇÃO ATRAVÉS DE ENERGIAS DE LIGAÇÃO H QUEBRA ENDOT. UNIÃO EXOT. ENERGIADELIGAÇÃO ÁTOMOS ISOLADOS ÁTOMOS LIGADOS Energia de Ligação: Energia necessária para romper 1 mol de ligações no estado gasoso. H H(g) + F(g) I HF(g) II H H(g) + F(g) I HF(g) II H C(g) + 4F(g) ⌬H = + 4 (100) kcal CH4 (g) ⌬H = – 4 (100) kcal H C(g) + 4F(g) ⌬H = + 4 (100) kcal CH4 (g) ⌬H = – 4 (100) kcal +4(100) = +400kcal –4(100) = –400kcal
  • 7. 4. Dadas as energias de ligação em kcal/mol HF . . . . . . . . . 135 H2 . . . . . . . . . 104 F2 . . . . . . . . . 37 determine o valor de ∆H do processo 2HF → H2 + F2 Quebras {2HF -------------- 2(135) = 270kcal (absorvida) Uniões H2 103 F2 37 141 kcal (libertada) Saldo = 270 – 141 = 129 (absorv.) (lib.) (absorv.) Logo: ∆H = +129kcal 5. Com relação à questão anterior, complete o diagrama de entalpia, colocando os valores de ∆H. 6. Na reação H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H = –42kcal/mol Sendo dadas as energias de ligação em kcal/mol H — H ............... 104 Cl — Cl ............ 60 Determine o valor da energia da ligação H — Cl Chamando x a energia de ligação HCl: H2 → 2H ∆H1 = +104 Cl2 → 2Cl ∆H2 = +60 2H + 2Cl → 2HCl ∆H3 = –2x H2 + Cl2 → 2HCl ∆H = –42 Pela Lei de Hess: ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 –42 = +104 + 60 – 2x x = 103kcal 123 H(kcal) 2 H(g) + 2 F(g) ⌬H1 = + 270 2 HF(g) ⌬H2 = – 141 ⌬H = ⌬H1 + ∆H2 270 – 141 = + 129 H2 (g) + F2 (g) +
  • 8. Exercícios 1. Dadas as informações: a) Diagrama de entalpia: b) entalpia de NO2(g) = +34kJ/mol (1atm, 25ºC) Determine a variação de entalpia de um dos processos mais importantes de poluição atmosférica: NO2(g) → NO(g) + O2(g) O diagrama fornece a entalpia de NO(g), que é numerica- mente igual ao respectivo calor de formação: Entalpia de NO(g) = +90kJ/mol Portanto: NO2(g) → NO(g) + O2(g) ∆H = ? (+34) (+90) (zero) H (inicial) H (final) ∆H = H (final) – H (inicial) ∆H = +90 – (+34) 2. O valor de ∆H de uma reação química pode ser previsto através de diferentes caminhos. Iremos determinar o ∆H do processo CH4 + F2 → CH3F + HF Utilizando dois procedimentos diferentes, considerando todos os participantes no estado padrão. a) 1º- caminho: Lei de Hess Dados: (Equação I) C + 2H2 → CH4 ∆H = –75kJ (Equação II) C + H2 + F2 → CH3F ∆H = –288kJ (Equação III) H2 + F2 → HF ∆H = –271kJ Equação I = inverter Equação II = manter Equação III = manter CH4 → C + 2H2 ∆H1 = +75 C + H2 + F2 → CH3F ∆H2 = –288 H2 + F2 → HF ∆H3 = –271 + CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ? ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 ∆H = (+75) + (–288) + (–271) ∆H = –484kJ 1 2 1 2 1 2 3 2 1 2 1 2 1 2 3 2 ∆H = +56kJ/mol 1 2 1 2 TERMOQUÍMICA. EXERCÍCIOS DE REVISÃO 1 2 N2 (g) + 1 2 O2 (g) NO(g) ∆H = + 90 kJ (1 atm, 25°C) H(kJ) 14243 1442443
  • 9. b) 2º- caminho: Através das energias de ligação Dados: CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ? Quebras Uniões C — H  413 C — F  485 F — F  155 H — F  567 Energia absorvida = Energia libertada = 1052kJ = 568kJ Saldo libertado = 1052 – 568 = 484kJ ou seja ∆H = –484kJ. Comentário: Se sobrar tempo, ou se o professor preferir indicar como exercício extra, o valor do ∆H também poderá ser deter- minado pelas entalpias de formação. Basta observar que: • Equação I indica a entalpia de formação de CH4 • Equação II indica a entalpia de formação de CH3F • Equação III indica a entalpia de formação de HF Portanto: CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ? (–75) zero (–288) (–271) H (inicial) H (final) ∆H = H (final) – H (inicial) ∆H = [–288 – 271] – [–75 + zero] ∆H = –484kJ Ligação Energia (kJ/mol) F — F 155 C — H 413 C — F 485 H — F 567 14243 14243 14243 1442443 Sugestão de exercícios: Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva. Pág. 323 Pág. 336 Aprofudando o conhecimento sobre todo o capítulo: Págs. 340 a 342.