SlideShare uma empresa Scribd logo
1 de 21
Professora Ana Karoline Maia
Karoline.quimica@gmail.com
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
 A energia das substâncias aumenta
progressivamente à medida que elas passam
da fase sólida, para a líquida e a gasosa.
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
H2(g).................... H=0
O2(g).................... H=0
O3(g).................... H0
C(grafite).................H=0
C(diamante)............. H0
Entalpia Padrão (Ho)
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.
CARBONO GRAFITE CARBONO DIAMANTE
ENXOFRE RÔMBICO ENXOFRE MONOCLÍNICO
FÓSFORO VERMELHO FÓSFORO BRANCO
O2 O3(OZÔNIO)
 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)
 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
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
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
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.
A quebra de ligações será sempre um processo
ENDOTÉRMICO
H – H (g) H2 (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol
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
. . . 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
 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)
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
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
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

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados

Balanceamento de equações químicas
Balanceamento de equações químicasBalanceamento de equações químicas
Balanceamento de equações químicas
Rafael Nishikawa
 
Estudo dos gases slides
Estudo dos gases   slidesEstudo dos gases   slides
Estudo dos gases slides
Micaela Neiva
 
Funções inorgânicas
Funções inorgânicasFunções inorgânicas
Funções inorgânicas
ISJ
 

Mais procurados (20)

Aula sobre ligações químicas
Aula sobre ligações químicasAula sobre ligações químicas
Aula sobre ligações químicas
 
Nomenclatura de Hidrocarbonetos
Nomenclatura de HidrocarbonetosNomenclatura de Hidrocarbonetos
Nomenclatura de Hidrocarbonetos
 
Entalpia
EntalpiaEntalpia
Entalpia
 
Reações Químicas
Reações QuímicasReações Químicas
Reações Químicas
 
Leis ponderais
Leis ponderaisLeis ponderais
Leis ponderais
 
Balanceamento de equações químicas
Balanceamento de equações químicasBalanceamento de equações químicas
Balanceamento de equações químicas
 
Aula polaridade, geometria molecular e forças intermoleculares
Aula   polaridade,  geometria molecular e forças intermolecularesAula   polaridade,  geometria molecular e forças intermoleculares
Aula polaridade, geometria molecular e forças intermoleculares
 
Estudo dos gases slides
Estudo dos gases   slidesEstudo dos gases   slides
Estudo dos gases slides
 
Solubilidade
SolubilidadeSolubilidade
Solubilidade
 
Aula Digital de Química - Ácidos e Bases
Aula Digital de Química - Ácidos e BasesAula Digital de Química - Ácidos e Bases
Aula Digital de Química - Ácidos e Bases
 
Pilhas - eletroquímica
Pilhas - eletroquímicaPilhas - eletroquímica
Pilhas - eletroquímica
 
Lista de exercícios classificação das cadeias carbônicas e compostos aromát...
Lista de exercícios   classificação das cadeias carbônicas e compostos aromát...Lista de exercícios   classificação das cadeias carbônicas e compostos aromát...
Lista de exercícios classificação das cadeias carbônicas e compostos aromát...
 
Termoquímica
TermoquímicaTermoquímica
Termoquímica
 
1. introdução a química
1. introdução a química1. introdução a química
1. introdução a química
 
Equilibrio Químico - Conteúdo completo
Equilibrio Químico - Conteúdo completoEquilibrio Químico - Conteúdo completo
Equilibrio Químico - Conteúdo completo
 
Funções inorgânicas
Funções inorgânicasFunções inorgânicas
Funções inorgânicas
 
Reação de adição
Reação de adiçãoReação de adição
Reação de adição
 
Ligações Químicas
Ligações QuímicasLigações Químicas
Ligações Químicas
 
Lei de hess
Lei de hessLei de hess
Lei de hess
 
Oxidação e redução
Oxidação e redução Oxidação e redução
Oxidação e redução
 

Semelhante a Entalpia de formação e energia de ligação (2 ano)

Termoquímica-Regência na Unigranrio
 Termoquímica-Regência na Unigranrio  Termoquímica-Regência na Unigranrio
Termoquímica-Regência na Unigranrio
Paulo Correia
 
Exercicios de termoquimica com gabarito
Exercicios de termoquimica com gabaritoExercicios de termoquimica com gabarito
Exercicios de termoquimica com gabarito
Estude Mais
 

Semelhante a Entalpia de formação e energia de ligação (2 ano) (20)

Termoquímica
TermoquímicaTermoquímica
Termoquímica
 
Aulatermoquimica2
Aulatermoquimica2Aulatermoquimica2
Aulatermoquimica2
 
165
165165
165
 
Termoquímica
TermoquímicaTermoquímica
Termoquímica
 
termoquimica.pptx
termoquimica.pptxtermoquimica.pptx
termoquimica.pptx
 
AULA 09 - TERMOQUÍMICA.pptx
AULA 09 - TERMOQUÍMICA.pptxAULA 09 - TERMOQUÍMICA.pptx
AULA 09 - TERMOQUÍMICA.pptx
 
Slides da aula de Química (Manoel) sobre Termoquímica
Slides da aula de Química (Manoel) sobre TermoquímicaSlides da aula de Química (Manoel) sobre Termoquímica
Slides da aula de Química (Manoel) sobre Termoquímica
 
TERMOQUÍMICA - EXERCÍCIOS
TERMOQUÍMICA - EXERCÍCIOSTERMOQUÍMICA - EXERCÍCIOS
TERMOQUÍMICA - EXERCÍCIOS
 
Termoquímica-Regência na Unigranrio
 Termoquímica-Regência na Unigranrio  Termoquímica-Regência na Unigranrio
Termoquímica-Regência na Unigranrio
 
Termoquímica - Regência na UNIGRANRIO
Termoquímica - Regência na UNIGRANRIOTermoquímica - Regência na UNIGRANRIO
Termoquímica - Regência na UNIGRANRIO
 
Termoquimica
TermoquimicaTermoquimica
Termoquimica
 
Termoquímica
TermoquímicaTermoquímica
Termoquímica
 
Termoquímica 2021.pdf
Termoquímica 2021.pdfTermoquímica 2021.pdf
Termoquímica 2021.pdf
 
termoquimica
termoquimicatermoquimica
termoquimica
 
Lista de exercícios VI Termoquímica
Lista de exercícios VI TermoquímicaLista de exercícios VI Termoquímica
Lista de exercícios VI Termoquímica
 
Termoquimica
TermoquimicaTermoquimica
Termoquimica
 
Termoquímica2
Termoquímica2Termoquímica2
Termoquímica2
 
Equações Químicas.pptx
Equações Químicas.pptxEquações Químicas.pptx
Equações Químicas.pptx
 
Exercicios de termoquimica com gabarito
Exercicios de termoquimica com gabaritoExercicios de termoquimica com gabarito
Exercicios de termoquimica com gabarito
 
Lista termo
Lista termoLista termo
Lista termo
 

Mais de Karol Maia (20)

Ligações
LigaçõesLigações
Ligações
 
Cinética parte ii
Cinética parte iiCinética parte ii
Cinética parte ii
 
Cinética parte I
Cinética parte ICinética parte I
Cinética parte I
 
Notações reações químicas- tipos
Notações reações químicas- tiposNotações reações químicas- tipos
Notações reações químicas- tipos
 
Questões Química Orgânica
Questões Química OrgânicaQuestões Química Orgânica
Questões Química Orgânica
 
Turma avançada - Química Orgânica
Turma avançada - Química OrgânicaTurma avançada - Química Orgânica
Turma avançada - Química Orgânica
 
Equilibrio Químico 3o ano
Equilibrio Químico 3o anoEquilibrio Químico 3o ano
Equilibrio Químico 3o ano
 
Quimica inorgânica ácidosbases (9o ano)
Quimica inorgânica ácidosbases (9o ano)Quimica inorgânica ácidosbases (9o ano)
Quimica inorgânica ácidosbases (9o ano)
 
Petroleo hidrocarbonetos
Petroleo hidrocarbonetosPetroleo hidrocarbonetos
Petroleo hidrocarbonetos
 
Trabalho elementos químicos
Trabalho elementos químicosTrabalho elementos químicos
Trabalho elementos químicos
 
Trabalho elementos químicos
Trabalho elementos químicosTrabalho elementos químicos
Trabalho elementos químicos
 
Lista ciencias 9oano_karol_2bim
Lista ciencias 9oano_karol_2bimLista ciencias 9oano_karol_2bim
Lista ciencias 9oano_karol_2bim
 
Tabela periódica
Tabela periódicaTabela periódica
Tabela periódica
 
Balanceamento
BalanceamentoBalanceamento
Balanceamento
 
Modelos atômicos ( 9 ano)
Modelos atômicos ( 9 ano)Modelos atômicos ( 9 ano)
Modelos atômicos ( 9 ano)
 
Estudo dirigido
Estudo dirigidoEstudo dirigido
Estudo dirigido
 
Notações reações químicas- tipos
Notações reações químicas- tiposNotações reações químicas- tipos
Notações reações químicas- tipos
 
Lista de exercícios 9oano
Lista de exercícios 9oanoLista de exercícios 9oano
Lista de exercícios 9oano
 
Materiais
MateriaisMateriais
Materiais
 
Métodos de separação de misturas
Métodos de separação de misturasMétodos de separação de misturas
Métodos de separação de misturas
 

Entalpia de formação e energia de ligação (2 ano)

  • 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.
  • 14.
  • 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