1) O documento discute termos químicos como entalpia de formação, entalpia de combustão e lei de Hess para calcular variações de entalpia em reações químicas. 2) É fornecido exemplos de cálculos de entalpia de formação e combustão usando equações químicas e valores padrão de entalpia. 3) A lei de Hess é explicada como uma maneira de calcular a variação de entalpia total de uma reação através da soma das variações de entalpia

1. Exercícios Resolvidos sobre TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE FORMAÇÃO
Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis 3. Por convenção, substâncias simples no estado padrão apre-
em condição ambiente (25°C, 1atm). sentam entalpia zero .
Substâncias 1MOL de 4. Calor de formação ou entalpia de formação ou ∆H formação é
a variação de entalpia na formação de 1 mol de subs-
Simples no ⇒ Substância ∆HFORM substância simples
tância composta a partir de
Estado Padrão Composta
no estado padrão .
∆HFORM = Calor de Formação; Entalpia de Formação. 5. Escreva as equações correspondentes à entalpia de forma-
ção de:
Convenção: Substâncias simples no estado padrão possuem a) C3H8 (g)
entalpia zero.
3 Cgraf. + 4 H2(g) → C3H8(g)
Entalpia
b) C2H6O (l)
O3(g) CDiam SMON
H 0 2 Cgraf. + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) → C2H6O(l)
c) Na2SO4 (s)
O2(g) Cgraf SROMB
Zero 2 Na(s) + Srômb. + 2 O2(g) → Na2SO4(s)
A entalpia de 1 mol de uma substância composta é numerica- d) HNO3 (l)
mente igual ao seu Calor de Formação.
1/2 H2(g) + 1/2 N2(g) + 3/2 O2(g) → HNO3(l)
Exercícios
6. No diagrama
1. Substâncias simples são constituídas por
um único elemento Entalpia
.
CS2(l)
2. No estado padrão (estado mais estável a 25°C, 1 atm), te- A
remos:
∆H = + 19 kcal
Elemento Substância
Químico Simples
Cgraf + 2Sromb
Hidrogênio H2(g) B
Oxigênio O2(g)
Carbono Cgraf. a) o ponto B vale zero kcal.
Enxofre Srômbico b) o ponto A vale + 19 kcal.
c) este ∆H é numericamente igual à entalpia de 1 mol de
Sódio Na(s)
CS 2 (l).
Alumínio Al(s)
✓ certo
Mercúrio Hg(l)
errado

2. 7. No diagrama d) A entalpia padrão do CO2 (g), isto é, a entalpia do
H(kcal) CO2 (g) a 25°C e 1 atm, é numericamente igual ao seu
Cgrafite + O2(g) Calor de Formação (25°C, 1 atm).
A
✓ certo errado
∆H = – 94 kcal
CO2(g)
B
a) A energia (entalpia) do ponto A, por convenção, vale
zero .
b) A energia (entalpia) do ponto B vale – 94 kcal .
c) A entalpia de um mol de CO2 (g) vale – 94 kcal .
TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE COMBUSTÃO
Qual dos dois combustíveis libertaria maior quantidade de
Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação de calor por grama ?
entalpia (∆H) da combustão completa de 1mol de combustí- (C = 12, H = 1)
vel, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão.
123
2 g —— (– 68) kcal
H2
1 g —— x
Exercícios x = – 34 kcal
1. Escreva as equações termoquímicas correspondentes à en-
123
talpia de combustão de: 16 g libera 213
CH4
a) H2 (g) 1g libera y
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) y = 13,3 kcal
b) Cgraf Resposta: H2
Cgraf. + O2(g) → CO2(g)
c) C3H8 (g)
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
d) C4H8O2(l)
C4H8O2(l) + 5 O2(g) → 4 CO2(g) + 4 H2O(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

3. CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO ATRAVÉS DE ENTALPIAS DE FORMAÇÃO
H(kcal ou kJ) ∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = [+ 10] – [2(+ 34)]
SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL) ∆H = – 58 kJ
+x
HFORM. = + x 2. O valor do ∆H de uma equação termoquímica correspon-
SUBSTÂNCIA SIMPLES de automaticamente às quantidades de mols indicadas pe-
zero
(ESTADO PADRÃO) los coeficientes da respectiva equação.
HFORM. = – y
Portanto, com relação à questão anterior, qual o valor de
∆H em kJ por mol de NO2 que dimeriza?
–y
SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL)
2 NO2 → N2O4 ∆H = – 58 kJ
2 mol 1 mol (por mol de N2O4)
1
NO2 → N O ∆H = – 58/2 kJ
A entalpia (H) de 1,0 mol de uma substância composta é nu- 2 2 4
mericamente igual ao respectivo Calor de Formação. (por mol de NO2)
1
1 mol mol
LEI DE HESS E ENTALPIAS DE FORMAÇÃO 2
aA + bB → cC + dD ∆H = ?
aHA bHB cHC dHD
14243 14243
3. Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol,
HINICIAL HFINAL sendo dados:
Entalpia de formação de C2H6O(l) = – 66 kcal/mol
∆H = HFINAL – HINICIAL
Entalpia de formação de CO2(g) = – 94 kcal/mol
Entalpia de formação de H2O(l) = – 68 kcal/mol
São expressões sinônimas:
• ENTALPIA DA SUBSTÂNCIA X
C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = ?
• ENTALPIA DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X 1 mol 3 mol 2 mol 3 mol
• CALOR DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X ⇓ ⇓ ⇓ ⇓
(– 66)
Zero 2(– 94) 3(– 68)
1442443 14442443
Exercícios Hinicial Hfinal
1. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas molé- ∆H = Hfinal – Hinicial
culas iguais reunem-se para formar uma única estrutura.
Exemplo: ∆H = [2 (– 94) + 3(– 68)] – [(– 66) + zero]
2 NO2(g) → N2O4(g) ∆H = – 326 kcal/mol
Determine o valor de ∆H da dimerização acima, sendo dadas:
Entalpia de NO2(g) = + 34 kJ/mol
4. Com relação à questão anterior, determine a entalpia de com-
Entalpia de N2O4(g) = + 10 kJ/mol bustão do etanol em kcal/grama. (C = 12, O = 16, H = 1)
2 NO2(g) → N2O4(g) ∆H = ? liberta
1 mol etanol —— 46 g ———— 326 kcal
2 mol 1 mol 1 g ———— x
⇓ ⇓ 326
2 (+ 34) (+ 10) x= = 7 kcal
46
123 123
Hinicial Hfinal Resposta: 7 kcal/grama

4. 5. O gás SO3, importante poluente atmosférico, é formado de 6. A reação de trimerização cíclica do acetileno, dando ben-
acordo com o esquema geral: zeno, pode ser representada pela equação termoquímica:
Combustível 3C2H2 (g) → C6H6 (l) ∆H = –120kcal (25°C, 1atm)
ar ar
fóssil contendo SO2 SO3 Sabendo que a entalpia do benzeno vale + 30 kcal/mol,
queima determine a entalpia de um mol de acetileno.
enxofre
Sabendo que o processo de oxidação de SO2 a SO3 apre-
3 C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = – 120
senta ∆H = –99 kJ/mol de SO2, determine a entalpia de um
3 x + 30
mol de SO3 gasoso. 14243 14243
Dado: Hinicial Hfinal
Entalpia de SO2 = – 297 kJ/mol
∆H = Hf – Hi
1 – 120 = [+ 30] – [3x]
SO2 (g) + O (g) → SO3 (g) H = – 99 X = + 50 kcal
2 2
Resposta: + 50 kcal/mol
– 297 zero x
1442443 123
Hinicial Hfinal
∆H = Hf – Hi
Sugestão de exercícios:
– 99 = x – [– 297 + zero] Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD
x = – 396kJ Página 311
Resposta: – 396 kJ/mol
Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva.
Pág. 333
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-
H nas das entalpias inicial e final, não dependendo do número de
REAGENTES etapas, nem do fato de serem endo ou exotérmicas.
HINICIAL
Conseqüência
H1 H1
∆Htotal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ...
H2
HTotal O ∆Htotal será a soma algébrica dos ∆H das etapas.
H2
Como resolver um problema:
I) Somar convenientemente as equações com ∆H conhecidos.
H3
Obs: Se necessário, uma etapa poderá ser invertida e/ou
HFINAL
PRODUTO
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

5. 4. Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, a
Exercícios 25°C e 1 atm, em kJ/mol, sendo dados:
1. Dados: 1
graf + 2 2 ( )+ 2( ) → 3 (l) ∆H = –239 kJ/mol
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94 kcal/mol 2
Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94,5 kcal/mol 1
H2 ( g ) + O 2 (g) → H2O(l) ∆H = – 286 kJ/mol
Calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam. 2
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 393 kJ/mol
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94
3
CO2(g) → Cdiam + O2(g) ∆H2 = + 94,5 CH3OH + O → CO2 + 2H2O H=?
2 2
Cgraf → Cdiam ∆H = ?
123
1
foi CH3OH → C + 2H2 + O H1 = + 239
∆H = ∆H1 + ∆H2 invertida 2 2
∆H = – 94 + 94,5 C + O2 → CO2 H2 = – 393
∆H = + 0,5 kcal/mol x2 {2H2 + O2 → 2H2O H3 = 2 (– 286)
+
3
O → CO2 + 2H2O
∆
CH3OH + H=?
2 2
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = – 726 kJ/mol
2. Com relação à questão anterior, calcule o ∆H para transfor- Obs.: Para efeito de comparações, o professor poderá tam-
mar 240 g de grafite em diamante. bém resolver pelo método dos Calores de formação:
(C = 12)
CH3OH + 3 O2 → CO2 + 2H2O H = ?
12 g C —— 0,5 kcal 2
240 g —— x – 239 zero – 393 2(– 286)
14243 1442443
x = 10 kcal Hinicial Hfinal
∆H = [– 393 + 2(–286)] – [– 239]
H = – 726 kJ
3. Dados:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H = – 136 kcal
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(v) ∆H = – 116 kcal
Calcule o ∆H de vaporização da água em kcal/mol.
2H2O(l) → 2H2 + O2 ∆H1 = + 136
Sugestão de exercícios:
2H2 + O2 → 2H2O(v) ∆H2 = – 116 Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD
2H2O(l) → 2H2O(v) ∆H = ? Pág. 315
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = + 136 – 116 = + 20 kcal / 2 mols Livro: Usberco e O g H C- Vol. único - Ed. Saraiva.
C H g Salvador OH
Logo: ∆H = + 10 kcal/mol
Pág. 339
ALFA-4 85015048 78 ANGLO VESTIBULARES

6. CÁLCULO DE ∆H DA REAÇÃO ATRAVÉS DE ENERGIAS DE LIGAÇÃO
a)
H H
H(g) + F(g)
ÁTOMOS
ISOLADOS
ENERGIA DE LIGAÇÃO
QUEBRA
ENDOT.
UNIÃO
EXOT.
I
ÁTOMOS II
LIGADOS
HF(g)
Energia de Ligação:
Energia necessária para romper 1 mol de ligações no estado
gasoso. b) “Energia de ligação” da ligação HF(g).
Exercícios
1. Dadas as energias de ligação:
H — H . . . . . . . . . . . . 104 kcal/mol
3. A energia da ligação C — H vale 100 kcal/mol
Cl — Cl . . . . . . . . . . 59 kcal/mol
Determine o ∆H dos processos:
Qual a ligação mais forte? Justifique. a) CH4 (g) → C(g) + 4 H(g)
H—H ∆H = + 4(100) = + 400 kcal
b) C(g) + 4 H(g) → CH4(g)
Porque é a que necessita de maior energia para ser
rompida. ∆H = – 4(100) = – 400 kcal
Obs.: Em um diagrama teríamos:
H
C(g) + 4F(g)
H = + 4 (100) H = – 4 (100)
kcal kcal
2. Observe os processos
I) HF (g) → H (g) + F (g)
II) H (g) + F (g) → HF (g) CH4(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?

7. 4. Dadas as energias de ligação em kcal/mol 6. Na reação H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H = –42kcal/mol
Sendo dadas as energias de ligação em kcal/mol
HF . . . . . . . . . 135 H — H ............... 104
H2 . . . . . . . . . 104 Cl — Cl ............ 60
F2 . . . . . . . . . 37 Determine o valor da energia da ligação H — Cl
determine o valor de ∆H do processo Chamando x a energia de ligação HCl:
2 HF → H2 + F2 H2 → 2 H ∆H1 = + 104
Cl2 → 2 Cl ∆H2 = + 60
Quebras {2HF -------------- 2(135) = 270 kcal (absorvida)
H2 103 2H + 2Cl → 2 HCl ∆H3 = – 2x
123
Uniões +
F2 37
H2 + Cl2 → 2 HCl ∆H = – 42
141 kcal (libertada)
Pela Lei de Hess: ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
Saldo = 270 – 141 = 129 – 42 = + 104 + 60 – 2x
(absorv.) (lib.) (absorv.)
x = 103 kcal
Logo:
∆H = + 129 kcal
5. Com relação à questão anterior, complete o diagrama de
entalpia, colocando os valores de ∆H.
H(kcal)
2 H(g) + 2 F(g)
H2 = – 141
H1 = + 270
H2(g) + F2(g)
H1 + ∆H2
H=
270 – 141 = + 129
2 HF(g)

8. TERMOQUÍMICA. EXERCÍCIOS DE REVISÃO
2. O valor de ∆H de uma reação química pode ser previsto
Exercícios através de diferentes caminhos. Iremos determinar o ∆H
1. Dadas as informações: do processo CH4 + F2 → CH3F + HF
a) Diagrama de entalpia: Utilizando dois procedimentos diferentes, considerando
todos os participantes no estado padrão.
H(kJ)
NO(g)
a) 1º caminho: Lei de Hess
-
Dados:
(Equação I) C + 2H2 → CH4 ∆H = – 75 kJ
∆H = + 90 kJ
(1 atm, 25°C) 3 1
1
N2 (g) +
1
O2 (g) (Equação II) C + H + F → CH3F ∆H = –288kJ
2 2 2 2 2 2
1 1
(Equação III) H2 + F2 → HF ∆H = –271kJ
2 2
b) entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol
Equação I = inverter
(1 atm, 25ºC)
Equação II = manter
Determine a variação de entalpia de um dos processos Equação III = manter
mais importantes de poluição atmosférica:
1 CH4 → C + 2H2 ∆H1 = + 75
NO2(g) → NO(g) + O2(g)
2 3 1
C+ H + F → CH3F ∆H2 = – 288
2 2 2 2
O diagrama fornece a entalpia de NO(g), que é numerica-
mente igual ao respectivo calor de formação: 1 1
H + F → HF ∆H3 = – 271
Entalpia de NO(g) = +90 kJ/mol 2 2 2 2
Portanto: +
1 CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ?
NO2(g) → NO(g) + O2(g) ∆H = ?
2
(+34) (+90) (zero) ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
14243 1442443
H (inicial) H (final) ∆H = (+75) + (– 288) + (– 271)
∆H = H (final) – H (inicial) ∆H = – 484 kJ
∆H = +90 – (+34)
∆H = +56 kJ/mol

9. b) 2º caminho: Através das energias de ligação
-
Dados:
Ligação Energia (kJ/mol)
F—F 155
C—H 413
C—F 485
H—F 567
14243 →
CH4 + F2
14243 ∆H = ?
CH3F + HF
Quebras Uniões
C — H  413 C — F  485
F — F  155 H — F  567
Energia absorvida = Energia libertada = 1 052 kJ
= 568 kJ
Saldo libertado = 1 052 – 568 = 484 kJ
ou seja
∆H = –484 kJ.
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)
14243
zero (– 288)
1442443
(–271) Sugestão de exercícios:
H (inicial) H (final)
Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD
∆H = H (final) – H (inicial)
∆H = [–288 – 271] – [–75 + zero] Pág. 323
∆H = – 484 kJ
Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva.
Pág. 336
Aprofudando o conhecimento sobre todo o capítulo:
Págs. 340 a 342.