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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
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
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
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
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
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?
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)
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
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.

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Termoquimica

  • 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.