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1. ENTALPIA (H): É a energia total de um
sistema medida à pressão constante.
Não é possível medir a entalpia, mede-se
a variação de entalpia ou calor de reação
(∆H).
2. REAÇÃO EXOTÈRMICA:
Libera calor. ∆H<O.
∆H= Hprodutos - Hreagentes
Hprodutos < Hreagentes.
REAGENTES
PRODUTOS
2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)
∆H= -1368kJ/mol
H (kJ)
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1368kJ
C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2 CO2(g)+3 H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ
Na reação exotérmica, o calor aparece com
sinal positivo do lado dos produtos ou o
∆H<O é citado após a equação.
3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA:
Absorve calor. ∆H>O.
∆H= Hprodutos - Hreagentes
Hprodutos > Hreagentes.
C(s) + H2O(g) + 31,4 kcal CO(g) + H2(g)
C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal
Na Reação Endotérmica o calor aparece com sinal
positivo do lado dos reagentes ou o ∆H>O é citado após
a equação.
REAGENTES
PRODUTOS
C(s) + H2O(g)
CO(g) + H2(g)
∆H= +31,4kcal
I. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) + 285,8 kJ
II. 1/2 H2(g) + 1/2 Cℓ2(g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ
III. 1/2 H2(g) + 1/2 F2(g) HF (g) + 268,6 kJ
IV. H2(g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C2H2 (g)
V. 2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol
1. LEI DE HESS: A entalpia
de uma reação química que
ocorre em várias etapas é a
soma das entalpias de todas
as etapas da reação.
Resumindo: A soma dos ∆Hs
de todas as etapas da reação
química, é o ∆H da reação
química total .
1.LEI DE HESS: O ∆H de
reação química só depende
dos estados inicial e final.
∆H = Hfinal – H inicial
∆H = Hprodutos – H reagentes
∆H1 ∆H2
∆H3
∆H3 = ∆H1 + ∆H2
LEI DE HESS
EXEMPLOS DE CÁLCULOS ENVOLVENDO A LEI DE HESS.
2.1 (CESGRANRIO) Observe o gráfico:
O valor da entalpia de combustão de 1mol de
SO2(g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:
1. A combustão de 1 mol de SO2(g) é:
SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g)
2. Considerar os valores do gráfico como sendo
positivos e determinar o valor do espaço (x)
que tem SO2(g)+ ½ O2(g) como reagente e
SO3(g) como produto: x = 94 – 71 = 23.
3. Como a entalpia dos reagentes é maior que a
dos produtos ( estamos “descendo” no
gráfico) o valor do ∆H é negativo, pois a
reação é exotérmica. Então: ∆H = -23 kcal.
2.2 (UNESP) A entalpia da reação (I) não pode ser medida
diretamente em um calorímetro porque a reação de
carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura
de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos.
As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera,
estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir:
(I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g)
(II) C(s) + O2(g) CO2 (g)∆H= -394 kJ.mol-1
(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1
Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.
(I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X
(II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1
(III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1
RESOLUÇÃO:
2C(s) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -788kJ.
2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g) ∆H= +283 kJ
2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= -505 kJ
É O CALOR ENVOLVIDO NA FORMAÇÃO DE UM
MOL DA SUBSTÂNCIA A PARTIR DE SEUS
ELEMENTOS NO ESTADO PADRÃO.
ESTADO PADRÃO: 1 atm, 25°C E ESTADO
ALOTRÓPICO MAIS COMUM DA SUBSTÂNCIA
C (grafite) + O2(gasoso) CO2(gasoso)
∆Hf = -94,1 kcal.mol-1
SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E
ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM
ENTALPIA ZERO.
C (grafite) H = 0
C (diamante) H ≠ 0
O2 (gasoso) H = 0
O3 (gasoso) H ≠ 0
S (rômbico) H = 0
S (monoclínico) H ≠ 0
Pn (vermelho) H = 0
P4 (branco) H ≠ 0
CÁLCULO DO ∆H A PARTIR DOS
CALORES DE FORMAÇÃO (∆Hf).
∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes
Calcule o calor de combustão do etanol:
C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
∆H de formação de C2H5OH(ℓ) = -278 kJ/mol
∆H de formação de CO2(g) = -394 kJ/mol
∆H de formação de = H2O(ℓ) = -286 kJ/mol
RESOLUÇÃO:
∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes
C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
-278kJ + zero 2.(-394) + 3. (-286)
Hreagentes = -278kJ -788kJ + -858kJ
Hprodutos = -1646kJ
∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes = -1646kJ – (-278) kJ
∆H = -1368 kJ
É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE
LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO.
H – H (gasoso)
H (gasoso) + H (gasoso)
∆H = + 436 kJ
EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS
REAGENTES SÃO ROMPIDAS (∆H>0) E AS LIGAÇÕES DOS
PRODUTOS SÃO FORMADAS ((∆H<0), O SALDO É O ∆H DA
REAÇÃO.
Dadas as energias de ligação em kcal/mol :
C = C 147 Cℓ - Cℓ 58
C - Cℓ 79 C - H 99
C - C 83
Calcular a energia envolvida na reação:
H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆H > 0.
H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g)
4 C –H = 4. 99 = +396
1 C = C = 1. 147 = +147 Hreagentes= 396+147+58 =
1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58 +701kcal.
PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H<0.
H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
4 C-H = 4.-99 = -396
2 C-Cℓ = 2. -79 = -158 Hprodutos = -396 + -158 + -83
1 C-C = 1.-83 = -83 -637 kcal
∆H = + 701 – 637 = +64 kcal.

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  • 1.
  • 2. 1. ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante. Não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (∆H). 2. REAÇÃO EXOTÈRMICA: Libera calor. ∆H<O. ∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos < Hreagentes.
  • 3. REAGENTES PRODUTOS 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) ∆H= -1368kJ/mol H (kJ)
  • 4. C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1368kJ C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2 CO2(g)+3 H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo do lado dos produtos ou o ∆H<O é citado após a equação.
  • 5. 3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA: Absorve calor. ∆H>O. ∆H= Hprodutos - Hreagentes Hprodutos > Hreagentes. C(s) + H2O(g) + 31,4 kcal CO(g) + H2(g) C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal Na Reação Endotérmica o calor aparece com sinal positivo do lado dos reagentes ou o ∆H>O é citado após a equação.
  • 6. REAGENTES PRODUTOS C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal
  • 7. I. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) + 285,8 kJ II. 1/2 H2(g) + 1/2 Cℓ2(g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ III. 1/2 H2(g) + 1/2 F2(g) HF (g) + 268,6 kJ IV. H2(g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C2H2 (g) V. 2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol
  • 8. 1. LEI DE HESS: A entalpia de uma reação química que ocorre em várias etapas é a soma das entalpias de todas as etapas da reação. Resumindo: A soma dos ∆Hs de todas as etapas da reação química, é o ∆H da reação química total .
  • 9. 1.LEI DE HESS: O ∆H de reação química só depende dos estados inicial e final. ∆H = Hfinal – H inicial ∆H = Hprodutos – H reagentes
  • 10. ∆H1 ∆H2 ∆H3 ∆H3 = ∆H1 + ∆H2 LEI DE HESS
  • 11. EXEMPLOS DE CÁLCULOS ENVOLVENDO A LEI DE HESS. 2.1 (CESGRANRIO) Observe o gráfico: O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO2(g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:
  • 12. 1. A combustão de 1 mol de SO2(g) é: SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) 2. Considerar os valores do gráfico como sendo positivos e determinar o valor do espaço (x) que tem SO2(g)+ ½ O2(g) como reagente e SO3(g) como produto: x = 94 – 71 = 23. 3. Como a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos ( estamos “descendo” no gráfico) o valor do ∆H é negativo, pois a reação é exotérmica. Então: ∆H = -23 kcal.
  • 13. 2.2 (UNESP) A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera, estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir: (I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) (II) C(s) + O2(g) CO2 (g)∆H= -394 kJ.mol-1 (III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1 Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições.
  • 14. (I) 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= X (II) C(s) + O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1 (III) 2CO(g) + O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-1 RESOLUÇÃO: 2C(s) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -788kJ. 2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g) ∆H= +283 kJ 2C(s) + O2(g) 2CO (g) ∆H= -505 kJ
  • 15. É O CALOR ENVOLVIDO NA FORMAÇÃO DE UM MOL DA SUBSTÂNCIA A PARTIR DE SEUS ELEMENTOS NO ESTADO PADRÃO. ESTADO PADRÃO: 1 atm, 25°C E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM DA SUBSTÂNCIA C (grafite) + O2(gasoso) CO2(gasoso) ∆Hf = -94,1 kcal.mol-1
  • 16. SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO. C (grafite) H = 0 C (diamante) H ≠ 0 O2 (gasoso) H = 0 O3 (gasoso) H ≠ 0 S (rômbico) H = 0 S (monoclínico) H ≠ 0 Pn (vermelho) H = 0 P4 (branco) H ≠ 0
  • 17. CÁLCULO DO ∆H A PARTIR DOS CALORES DE FORMAÇÃO (∆Hf). ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes
  • 18. Calcule o calor de combustão do etanol: C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) ∆H de formação de C2H5OH(ℓ) = -278 kJ/mol ∆H de formação de CO2(g) = -394 kJ/mol ∆H de formação de = H2O(ℓ) = -286 kJ/mol RESOLUÇÃO: ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) -278kJ + zero 2.(-394) + 3. (-286) Hreagentes = -278kJ -788kJ + -858kJ Hprodutos = -1646kJ ∆H = ∆H produtos - ∆H reagentes = -1646kJ – (-278) kJ ∆H = -1368 kJ
  • 19. É A ENERGIA ABSORVIDA PARA ROMPER UM MOL DE LIGAÇÕES QUÍMICAS NO ESTADO GASOSO. H – H (gasoso) H (gasoso) + H (gasoso) ∆H = + 436 kJ
  • 20. EM UMA REAÇÃO QUÍMICA, AS LIGAÇÕES DOS REAGENTES SÃO ROMPIDAS (∆H>0) E AS LIGAÇÕES DOS PRODUTOS SÃO FORMADAS ((∆H<0), O SALDO É O ∆H DA REAÇÃO. Dadas as energias de ligação em kcal/mol : C = C 147 Cℓ - Cℓ 58 C - Cℓ 79 C - H 99 C - C 83 Calcular a energia envolvida na reação: H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
  • 21. H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) H2CCℓ - CH2Cℓ (g) REAGENTES: LIGAÇÕES ROMPIDAS: ∆H > 0. H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g) 4 C –H = 4. 99 = +396 1 C = C = 1. 147 = +147 Hreagentes= 396+147+58 = 1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58 +701kcal. PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H<0. H2CCℓ - CH2Cℓ (g) 4 C-H = 4.-99 = -396 2 C-Cℓ = 2. -79 = -158 Hprodutos = -396 + -158 + -83 1 C-C = 1.-83 = -83 -637 kcal ∆H = + 701 – 637 = +64 kcal.