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TERMOQUÍMICA
Termoquímica é a parte da Termodinâmica que estuda o calor liberado ou absorvido em uma transformação.
• TIPOS DE TRANSFORMAÇÕES
Transformações exotérmicas: são as que liberam calor.
Exemplo: queima do carvão
C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor
Transformações endotérmicas: são as que absorvem calor.
Exemplo: decomposição do calcário
CaCO3(s) + calor → CaO(s) + CO2(g)
• ENTALPIA (H) DE UMA SUBSTÂNCIA
A entalpia (H) mede a energia armazenada em uma substância durante a sua formação, a pressão constante.
Cada substância tem uma entalpia que lhe é característica.
• VARIAÇÃO DE ENTALPIA (∆ H)
Em uma reação química, a variação de entalpia (∆ H) é a diferença entra a entalpia das substâncias produtos e a entalpia das substâncias reagentes.
∆H = H produtos – H reagentes
As reações químicas são realizadas usualmente em recipientes abertos à atmosfera. Como a pressão imposta pela atmosfera é constante, usualmente as reações são realizadas à pressão constante.
É possível demonstrar que a variação de entalpia é igual ao calor absorvido ou liberado, quando uma reação é realizada sob pressão constante. Representando a quantidade de calor liberada ou absorvida à pressão constante por qp, tem-se:
∆H = qp = H produtos – H reagentes
• VARIAÇÃO DE ENTALPIA EM UMA REAÇÃO EXOTÉRMICA
Considerando uma reação exotérmica:
Reagentes Produtos
calor
Como ocorre liberação de calor, a Hprodutos será menor que a Hreagentes.
Considerando que:
∆ H = Hprodutos − Hreagentes → ∆ H < 0
A ∆H de uma reação exotérmica tem um sinal negativo.
Graficamente, tem-se:
reagentes
produtos
H reag
H prod
H
Curso da reação
∆H
• VARIAÇÃO DE ENTALPIA EM UMA REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Considerando uma reação endotérmica:
Reagentes Produtos
calor
Como ocorre absorção de calor, a Hprodutos será maior que a Hreagentes.
Considerando que:
∆ H = Hprodutos − Hreagentes → ∆ H > 0
A ∆H de uma reação endotérmica tem um sinal positivo.
Graficamente, tem-se:
reagentes
produtos
H reag
H prod
H
Curso da reação
∆H
• EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁPR
Ministério da EducaçãoUniversidade Tecnológica Federal do ParanáGerência de Ensino e PesquisaDepartamento Acadêmico de Química e BiologiaEaD – Curso: Técnico em Meio Ambiente
1
É uma equação química balanceada que expressa a variação de entalpia associada a uma equação química.
Em uma equação termoquímica é necessário indicar os estados físicos dos reagentes e produtos, a temperatura e a pressão em que ocorre a reação. Quando não forem indicadas a temperatura e a pressão, deve-se subentender que a reação se realiza a 25 °C e a 1 atm.
Exemplos:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = – 285,5 kJ (25 °C, 1atm)
Esta equação termoquímica mostra que:• a reação ocorre a 25 °C e 1 atm;• um mol de H2 gasoso reage com meio mol de O2
gasoso formando um mol de H2O líquido;• a reação é exotérmica, pois a ∆H tem sinal
negativo.
São liberados285,5 kJ/mol de H2(g) consumido, ou285,5 kJ/0,5 mol O2(g) consumido, ou285,5 kJ/mol H2O(l) formado.
C(s) + 2 S(s) → CS2(ℓ) ∆H = + 79,4 kJ (25 °C, 1atm)
Esta equação termoquímica mostra que:• a reação ocorre a 25 °C e 1 atm;• um mol de C sólido reage com dois mols de S
sólido formando um mol de CS2 líquido;• a reação é endotérmica, pois a ∆H tem sinal
positivo.
São absorvidos
79,4 kJ/mol de C(s) consumido, ou 79,4 kJ/2 mols S(s) consumidos, ou 79,4 kJ/mol CS2(l) formado.
• FATORES QUE AFETAM A VARIAÇÃO DE ENTALPIA
• Estado físico de reagentes e produtos
A ∆H de uma reação química depende dos estados físicos dos reagentes e produtos. Isto se deve ao fato de uma mesma substância apresentar entalpias diferentes dependendo do estado físico em que ela se encontre.
sólido líquido gasoso+ energia+ energia
H aumenta
então: Hgás > Hlíquido > Hsólido
Graficamente, tem-se:
H
sólido
líquido
gasoso
Pode-se avaliar a influência do estado físico no valor de ∆H, analisando as equações termoquímicas que mostram a formação da água a 25 °C e 1 atm de pressão:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H1 = –241,6 kJ/mol H2O
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H2 = –285,5 kJ/mol H2O
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(s) ∆H 3 = –292,6 kJ/mol H2O
Os valores de ∆H são diferentes em função dos diferentes estados físicos da H2O formada: H2O(g), H2O(ℓ) e H2O(s).
Explicam-se essas diferenças baseadas no fato de que uma mudança de estado físico é acompanhada por absorção ou liberação de energia.
No exemplo considerado, a passagem de água do estado gasoso para o estado líquido libera energia. Logo, na obtenção de água no estado líquido é liberada mais energia que na obtenção de água no estado gasoso, ou seja, ∆ H2 > ∆ H1.
A passagem de água do estado líquido para o estado sólido libera energia. Assim, na obtenção de água no estado sólido é liberada mais energia que na obtenção de água no estado líquido, ou seja, ∆ H3
> ∆ H2.
Graficamente, tem-se:
HH2(g) + 1/2 O2(g)
H2O(g)
H2O(l)
H2O(g) ∆H5
Curso da reação
∆H4
∆H3
∆H2
∆H1
No gráfico, ∆H4 representa a energia liberada na passagem de H2O(g) a H2O(ℓ) e ∆H5, a energia liberada na passagem de H2O(ℓ) a H2O(s).
• Estado alotrópico de reagentes e produtos
Estados alotrópicos ou alótropos são substâncias simples diferentes formadas por um mesmo elemento químico.
Exemplos:
2
Alótropos do elemento oxigênio
Alótropos do elemento carbono
Alótropos do elemento enxofre
Alótropos do elemento fósforo
O2 (gás oxigênio)
O3 (gás ozônio)
Cn (grafite)
Cn (diamante)
P4 (P branco)
Pn (P vermelho)
Sα (S rômbico)
Sα (S rômbico)
A ∆ H de uma reação química depende dos estados alotrópicos dos reagentes e produtos.
Pode-se avaliar a influência do estado alotrópico no valor da ∆ H, analisando as equações termoquímicas que mostram a combustão do carbono grafite e do carbono diamante, realizadas a 25 °C e 1 atm de pressão:
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 393,3 kJ/mol Cgraf
Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = – 395,4 kJ/mol Cdiam
Os valores das ∆H são diferentes em função das diferentes formas cristalinas do carbono: grafite e diamante.
Explica-se essa diferença, considerando que o grafite armazena menor energia que o diamante. Assim, na combustão do grafite é liberada menor energia que na combustão do diamante.
Graficamente, tem-se:
∆H1
∆H2
H
Curso da reação
C diam + O2(g)
C graf + O2(g)
CO2(g)
Pelo fato de a forma alotrópica grafite possuir menor energia que a forma alotrópica diamante, o grafite é mais estável que o diamante.
Generalizando, pode-se estabelecer que:
A forma alotrópica de menor entalpia é a mais estável.
• ESTADO PADRÃO DE UMA SUBSTÂNCIA
O estado padrão de uma substância é definido pelas condições seguintes:
• estado físico mais comum;• estado alotrópico mais estável;• pressão = 1 atm; temperatura = 25 °C.
Os valores de ∆ Η medidos nas condições padrão, descritas acima, são denominados de variação de entalpia padrão e indicados pela notação ∆Hº.
• Estado padrão de uma substância simples.
É impossível medir a entalpia (H) absoluta de uma substância. O que se pode medir é a variação de entalpia (∆H) em relação a um dado referencial.
Para as medidas de entalpia é estabelecido, por convenção, o seguinte referencial:
Uma substância simples, no estado físico mais comum, no estado alotrópico mais estável, a 25 °C e 1 atm de pressão, tem entalpia igual a zero.
Assim sendo, tem-se:
Cgraf H = 0 (alótropo mais estável)CdiamH ≠ 0
O2(g) H = 0 (alótropo mais estável)O3(g) H ≠ 0
N2(g) H = 0 (estado físico mais comum)N2(ℓ) H ≠ 0
H2O(l) H ≠ 0 (não é substância simples)
• TIPOS DE ∆H
• ∆H padrão de formação (∆H°f)
É a ∆H associada à formação de um mol de moléculas de uma substância, a partir de substâncias simples no estado padrão.
Exemplos:
∆H padrão de formação do CO2(g):
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H°f = – 393,3 kJ/mol CO2
∆H padrão de formação do H2O(ℓ):
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H°f = – 285,5 kJ/mol H2O
A ∆H de formação de uma substância é numericamente igual à sua entalpia (H). Ou seja, dada a ∆H de formação de uma substância, imediatamente se obtém a entalpia desta substância.
Exemplo:
Considerando a ∆H°f da H2O(ℓ):
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H°f = – 285,5 kJ/mol H2O
3
Sabemos que: ∆H = Hprod - Hreag
Pode-se, então, escrever:
∆H°f = HH2O – [H°H2 + H°O2]
∆H°f = HH2O – zero
∆H°f = HH2O = –285,5 kJ/mol
Conclui-se que a ∆H°f de uma substância mede a sua entalpia de formação (H°
f), isto é, mede a energia armazenada, a mais ou a menos na substância, em relação aos elementos que a formam.
Graficamente, tem-se:
∆H°f
H (kcal)
Curso da reação
zero
-68,3
H2(g) + 1/2 O2(g)
H2O(l)
• ∆H padrão de combustão
É a ∆H associada à combustão completa de um mol de moléculas de uma substância, utilizando O2(g), nas condições padrão.
Exemplos:
∆H padrão de combustão do acetileno:
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → → 2 CO2(g) + H2O(ℓ) ∆H° = -1295,8 kJ/mol C2H2
∆H padrão de combustão do metano:
CH4(g) + 2 O2(g) → → CO2(g) + 2 H2O(ℓ) ∆H° = -890 kJ/mol CH4
• ∆H padrão de solução (ou de dissolução)
É a ∆H associada à dissolução de um mol de moléculas de uma substância, numa quantidade de água suficiente para se obter uma solução diluída, nas condições padrão.
Exemplos:
∆H de solução do KNO3(s):
KNO3(s) + aq → KNO3(aq) ∆H ° = +35,5 kJ/mol KNO3
∆H de solução do HCℓ(g):
HCℓ(g) + aq → HCℓ(aq) ∆H° = –75,0 kJ/mol HCℓ
• ∆H padrão de neutralização
É a ∆H associada à neutralização de um mol de H+ por um mol de OH-, nas condições padrão.
Exemplos:
HCN(aq) + NaOH(aq) → → NaCN(aq) + H2O(ℓ) ∆H° = -10,5 kJ/mol
HNO3(aq) + KOH(aq) → → KNO3(aq) + H2O(ℓ) ∆H° = -57,7 kJ/mol
HCℓ(aq) + NaOH(aq) → → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) ∆H° = -57,7 kJ/mol
Observa-se que a ∆H padrão de neutralização de ácidos fortes por bases fortes é constante e seu valor é ∆H° = –57,7 kJ/mol.
• ∆H de ligação ou Energia de ligação
É a quantidade de energia absorvida quando se rompe um mol de ligações entre átomos, no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm,
Exemplos:
Energia de ligação do Cl2(g).Cℓ − Cℓ(g) → Cℓ(g) + Cℓ(g) ∆H = +241,6 kJ/mol
Energia de ligação do HCl(g).H − Cℓ(g) → H(g) + Cℓ(g) ∆H =+430,5 kJ/mol
Energia de ligação do N2(g).N ≡ N(g) → N(g) + N(g) ∆H = +940,5 kJ/mol
Observe que, devido à definição de ∆H de ligação, o processo de rompimento de ligações é endotérmico (∆H > 0). Portanto, o processo de formação de ligações será exotérmico (∆H < 0).
A tabela, a seguir, apresenta algumas energias de ligação.
Energia de ligação em kJ/mol, a 25°C e 1 atm
H−H 435,6 C=C 599 C−Br 284,2
Cℓ−Cℓ 241,6 C≡ C 812,5
H−F 564,3
F–F 153 N≡ N 940,5
H−Cℓ 432,6
O= O 493,2
C−H 413 H−Br 365,7
H−O 464 C−Cℓ 328 H−I 296,8
C–C 334,4 C−F 505,8 H−N 390,4
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Observação: quanto maior a energia de ligação, mais estável é a ligação.
• LEI DE HESS
Considere a transformação de C grafite em dióxido de carbono, CO2.
O processo pode ser realizado por dois caminhos.
1.º caminho: a transformação de C grafite em CO2
é direta, realizada em uma única etapa, representada pela equação:
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –393,3 kJ
2.º caminho: a transformação de C grafite em CO2 é realizada em duas etapas sucessivas. Estas duas etapas são representadas pelas equações:
Cgraf + ½ O2(g) → CO(g) ∆H1 = –110,3 kJCO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H2 = –283,0 kJ
Agora, somando as equações representativas das duas etapas, teremos:
Cgraf + ½ O2(g) → CO(g)
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)
Cgraf + O2(g) → CO2(g)
Observamos que, da soma das equações representativas das etapas, resulta a equação da transformação direta.
Somando as variações de entalpia correspondentes às duas etapas:
∆H1 + ∆H2 = –110,3 – 283,0 = –393,3 kJ
Notamos que a ∆H da transformação direta é igual à soma das variações de entalpia das duas etapas, ou seja:
∆H = ∆H1 + ∆H2
Esta expressão constitui a Lei de Hess, que diz:
A ∆H de um processo é a soma das variações de entalpia das etapas que ocorrem ao longo do processo.
ouA ∆H de um processo depende apenas dos estados inicial e final do processo.
• CÁLCULO DA ∆H DE UMA REAÇÃO
• Por ∆H padrão de formação (∆H°f)
São dadas as entalpias padrão de formação das substâncias participantes da reação.
Lembrar que, substâncias simples, no estado padrão, possuem entalpia de formação igual a zero.
No cálculo da ∆H deve-se utilizar a expressão:
∆H° = ∑ ∆H°f produtos − ∑ ∆H°f reagentes
Exemplo:Dadas as entalpias padrão de formação (∆H°f),em
kcal/mol: C2H4(g) = +12,5; CO2(g) = –94,0; H2O(ℓ) = –68,0, calcular a ∆H da reação:
C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
Resolução:
∆H° = ∑ ∆H°f produtos − ∑ ∆H°f reagentes
∆H° = [2.(H°f CO2)+2.(H°f H2O)]–[(H°f C2H4)+3.(H°f
O2)]
∆H° = [2.(-94,0) + 2.(-68,0)] – [(+12,5) + 3.(zero)]
∆H° = –336,5 kcal
• Por soma de equações termoquímicas
São dadas algumas equações termoquímicas.Para calcular a ∆H da reação deve-se arrumar as
equações termoquímicas dadas em função daquela que se deseja a ∆H e, finalmente, somá-las.
Exemplo:
Dadas as equações termoquímicas:
C2H2(g) → 2 Cgraf + H2(g) ∆H°1 = −54,0 kcal
CO2(g) → Cgraf + O2(g) ∆H°2 = +94,0 kcal
H2O(ℓ) → H2(g) + ½ O2(g) ∆H°3 = +68,0 kcal
Calcular a ∆H padrão de combustão do C2H2(g),
em kcal/mol.
Resolução:
A ∆H a ser calculada corresponde à equação:
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(ℓ)
Arrumando as equações termoquímicas dadas, teremos:
• C2H2(g) é reagente → manter o sentido da primeira equação termoquímica;
• CO2(g) é produto → inverter a segunda equação termoquímica (trocar o sinal da ∆H) multiplicando-a por 2 (são necessários 2 mols de CO2(g));
• H2O(ℓ) é produto → inverter a terceira equação termoquímica (trocar o sinal da ∆H).
Reescrevendo as equações termoquímicas e somando-as, teremos:
C2H2(g) → 2 Cgraf + H2(g) ∆H°1 = –54,0 kcal
2 Cgraf + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ∆H°2' = –188,0 kcal
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H°3' = –68,0 kcal
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(ℓ) ∆H° = –310,0 kcal
Observamos que, pela Lei de Hess,
∆H° = ∆H°1 + ∆H°2' + ∆H°3' = –310,0 kcal
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• Por energia (∆H) de ligação
São dadas as energias de ligação para se calcular a ∆H de uma reação. Para realizar esse cálculo, deve-se lembrar que:
• o processo de rompimento (quebra) de ligações sempre absorve calor (∆H > 0).• o processo de formação de novas ligações sempre libera calor (∆H < 0).
Exemplo:
Calcular variação de entalpia para a reação entre o metano e o cloro (ambos gases) produzindo o clorofórmio (triclorometano) de acordo com a equação:
CH4(g) + 3 Cℓ2(g) → HCCℓ3(g) + 3 HCℓ (g)
Dados: Energias de ligação, em kcal/molC − H 100 C − Cℓ 79Cℓ − Cℓ 38 H − Cℓ 103
Resolução:
Calculando as energias absorvidas no rompimento das ligações nos reagentes (∆H > 0) e as energia liberadas na formação das ligações nos produtos (∆H < 0), teremos:
CH +
C
C
CCC3 3 H CCH H
H
H
+
• Rompimento de ligações nos reagentes (∆H > 0):
3 mols de ligações C – H : ∆H°1 = 3.(+100) = + 300 kcal
3 mols de ligações Cℓ – Cℓ: ∆H°2 = 3.(+38) = + 114 kcal
• Formação de ligações nos produtos (∆H < 0):
3 mols de ligações C – Cℓ: ∆H°3 = 3.(–79) = –237 kcal
3 mols de ligações H – Cℓ: ∆H°4 = 3.(–103) = –309 kcal
Aplicando a Lei de Hess, teremos:
∆H° = ∆H°1 + ∆H°2 + ∆H°3 + ∆H°4
∆H° = (+300) + (+114) + (–237) + (–309)
∆H° = –132 kcal
EXERCÍCIOS DE SALA
01. Em uma cozinha estão ocorrendo os seguintes processos:
I. gás queimando em uma das "bocas” do fogão e
II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre essa "boca" do fogão.
Com relação a esses processos, pode-se afirmar que:
a) I e II são exotérmicos.
b) I é exotérmico e II é endotérmico.
c) I é endotérmico e II é exotérmico.
d) I é isotérmico e II é exotérmico.
e) I é endotérmico e II é isotérmico.
02. Ao se sair molhado em um local aberto, mesmo em dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo humano.
Essa sensação de frio explica-se corretamente pelo fato de que a evaporação da água:
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo.
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo.
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo.
03. Reação exotérmica é aquela na qual:
I. há liberação de calor;
II. há diminuição de energia:
III. a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos;
IV. a variação de entalpia é negativa.
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Está(ão) correto(s) o(s) seguinte(s) complemento(s):
a) somente I.
b) somente II e IV.
c) somente I e III.
d) somente I e IV.
e) I, II, III e IV.
04. A combustão do principal componente da gasolina, o octano (C8H18(ℓ)), produz dióxido de carbono gasoso e água líquida, liberando para o ambiente 5.110 kJ/mol de C8H18.
a) Escreva a equação termoquímica que representa o transformação ocorrida.
_____________________________________________________________________________________
b) Represente a transformação ocorrida através de um diagrama de entalpia.
H (kJ)
Sentido da reação
c) Calcule a variação de entalpia da combustão de 60 L de C8H18(ℓ), nas mesmas condições de pressão e temperatura. (Dados: d C8H18 = 0,7 g/mol; massas molares, em g/mol: H = 1; O =16)
05. Uma substância A encontra-se nos seus estados de agregação conforme o esquema:
Vapor de AHv
Líquido AHℓ
Sólido AHs
É correto afirmar que:
a) Hs > Hv > Hℓ
b) Hv > Hℓ > Hs
c) Hs > Hℓ > Hv
d) Hℓ > Hv > Hs
e) Hv > Hs > Hℓ
06. Considere as equações:
I. 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ∆H = −565,6 kJ
II. 2 CH4O(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 4 H2O(ℓ) ∆H = −1.452,6 kJ
III. 3 O2(g) → 2 O3(g) ∆H = +426,9 kJ
IV. Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g) ∆H = +490,8 kJ
V. 2 Na(s) + 2 H2O(ℓ)→ 2 NaOH(aq) + H2(g) ∆H = −281,8 kJ
A reação química em que há maior quantidade de calor liberado, em kJ/mol, é:
a) I b) II c) III d) IV e) V
7
07. Dadas as equações termoquímicas:
Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ∆H = −94,0 kcal
Cdiamante + O2(g) → CO2(g) ∆H = −94,5 kcal
Relativamente a estas equações, fazem-se as seguintes afirmações:
I. Cgrafite é a forma alotrópica menos energética.
II. As duas reações são endotérmicas.
III. Se ocorrer a transformação de Cdiamante em Cgrafite, haverá liberação de energia.
IV. Cdiamante é a forma alotrópica mais estável.
São corretas:
a) I e II, somente.
b) I e III, somente.
c) I, II e III, somente.
d) II e IV, somente.
e) I, III e IV, somente.
08. A produção de etanol, C2H5OH, volta a ser apontada como uma das soluções para os problemas da poluição ambiental. Recentemente um acordo entre Brasil e Alemanha permitirá a fabricação de carros movidos a etanol. Sabendo-se os valores das entalpias de formação a 25 °C: –94,1 kcal/mol para CO2(g); –68,3 kcal/mol para H2O(ℓ); –66,4 kcal/mol para C2H5OH(ℓ),
a) escreva a reação que corresponde a essa combustão.
b) calcule o calor envolvido na queima de 92 g de etanol. (Massas molares, em g/mol: H = 1; C = 12; O =16)
09. O calor liberado na combustão completa do acetileno (C2H2) gasoso é –1298 kJ/mol, a 25 °C. Determine a entalpia de formação do acetileno. (Dados entalpias de formação, a 25 °C: CO2 gasoso = –393 kJ/mol; H2O líquida = –285 kJ/mol).
10. O etanol pode ser obtido pela reação entre água e etileno de acordo com a equação:
C2H4(g) + H2O(ℓ) → C2H5OH(ℓ)
Calcule a variação de entalpia dessa reação a partir das seguintes equações termoquímicas:
C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(ℓ) ∆H = –1.410,3 kJ/mol de C2H4
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ∆H = –1.367,1 kJ/mol de C2H5OH
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11. O gás de água, uma importante mistura constituída de CO e H2, utilizada na indústria, é preparada fazendo-se passar um fluxo de água gasosa sobre carvão, a 1.000 °C, segundo a equação:
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g)
Considere as seguintes informações:
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H°f = –393,5 kJ
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ∆H°f = –483,6 kJ
2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ∆H°f = –566,0 kJ
Calcule o valor de ∆H°f para a formação do gás de água (1.ª equação dada) e classifique a reação do ponto de vista termodinâmico.
12. Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro abaixo:
Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
C – H 413
O ═ O 494
C ═ O 804
O – H 463
Calcule a ∆H, em kJ, para a reação: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(v).
13. O diagrama abaixo representa os calores de formação do pentacloreto de fósforo a partir do fósforo branco e do fósforo vermelho.
Entalpia (kJ)
Pbranco + 5/2 C2(g)
P vermelho + 5/2 C2(g)
PC5(g)
-99,6-95,4
Coordenada de reação
a) Calcule a variação de entalpia, em kJ, da transformação de fósforo branco em fósforo vermelho.
b) Destaque a variedade alotrópica mais estável.
_____________________________________________________________________________________
9
14. Dado o diagrama de entalpia:
H (kJ) 2 O2(g) + Cgraf + 2 H2(g)
2 O2(g) + CH4(g)
CO2(g) + O2(g) + 2 H2(g)
CO2(g) + 2 H2O(l)
∆H1 = -393
∆H2 = -889∆H3 = +571
calcular a entalpia de formação do metano gasoso, CH4(g), em kJ/mol.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
01. Quando em uma reação química se verifica que, a uma dada temperatura, a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes, diz-se que a reação é:a) endotérmicab) exotérmicac) espontânead) não espontâneae) isotérmica
02. A equação termoquímicaCH4(g) → C(g) + 4 H(g) ∆H = +1600 kJ/mol
indica uma reação:a) exotérmica a pressão constanteb) exotérmica a temperatura constantec) exotérmica a volume constanted) endotérmica a pressão constantee) endotérmica a volume constante
03. Qual das reações abaixo, no sentido indicado, libera maior quantidade de energia por mol de produto formado?a) 2 C(s)+4 H2(g)+O2(g) → 2 CH3OH(l) ∆H = -96 kcalb) 9 C(s) + ½ O2(g) + H2(g) → C9H2O(l) ∆H = -66 kcalc) 2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g) ∆H = -52 kcald) 5 I2(s) → 5 I2(g) ∆H = +75 kcale) 3 O2(g) → 2 O3(g) ∆H = +68 kcal
04. Esta questão apresenta três afirmativas que podem estar corretas ou incorretas. Responda-as, obedecendo ao seguinte código:a) somente a afirmativa I é correta.b) somente a afirmativa II é correta.c) somente a afirmativa III é correta.d) somente as afirmativas I e II são corretas.e) somente as afirmativas II e III são corretas.
A equação:CuSO4(s) + 5 H2O(l) → CuSO4.5 H2O(s)
∆H = -18,8 kcal/mol produtorepresenta um processo: I. Exotérmico. II. Em que a energia do produto é maior do que a energia dos reagentes.III. De formação de uma solução aquosa de sulfato de cobre II.
05. O fósforo, P4, exposto ao ar, queima espontaneamente para dar P4O10. A ∆H para essa reação é −712 kcal/mol de P4. A quantidade de calor produzida quando 2,48 g de fósforo são queimados é: (massa molar do P = 31 g/mol)a) 71,20 kcalb) 10,40 kcal c) 17,65 kcald) 14,24 kcale) 56,96 kcal
06. Na reação representada por:CH4(g) + 4 Cl2(g) → CCl4(l) + 4 HCl(g)
há liberação de 108 kJ de energia térmica por mol de HCl(g) formado. Nas mesmas condições, qual será a energia térmica na formação de 73,0 g de HCl(g)?(Massas molares, em g/mol: H=1; Cl=35,5)a) 54 kJb) 108 kJc) 162 kJd) 216 kJe) 432 kJ
07. A decomposição do clorato de potássio exige o fornecimento de x calorias por mol de cloreto de potássio formado. Se o volume de oxigênio formado, medido nas CNTP, for de 112 litros, o calor fornecido ao sistema deverá ser de aproximadamente:
10
a) 2,0.x calb) 3,3.x calc) 4,8.x cald) 5,0.x cale) 7,5.x cal
08. A queima completa de um mol de carbono está representada pela equação:
C(s) + O2(g) → CO2(g) + x kJSabendo que a queima completa de 1,0 g de carbono libera 32,7 kJ, o valor numérico de x é:a) 2,72b) 5,44c) 32,7d) 196,7e) 392,4
09. Considere o seguinte gráfico:
H A2(g) + B2(g)
2 AB(g)
Caminho da reação
∆H
De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo:A variação de entalpia, ∆ Η , é _____________; a reação é___________________ porque se processa ____________calor.a) positiva, exotérmica, liberandob) positiva, endotérmica, absorvendoc) negativa, endotérmica, absorvendod) negativa, exotérmica, liberandoe) negativa, exotérmica, absorvendo
10. A entalpia de formação do H2SO4 líquido, à pressão constante, é tabelado como sendo ∆H = −194 kcal. Este efeito térmico refere-se à reação:a) SO3 + H2O → H2SO4
b) SO2 + H2O2 → H2SO4
c) CuSO4 + H2O → H2SO4 + CuOd) S + 2 O2 + H2 → H2SO4
e) S + H2O + 3/2 O2 → H2SO4
11. Considere, a 25°C e 1 atm, a equação termoquímica: Cℓ2(g) +2 KI(aq) → 2 KCℓ(aq) +I2(s) ∆H = −X kcal.Para quais espécies químicas dessa equação se fixa o valor zero para a entalpia de formação?a) KI(aq), somenteb) Cℓ2(g) e KI(aq), somentec) Cℓ2(g) e I2(s), somented) KI(aq) e KCℓ(aq), somentee) Cℓ2(g), I2(s), KI(aq) e KCℓ(aq)
12. Julgue as afirmações abaixo. Assinale como resposta a soma das afirmações corretas.
01) Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = −94,1 kcal/mol, indica a entalpia de formação do CO2(g).
02) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = −68,3 kcal/mol, representa a entalpia de combustão do H2(g).
04) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = −68,3 kcal/mol, representa a entalpia de formação do H2O(ℓ).
08) HNO3(aq) + KOH(aq) → KNO3(aq) + H2O(l) ∆H = −13,8 kcal/mol, indica a entalpia de dissolução do HNO3(aq).
16) A ∆H de combustão possui, sempre, um valor negativo. Logo, a combustão é um processo exotérmico.
13. Considerando a reação abaixo:H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = −68,3 kcal
assinale a alternativa falsa:a) Deve-se fornecer 68,3 kcal para formar um mol
de H2O(ℓ).b) A 25°C e 1 atm a entalpia de formação do H2(g)
é zero.c) A reação é exotérmica.d) O consumo de um mol de O2(g) implicaria na
combustão de dois mols de H2(g).e) A equação representa a entalpia de formação
14. Considerando o diagrama abaixo, pode-se afirmar que a entalpia de formação do CℓF gasoso é:
C(g) + F(g)
1/2 C2(g) + 1/2 F2(g)
CF(g
)
47,3 kcal
13,3 kcal
H (kcal)
0
a) 47,3 kcal/molb) 13,3 kcal/molc) -47,3 kcal/mold) 60,6 kcal/mole) -13,3 kcal/mol
15. Por definição, “calor de neutralização é a variação de entalpia (∆ Η ) verificada durante a reação de 1 mol de íons H+ de um ácido com 1 mol de íons OH- de uma base, estando ambos em solução diluída”. No caso de ácido e base fortes, ∆H = -13,8 kcal/mol.A partir dessas informações, é possível afirmar que a ∆H da reação entre 8,0 g de hidróxido de sódio com 7,3 g de ácido clorídrico, estando os reagentes em solução diluída, é: (massas molares em g/mol: H=1; O=16; Na=23; Cℓ=35,5)a) -27,6 kcalb) +27,6 kcalc) -29,1 kcald) -1,89 kcale) -2,76 kcal.
16. A dissociação de 1 mol de fosfina (PH3) é representada por:
9,6.102 kJ + PH3(g) → 1 P(g) + 3 H(g)
11
Sendo assim, a energia da ligação P−H é:a) 1,2.102 kJ/molb) 2,4.102 kJ/molc) 3,2.102 kJ/mold) 4,8.102 kJ/mole) 8,6.102 kJ/mol
17.De acordo com os seguintes dados:
Tipo de ligação
Energia para romper a ligação(kcal por mol de ligações)
N − N 39
N − H 93
qual é, aproximadamente, a energia necessária para decompor 1 mol de hidrazina (H2N − NH2) em seus átomos constituintes?a) 39 kcal b) 93 kcalc) 132 kcald) 411 kcale) 450 kcal
18. Considere as afirmações a seguir, segundo a Lei de Hess: I. O calor de reação (∆H) depende apenas dos
estados inicial e final do processo. II. As equações termoquímicas podem ser
somadas como se fossem equações matemáticas.
III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que invertamos o sinal de ∆H.
IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o valor de ∆H dependerá dos estados intermediários através dos quais o sistema pode passar.
Conclui-se que:a) as afirmações I e IV são verdadeiras.b) as afirmações II e IV são verdadeiras.c) as afirmações I, II e III são verdadeiras.d) todas são verdadeiras.e) todas são falsas.
19.Um dos sistemas propelentes usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N2H4) como combustível e peróxido de hidrogênio (H2O2) como oxidante. Esses reagentes são chamados hipergólicos, isto é, eles iniciam a reação pelo simples contato. A reação que ocorre é:
N2H4(ℓ) + 2 H2O2(ℓ) → N2(g) + 4 H2O(g)
Os reagentes são misturados a 25°C na relação molar indicada na equação.Qual é o calor de reação (∆H)?Dados: Entalpias padrão de formação (∆H°f)
N2H4(ℓ) = + 12 kcal/molH2O2(ℓ) = − 46 kcal/molH2O(g) = − 57,8 kcal/mol
a) −231,1 kcal/mol d) −92 kcal/molb) −80 kcal/mol e) −104,0 kcal/molc) −151,2 kcal/mol
20. Uma das soluções para o problema do lixo é sua utilização na fabricação de gás metano. Este gás
é uma matéria-prima para a produção de gás hidrogênio, representada pela equação:
CH4(g) + H2O(ℓ) → CO(g) + 3 H2(g)
Dadas as entalpias padrão de formação (∆H°f), em kcal/mol: CH4(g) = -18,0; H2O(ℓ) = -68,4 ; CO(g) = -26,4; a ∆H desta reação, a 25°C e 1 atm, em kcal, é:a) -112,8b) -60,0c) -44,4d) +60,0e) +112,8
21. São dados os calores de formação (∆H°f), em kJ/mol, das seguintes substâncias: CH4 = -74; CO2 = -396; H2O = -287O calor liberado quando 1 litro de metano, medido nas CNTP, é queimado de acordo com a equação:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O, é:a) 20 kJb) 25 kJc) 40 kJd) 45 kJe) 60 kJ
22. São dadas as entalpias padrão de formação das seguintes substâncias:
CO2(g) = -393,3 kJ/molH2O(ℓ) = -285,8 kJ/molCH3OH(ℓ) = -238,5 kJ/mol
Na combustão completa de 0,5 mol de metanol, CH3OH, a 25°C e 1 atm de pressão, há:a) liberação de 726,3 kJb) absorção de 726,3 kJc) liberação de 363,2 kJd) absorção de 363,2 kJe) liberação de 181,6 kJ
23. O acetileno é um gás de grande uso comercial, sobretudo em maçaricos de oficinas de funilaria. Assinale a opção que corresponde à quantidade de calor fornecida pela combustão completa de 5,2 kg de acetileno, a 25°C, sabendo-se que as entalpias de formação a 25°C, são:
CO2(g) = -94,1 kcal/mol; H2O(ℓ) = -68,3 kcal/molC2H2(g) = +54,2 kcal/mol
(Massa molar do acetileno = 26g/mol)a) 1615 kcal d) 40460 kcalb) 6214 kcal e) 62140c) 21660 kcal
24. Dadas as equações termoquímicas:CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ) ∆H = -213 kcal
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -94 kcalH2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = -68 kcal
o calor liberado na formação de 1 mol de metano gasoso, CH4(g), éa) 17 kcal d) 187 kcalb) 375 kcal e) 239 kcalc) 51 kcal
25. Os propelentes de aerossol são normalmente clorofluorcarbonos (CFCs), como freon-11 (CFCℓ3) e freon-12 (CF2Cℓ2). Tem sido sugerido
12
que o uso continuado destes pode reduzir a blindagem de ozônio na estratosfera, com resultados catastróficos para os habitantes de nosso planeta.Na estratosfera, os CFCs e o O2 absorvem radiação de alta energia e produzem, respectivamente, átomos Cℓ (que têm efeito catalítico para remover o ozônio) e átomos O.Dadas as equações termoquímicas:
O2 + Cℓ → CℓO + O ∆H = +64 kcalO3 + Cℓ → CℓO + O2 ∆H = -30 kcal
calcular o valor da ∆H, em módulo e em kcal, para a reação da remoção de O3 representada pela equação:
O3 + O → 2 O2
26. O elemento químico tungstênio, de símbolo W, é muito utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes comuns. Quando ligado a elementos como carbono ou boro, forma substâncias quimicamente inertes e duras. O carbeto de tungstênio, WC(s), é muito utilizado em ponteiras de ferramentas como perfuratrizes, esmeris, lixas para metais, etc.Essa substância pode ser obtida pela reação:
C graf + W(s) → WC(s)
A partir das reações a seguir, calcule a ∆H de formação para o WC(s).Dados: W(s) + 3/2 O2(g) → WO3(s) ∆H comb = -840 kJ/molC graf+ + O2(g) → CO2(g) ∆H comb = -394 kJ/molWC(s) + 5/2 O2(g) →WO3(s) + CO2(g) ∆H comb = -1196 kJ/mola) -19 kJ/molb) -38 kJ/molc) - 2 430 kJ/mold) +38 kJ/mole) + 2 430 kJ/mol
27. As transformações representadas a seguir referem-se à formação da água.
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = -286 kJ/mol H2O(l)
H2(g) + ½ O2(g) →H2O(g) ∆H = -242 kJ/mol H2O(g)
Para vaporizar 180 g de água são necessários: (massa molar do H2O = 18 g/mol)a) 79 kJb) 5 280 kJc) 44 kJd) 528 kJe) 440 kJ
28. Dadas as energias de ligação abaixo:H − H ∆H = +104 kcal/molH − Cℓ ∆H = +103 kcal/molCℓ − Cℓ ∆H = +58 kcal/mol
conclui-se que a ∆H da reaçãoH2(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ(g)
será igual a:a) -206 kcalb) -103 kcalc) -59 kcald) -44 kcale) -22 kcal
29. "A BMW testa vehículos movidos a hidrogênio e antecipa uma novidade que chegará ao mercado em 2005. A indústria (...) aposta no hidrogênio como um dos mais promissores substitutos da gasolina. Ele não depende de reservas estratégicas e é facilmente obtido com a quebra da molécula de água. (...) Em vez de dióxido de carbono, o escapamento expele água. O hidrogênio pode zerar a emissão de poluentes por veículos no futuro..."
(Revista Época, out. 2000)Com base nos dados da tabela abaixo,
Ligação Energia de ligação (kJ.mol-1)H – H 437H – O 463O ═ O 494
Podemos afirmar que a variação de entalpia (∆H) da reação 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g), em kJ/mol de H2O(g), é:a) –442b) –242c) +221d) +467e) +488
30. Dadas as energias de ligação (em kJ/mol)C − C 348C = C 612C − H 412H − H 436
Calcular a ∆H (em kJ/mol) do processo:H3C − CH = CH2(g) + H2(g) → H3C − CH2 − CH3(g)
a) -124b) +124c) +388d) -388e) -824
31. O diagrama a seguir contém valores das entalpias das diversas etapas de formação do NaCl(s), a partir do Na(s) e do Cl2(g).
Diagrama de entalpia (T=25oC e P=1 atm)
Na(g) + C(g) (estado inicial)
Na(g) + 1/2 C2(g)
Na(s) + 1/2 C2(g)
NaC(s) (estado final)
+ 28,9 kcal
+26,0 kcal
-153,1 kcal
H
A variação de entalpia (∆H), em kcal, da reação:Na(s) + ½ Cℓ2(g) → NaCℓ(s) é:
a) –208,0b) –150,2
13
c) –98,2d) +208,0e) +98,2
32. Analisando o diagrama abaixo:
H (kcal/mol)
0S rômbico + 3/2 O 2(g)
SO2(g) + 1/2 O 2(g)
SO3(g)
-71,0
-94,4
podemos concluir que a entalpia de formação do SO3(g) é:a) +94,4 kcal/molb) -94,4 kcal/molc) -71,0 kcal/mold) -23,4 kcal/mole) +23,4 kcal/mol
33. De acordo com o gráfico
H1/2 N2(g) + 2 H2(g) + 1/2 C2(g)
NH3(g) + 1/2 H2(g) + 1/2 C2(g)
NH3(g) + HC(g)
NH4C(s)
∆H1
∆H2
∆H3
onde ∆H1 = -75 kcal, ∆H2 = -11 kcal e ∆H3 = -22 kcal, verifica-se que a variação de entalpia na reação
NH3(g) + HCℓ(g) → NH4Cℓ(s)
equivale a:a) 75 (exotérmica)b) 108 ( endotérmicac) 42 (exotérmica)d) 86 (endotérmica)e) 97 (exotérmica)
34. O calor de combustão do acetileno com oxigênio do ar é 310 kcal/mol. A vaporização da água líquida consome 10 kcal/mol. Quantos mols de acetileno devem ser queimados para produzir calor suficiente para evaporar 360 g de água líquida? (Massas atômicas: H = 1; O = 16)a) 0,500b) 0,645c) 1,300d) 2,500e) 2,840
35. Dois átomos de bromo se unem para formar uma molécula diatômica. A substância simples bromo, nos estado sólido, líquido e gasoso, é formada por um conjunto de moléculas Br2. O diagrama
abaixo representa variações de entalpia envolvendo o bromo, a 25°C e 1 atm.
∆H2
2 mols de Br (g)
1 mol de Br 2(g)
1 mol de Br 2(l)
1 mol de Br 2(s)
∆H3
∆H4
∆H1
H
Com relação ao bromo, é correto afirmar:01) A ligação que une os dois átomos de bromo
na molécula é de natureza covalente.02) A ligação entre as moléculas de Br2 no estado
sólido é de natureza iônica.04) A quebra de 1 mol de ligações Br−Br é
representada por ∆ H4.08) ∆ H3 é a entalpia da ligação Br−Br.16) ∆ H1 é a entalpia de fusão do Br2 e ∆ H2 é a
de vaporização.32) A entalpia do Br2(l) é, por convenção, igual a
zero.Dê como resposta a soma das afirmações corretas.
RESPOSTAS
0 1 2 3 4 5 6 7 8 90 A D B A D D B E D1 D C 23 A E E C D C C2 D C C E A 94 B E D B3 A C B C B 57
14
