PRUNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ Ministério da Educação Universidade Tecnológica Federal do Paraná Gerência de Ensino e Pesquisa Departamento Acadêmico de Química e Biologia EaD – Curso: Técnico em Meio Ambiente TERMOQUÍMICA Termoquímica é a parte da Termodinâmica que estuda o calor liberado ou absorvido em uma transformação. • TIPOS DE TRANSFORMAÇÕES Transformações liberam calor. exotérmicas: são as que calor Como ocorre liberação de calor, a Hprodutos será menor que a Hreagentes. Considerando que: ∆ H = Hprodutos − Hreagentes Exemplo: queima do carvão C(s) + O2(g) → CO2(g) + calor Transformações endotérmicas: são as que absorvem calor. 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 Considerando uma reação exotérmica: ∆ H<0 Graficamente, tem-se: H H reag reagentes ∆H produtos H prod Curso da reação • VARIAÇÃO DE ENTALPIA EM UMA REAÇÃO ENDOTÉRMICA Considerando uma reação endotérmica: Produtos Reagentes 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: H produtos H prod H reag • VARIAÇÃO DE ENTALPIA EM UMA REAÇÃO EXOTÉRMICA → A ∆H de uma reação exotérmica tem um sinal negativo. Exemplo: decomposição do calcário CaCO3(s) + Produtos Reagentes reagentes ∆H Curso da reação • EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 1 Exemplos: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = – 285. pois a ∆H tem sinal negativo. na obtenção de água no estado líquido é liberada mais energia que na obtenção de água no estado gasoso.4 kJ/mol CS2(l) formado. sólido + energia líquido + energia H aumenta então: Hgás > Hlíquido > Hsólido Graficamente. tem-se: Graficamente. ou 285.4 kJ (25 °C.É uma equação química balanceada que expressa a variação de entalpia associada a uma equação química. ou 79.5 kJ/mol H2O H2(g) + ½ O2(g) → H2O(s) ∆H 3 = –292. São absorvidos • 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. • um mol de H2 gasoso reage com meio mol de O2 gasoso formando um mol de H2O líquido. São liberados 285. H2O(ℓ) e H2O(s). Em uma equação termoquímica é necessário indicar os estados físicos dos reagentes e produtos.6 kJ/mol H2O Os valores de ∆H são diferentes em função dos diferentes estados físicos da H2O formada: H2O(g). Quando não forem indicadas a temperatura e a pressão. Isto se deve ao fato de uma mesma substância apresentar entalpias diferentes dependendo do estado físico em que ela se encontre. Logo. • Estado alotrópico de reagentes e produtos Estados alotrópicos ou alótropos são substâncias simples diferentes formadas por um mesmo elemento químico. ou 79. a passagem de água do estado gasoso para o estado líquido libera energia.5 kJ (25 °C. ∆ H3 > ∆ H2. Esta equação termoquímica mostra que: • a reação ocorre a 25 °C e 1 atm. ∆ H2 > ∆ H1.5 mol O2(g) consumido. Explicam-se essas diferenças baseadas no fato de que uma mudança de estado físico é acompanhada por absorção ou liberação de energia. ou 285.4 kJ/2 mols S(s) consumidos. tem-se: H H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H1 H2O(g) ∆H2 ∆H3 gasoso H2O(l) ∆H4 H2O(g) ∆H5 Curso da reação No gráfico. Exemplos: 2 .5 kJ/mol H2O(l) formado. • a reação é endotérmica. ou seja. na obtenção de água no estado sólido é liberada mais energia que na obtenção de água no estado líquido. 1atm) Esta equação termoquímica mostra que: • a reação ocorre a 25 °C e 1 atm.5 kJ/0. ∆H4 representa a energia liberada na passagem de H2O(g) a H2O(ℓ) e ∆H5. Assim. C(s) + 2 S(s) → CS2(ℓ) ∆H = + 79. pois a ∆H tem sinal positivo. 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. A passagem de água do estado líquido para o estado sólido libera energia.4 kJ/mol de C(s) consumido. No exemplo considerado. a temperatura e a pressão em que ocorre a reação. • a reação é exotérmica. a energia liberada na passagem de H2O(ℓ) a H2O(s).5 kJ/mol de H2(g) consumido. ou seja. 79. deve-se subentender que a reação se realiza a 25 °C e a 1 atm. 1atm) H gasoso líquido sólido Pode-se avaliar a influência do estado físico no valor de ∆H. • um mol de C sólido reage com dois mols de S sólido formando um mol de CS2 líquido. A ∆ H de uma reação química depende dos estados alotrópicos dos reagentes e produtos. na combustão do grafite é liberada menor energia que na combustão do diamante. É impossível medir a entalpia (H) absoluta de uma substância. • ESTADO PADRÃO DE UMA SUBSTÂNCIA O estado padrão de uma substância é definido pelas condições seguintes: É a ∆H associada à formação de um mol de moléculas de uma substância. • estado alotrópico mais estável. analisando as equações termoquímicas que mostram a combustão do carbono grafite e do carbono diamante. Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 393.3 kJ/mol Cgraf Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = – 395. O2 (gás oxigênio) O3 (gás ozônio) Cn (grafite) Cn (diamante) Sα (S rômbico) Sα (S rômbico) P4 (P branco) Pn (P vermelho) Os valores de ∆ Η medidos nas condições padrão. realizadas a 25 °C e 1 atm de pressão: Uma substância simples. Exemplo: Considerando a ∆H°f da H2O(ℓ): H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H°f = – 285. a 25 °C e 1 atm de pressão. • pressão = 1 atm. descritas acima. tem entalpia igual a zero. Graficamente.5 kJ/mol H2O 3 . a partir de substâncias simples no estado padrão. Explica-se essa diferença. no estado físico mais comum. tem-se: H Assim sendo. o seguinte referencial: Pode-se avaliar a influência do estado alotrópico no valor da ∆ H. temperatura = 25 °C. imediatamente se obtém a entalpia desta substância. por convenção. Ou seja. dada a ∆H de formação de uma substância. Para as medidas de entalpia é estabelecido. considerando que o grafite armazena menor energia que o diamante. o grafite é mais estável que o diamante.4 kJ/mol Cdiam Os valores das ∆H são diferentes em função das diferentes formas cristalinas do carbono: grafite e diamante. O que se pode medir é a variação de entalpia (∆H) em relação a um dado referencial. • Estado padrão de uma substância simples.Alótropos do elemento oxigênio Alótropos do elemento carbono Alótropos do elemento enxofre Alótropos do elemento fósforo • estado físico mais comum. Exemplos: ∆H padrão de formação do CO2(g): Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H°f = – 393. no estado alotrópico mais estável. tem-se: Cgraf H = 0 (alótropo mais estável) Cdiam H ≠ 0 O2(g) O3(g) H = 0 (alótropo mais estável) H≠ 0 N2(g) N2(ℓ) H = 0 (estado físico mais comum) H≠ 0 H2O(l) H ≠ 0 (não é substância simples) • TIPOS DE ∆H C diam + O2(g) • ∆H padrão de formação (∆H°f) C graf + O2(g) ∆H1 ∆H2 CO2(g) Curso da reação Pelo fato de a forma alotrópica grafite possuir menor energia que a forma alotrópica diamante.3 kJ/mol CO2 ∆H padrão de formação do H2O(ℓ): H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H°f = – 285. pode-se estabelecer que: A forma alotrópica de menor entalpia é a mais estável. são denominados de variação de entalpia padrão e indicados pela notação ∆Hº.5 kJ/mol H2O A ∆H de formação de uma substância é numericamente igual à sua entalpia (H). Assim. Generalizando. 5 kJ/mol Observe que. Cℓ − Cℓ(g) → Cℓ(g) + Cℓ(g) ∆H = +241. no estado gasoso. nas condições padrão.4 C−F 505.0 kJ/mol HCℓ Pode-se.7 328 H−I 296. a mais ou a menos na substância. escrever: • ∆H padrão de neutralização ∆H°f = HH O – [H°H + H°O ] 2 2 2 É a ∆H associada à neutralização de um mol de H+ por um mol de OH-.8 4 . nas condições padrão. mede a energia armazenada. A tabela. ∆H°f = HH O – zero 2 ∆H°f = HH O = –285. tem-se: HCN(aq) + NaOH(aq) → → NaCN(aq) + H2O(ℓ) ∆H° = -10. H2O(l) -68. Energia de ligação em kJ/mol.3 N≡ N 940.5 H−Cℓ 432. Exemplos: Energia de ligação do Cl2(g). a 25 °C e 1 atm.5 kJ/mol 2 Conclui-se que a ∆H°f de uma substância mede a sua entalpia de formação (H°f).∆H de solução do HCℓ(g): Sabemos que: ∆H = Hprod . apresenta algumas energias de ligação.4 H−O 464 C−Cℓ C–C 334. a seguir.7 kJ/mol. Exemplos: ∆H de solução do KNO3(s): KNO3(s) + aq → KNO3(aq) ∆H ° = +35. nas condições padrão. então.2 C≡ C 812. utilizando O2(g).5 kJ/mol HNO3(aq) + KOH(aq) → → KNO3(aq) + H2O(ℓ) ∆H° = -57. Graficamente. isto é.6 kJ/mol Energia de ligação do HCl(g).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. H − Cℓ(g) → H(g) + Cℓ(g) ∆H =+430. Exemplos: ∆H padrão de combustão do acetileno: C2H2(g) + 5/2 O2(g) → → 2 CO2(g) + H2O(ℓ) ∆H° = -1295.5 kJ/mol Energia de ligação do N2(g).5 kJ/mol KNO3 É a quantidade de energia absorvida quando se rompe um mol de ligações entre átomos. o processo de formação de ligações será exotérmico (∆H < 0).6 153 F–F O= O 493. o processo de rompimento de ligações é endotérmico (∆H > 0).7 kJ/mol HCℓ(aq) + NaOH(aq) → → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) H (kcal) zero Exemplos: H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H°f ∆H° = -57. em relação aos elementos que a formam.3 • ∆H de ligação ou Energia de ligação Curso da reação • ∆H padrão de combustão É a ∆H associada à combustão completa de um mol de moléculas de uma substância.6 C=C Cℓ−Cℓ 241. N ≡ N(g) → N(g) + N(g) ∆H = +940. Portanto.5 H−F 564.Hreag HCℓ(g) + aq → HCℓ(aq) ∆H° = –75.2 599 C−Br 284.8 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.8 H−N 390.6 C−H 413 H−Br 365. a 25°C e 1 atm H−H 435. devido à definição de ∆H de ligação. numa quantidade de água suficiente para se obter uma solução diluída. no estado padrão.5) + 3. de ∆H° = [2.3 kJ Notamos que a ∆H da transformação direta é igual à soma das variações de entalpia das duas etapas. 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.(H°f CO2)+2. C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(ℓ) e –68. somando as equações representativas das duas etapas.(H°f O2)] Exemplo: Cgraf + ½ O2(g) → CO(g) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) Cgraf + O2(g) → CO2(g) Somando as variações correspondentes às duas etapas: ∆H° = ∑ ∆H°f produtos − ∑ ∆H°f reagentes entalpia ∆H1 + ∆H2 = –110. Reescrevendo as equações somando-as. CO2(g) = –94. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H°3' = Lembrar que. Dadas as equações termoquímicas: C2H2(g) → 2 Cgraf + H2(g) ∆H°1 = −54. possuem entalpia de formação igual a zero.0 = –393.0.0.0 kcal ∆H° = –310.0 kcal Calcular a ∆H padrão de combustão do C2H2(g). • 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)).0 kcal Observamos que.(-94. representada pela equação: Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –393. No cálculo da ∆H deve-se utilizar a expressão: Observamos que. em kcal/mol.º caminho: a transformação de C grafite em CO 2 é direta. ou A ∆H de um processo depende apenas dos estados inicial e final do processo.0 kcal ∆H° = ∆H°1 + ∆H°2' + ∆H°3' = –310.0 kcal • Por ∆H padrão de formação (∆H°f) 2 Cgraf + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ∆H°2' = –188.º caminho: a transformação de C grafite em CO2 é realizada em duas etapas sucessivas. • LEI DE HESS Considere a transformação de C grafite em dióxido de carbono. CO2(g) → Cgraf + O2(g) ∆H°2 = +94.3 – 283.5 kcal • Por soma de equações termoquímicas São dadas algumas equações termoquímicas. mais estável é a ligação. da soma das equações representativas das etapas.0 kJ Agora. realizada em uma única etapa. ∆H° = ∑ ∆H°f produtos − ∑ ∆H°f reagentes Exemplo: Dadas as entalpias padrão de formação (∆H°f). • H2O(ℓ) é produto → inverter a terceira equação termoquímica (trocar o sinal da ∆H).0 kcal 5 . finalmente. H2O(ℓ) = – 68.(H°f H2O)]–[(H°f C2H4)+3. somá-las.0)] – [(+12.(-68.em kcal/mol: C2H4(g) = +12.3 kJ CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H2 = –283. pela Lei de Hess. CO2.0 kcal São dadas as entalpias padrão de formação das substâncias participantes da reação. Estas duas etapas são representadas pelas equações: Cgraf + ½ O2(g) → CO(g) ∆H1 = –110. substâncias simples. que diz: A ∆H de um processo é a soma das variações de entalpia das etapas que ocorrem ao longo do processo. resulta a equação da transformação direta.0 kcal H2O(ℓ) → H2(g) + ½ O2(g) ∆H°3 = +68. calcular a ∆H da reação: C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(ℓ) O processo pode ser realizado por dois caminhos. teremos: termoquímicas • CÁLCULO DA ∆H DE UMA REAÇÃO C2H2(g) → 2 Cgraf + H2(g) ∆H°1 = –54. teremos: ∆H° = [2. Para calcular a ∆H da reação deve-se arrumar as equações termoquímicas dadas em função daquela que se deseja a ∆H e.3 kJ 2.Observação: quanto maior a energia de ligação.0) + 2. ou seja: ∆H = ∆H1 + ∆H2 Esta expressão constitui a Lei de Hess. Resolução: 1. teremos: • C2H2(g) é reagente → manter o sentido da primeira equação termoquímica.5.(zero)] ∆H° = –336. e) I é endotérmico e II é isotérmico. Reação exotérmica é aquela na qual: I. II. 6 . IV. há liberação de calor. c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. teremos: C H H C H + 3 C C H C C + 3 H C H C • Rompimento de ligações nos reagentes (∆H > 0): 3 mols de ligações C – H : ∆H°1 = 3.(–79) = –237 kcal 3 mols de ligações H – Cℓ: ∆H° 4 = 3. em kcal/mol C −H 100 C − Cℓ 79 Cℓ − Cℓ 38 H − Cℓ 103 Calculando as energias absorvidas no rompimento das ligações nos reagentes (∆H > 0) e as energia liberadas na formação das ligações nos produtos (∆H < 0). b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo. a variação de entalpia é negativa. pode-se afirmar que: a) I e II são exotérmicos. Ao se sair molhado em um local aberto. c) I é endotérmico e II é exotérmico. está em contato com o corpo humano. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação da água que. d) I é isotérmico e II é exotérmico. deve-se lembrar que: • o processo de rompimento (quebra) de ligações sempre absorve calor (∆H > 0). 03. Em uma cozinha estão ocorrendo os seguintes processos: I. 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. há diminuição de energia: III.• Por energia (∆H) de ligação São dadas as energias de ligação para se calcular a ∆H de uma reação. teremos: Resolução: ∆H° = ∆H°1 + ∆H°2 + ∆H°3 + ∆H°4 ∆H° = (+300) + (+114) + (–237) + (–309) ∆H° = –132 kcal EXERCÍCIOS DE SALA 01. d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo.(+100) = + 300 kcal 3 mols de ligações Cℓ – Cℓ: ∆H° 2 = 3. mesmo em dias quentes.(–103) = –309 kcal Aplicando a Lei de Hess.(+38) = + 114 kcal • Formação de ligações nos produtos (∆H < 0): 3 mols de ligações C – Cℓ: ∆H° 3 = 3. 02. Para realizar esse cálculo. b) I é exotérmico e II é endotérmico. Com relação a esses processos. a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. sente-se uma sensação de frio. • o processo de formação de novas ligações sempre libera calor (∆H < 0). água fervendo em uma panela que se encontra sobre essa "boca" do fogão. gás queimando em uma das "bocas” do fogão e II. 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. no caso. massas molares. 2 Na(s) + 2 H2O(ℓ)→ 2 NaOH(aq) + H2(g) ∆H = +490. H (kJ) Sentido da reação c) Calcule a variação de entalpia da combustão de 60 L de C8H18(ℓ). 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ∆H = −565. em g/mol: H = 1. _____________________________________________________________________________________ b) Represente a transformação ocorrida através de um diagrama de entalpia.6 kJ ∆H = +426.8 kJ A reação química em que há maior quantidade de calor liberado. O =16) 05.7 g/mol. A combustão do principal componente da gasolina.9 kJ IV. 04. em kJ/mol. 3 O2(g) → 2 O3(g) ∆H = −1. a) Escreva a equação termoquímica que representa o transformação ocorrida. e) I.8 kJ ∆H = −281. II. (Dados: d C8H18 = 0. é: a) I b) II c) III d) IV e) V 7 . nas mesmas condições de pressão e temperatura. produz dióxido de carbono gasoso e água líquida. o octano (C 8H18(ℓ)). d) somente I e IV.110 kJ/mol de C8H18. III e IV.Está(ão) correto(s) o(s) seguinte(s) complemento(s): a) somente I.6 kJ II. Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g) V. liberando para o ambiente 5. 2 CH4O(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 4 H2O(ℓ) III. c) somente I e III. b) somente II e IV.452. Uma substância A encontra-se nos seus estados de agregação conforme o esquema: Vapor de A Hv Líquido A Hℓ Sólido A Hs 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. d) II e IV. b) calcule o calor envolvido na queima de 92 g de etanol. III.3 kJ/mol de C2H4 C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ∆H = –1. São corretas: a) I e II. e) I. O calor liberado na combustão completa do acetileno (C2H2) gasoso é –1298 kJ/mol. 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. II e III. III e IV. Determine a entalpia de formação do acetileno. Cdiamante é a forma alotrópica mais estável. somente.07. 10. 08. c) I. II. O =16) 09. Dadas as equações termoquímicas: Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ∆H = −94. b) I e III. Recentemente um acordo entre Brasil e Alemanha permitirá a fabricação de carros movidos a etanol. a 25 °C.4 kcal/mol para C2H5OH(ℓ). em g/mol: H = 1.367. somente. a) escreva a reação que corresponde a essa combustão. A produção de etanol. As duas reações são endotérmicas. volta a ser apontada como uma das soluções para os problemas da poluição ambiental. fazem-se as seguintes afirmações: I. somente.5 kcal Relativamente a estas equações.1 kJ/mol de C2H5OH 8 .3 kcal/mol para H2O(ℓ). IV. somente. somente. C = 12. haverá liberação de energia. H2O líquida = –285 kJ/mol). (Massas molares. Se ocorrer a transformação de Cdiamante em Cgrafite. C2H5OH. (Dados entalpias de formação.410.0 kcal Cdiamante + O2(g) → CO2(g) ∆H = −94. Sabendo-se os valores das entalpias de formação a 25 °C: –94. –68. a 25 °C: CO 2 gasoso = –393 kJ/mol.1 kcal/mol para CO2(g). Cgrafite é a forma alotrópica menos energética. –66. 000 °C. a 1. O gás de água. utilizada na indústria.6 PC5(g) -95. 12. é preparada fazendo-se passar um fluxo de água gasosa sobre carvão.0 kJ Calcule o valor de ∆H°f para a formação do gás de água (1. _____________________________________________________________________________________ 9 . em kJ.5 kJ 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ∆H°f = –483. uma importante mistura constituída de CO e H2. 13. para a reação: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(v).11.ª equação dada) e classifique a reação do ponto de vista termodinâmico. O diagrama abaixo representa os calores de formação do pentacloreto de fósforo a partir do fósforo branco e do fósforo vermelho. em kJ.6 kJ 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ∆H°f = –566. da transformação de fósforo branco em fósforo vermelho. Entalpia (kJ) Pbranco + 5/2 C2(g) P vermelho + 5/2 C2(g) -99. b) Destaque a variedade alotrópica mais estável. segundo a equação: C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) Considere as seguintes informações: C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H°f = –393. 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.4 Coordenada de reação a) Calcule a variação de entalpia. 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.48 g de fósforo são queimados é: (massa molar do P = 31 g/mol) a) 71. c) somente a afirmativa III é correta.20 kcal b) 10. o calor fornecido ao sistema deverá ser de aproximadamente: 10 . obedecendo ao seguinte código: a) somente a afirmativa I é correta. Se o volume de oxigênio formado. P4.5 H2O(s) ∆H = -18.5) a) 54 kJ b) 108 kJ c) 162 kJ d) 216 kJ e) 432 kJ 07. Dado o diagrama de entalpia: H (kJ) 2 O2(g) + C graf + 2 H 2(g) 2 O 2(g) + CH 4(g) ∆H1 = -393 CO2(g) + O 2(g) + 2 H 2(g) ∆H2 = -889 CO2(g) + 2 H 2O(l) ∆H3 = +571 calcular a entalpia de formação do metano gasoso. II.14. O fósforo.96 kcal 06. libera maior quantidade de energia por mol de produto formado? a) 2 C(s)+4 H2(g)+O2(g) → 2 CH3OH(l) ∆H = -96 kcal b) 9 C(s) + ½ O2(g) + H2(g) → C9H2O(l) ∆H = -66 kcal c) 2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g) ∆H = -52 kcal d) 5 I2(s) → 5 I2(g) ∆H = +75 kcal e) 3 O2(g) → 2 O3(g) ∆H = +68 kcal 04. Cl=35. De formação de uma solução aquosa de sulfato de cobre II. Em que a energia do produto é maior do que a energia dos reagentes. 05. A ∆H para essa reação é −712 kcal/mol de P4. III. Esta questão apresenta três afirmativas que podem estar corretas ou incorretas. em g/mol: H=1.40 kcal c) 17. diz-se que a reação é: a) endotérmica b) exotérmica c) espontânea d) não espontânea e) isotérmica 02.65 kcal d) 14. Exotérmico. Responda-as. a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes. A decomposição do clorato de potássio exige o fornecimento de x calorias por mol de cloreto de potássio formado. em kJ/mol. e) somente as afirmativas II e III são corretas.24 kcal e) 56. qual será a energia térmica na formação de 73. Qual das reações abaixo. A equação: CuSO4(s) + 5 H2O(l) → CuSO4. a uma dada temperatura. queima espontaneamente para dar P4O10. Quando em uma reação química se verifica que. no sentido indicado. A quantidade de calor produzida quando 2. A equação termoquímica CH4(g) → C(g) + 4 H(g) ∆H = +1600 kJ/mol indica uma reação: a) exotérmica a pressão constante b) exotérmica a temperatura constante c) exotérmica a volume constante d) endotérmica a pressão constante e) endotérmica a volume constante 03. medido nas CNTP. for de 112 litros. EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES 01.8 kcal/mol produto representa um processo: I. CH4(g). b) somente a afirmativa II é correta.0 g de HCl(g)? (Massas molares. Nas mesmas condições. exposto ao ar. d) somente as afirmativas I e II são corretas. é tabelado como sendo ∆H = −194 kcal. 08) HNO3(aq) + KOH(aq) → KNO3(aq) + H2O(l) ∆H = −13.3 kcal/mol d) 60. a 25°C e 1 atm.x cal c) 4. Por definição. representa a entalpia de formação do H2O(ℓ). 02) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = −68. é: (massas molares em g/mol: H=1.0 g de hidróxido de sódio com 7.3 kcal/mol. as lacunas da frase abaixo: A variação de entalpia. absorvendo 10.3. d) O consumo de um mol de O2(g) implicaria na combustão de dois mols de H2(g).8 kcal/mol.6 kcal b) +27.4 09. exotérmica. “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. endotérmica. pode-se afirmar que a entalpia de formação do CℓF gasoso é: H (kcal) 0 C(g) + F(g) 1/2 C2(g) + 1/2 F2(g) CF(g 47. à pressão constante.8.44 c) 32.5. estando ambos em solução diluída”. A partir dessas informações. é possível afirmar que a ∆H da reação entre 8.3 kcal para formar um mol de H2O(ℓ). Para quais espécies químicas dessa equação se fixa o valor zero para a entalpia de formação? a) KI(aq). Considerando a reação abaixo: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = −68.8 kcal/mol. a) positiva. indica a entalpia de dissolução do HNO3(aq).7 e) 392. Cℓ=35. Considere o seguinte gráfico: H A2(g) + B2(g) ∆H 2 AB(g) Caminho da reação De acordo com o gráfico acima.x cal b) 3.0. somente d) KI(aq) e KCℓ(aq). A queima completa de um mol de carbono está representada pela equação: C(s) + O2(g) → CO2(g) + x kJ Sabendo que a queima completa de 1. Este efeito térmico refere-se à reação: a) SO3 + H2O → H2SO4 b) SO2 + H2O2 → H2SO4 c) CuSO4 + H2O → H2SO4 + CuO d) S + 2 O2 + H2 → H2SO4 e) S + H2O + 3/2 O2 → H2SO4 11. endotérmica.102 kJ + PH3(g) → 1 P(g) + 3 H(g) 11 . A dissociação de 1 mol de fosfina (PH3) é representada por: 9. O=16. indica a entalpia de formação do CO2(g). e) A equação representa a entalpia de formação 14. Considere.6 kcal c) -29. Julgue as afirmações abaixo.3 kcal/mol b) 13.0. Logo. 16) A ∆H de combustão possui.3 kcal/mol. indique a opção que completa. representa a entalpia de combustão do H2(g).a) 2. Considerando o diagrama abaixo. a equação termoquímica: Cℓ2(g) +2 KI(aq) → 2 KCℓ(aq) +I2(s) ∆H = −X kcal.1 kcal d) -1. absorvendo d) negativa. No caso de ácido e base fortes. KI(aq) e KCℓ(aq) 12. 04) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = −68.3 kcal/mol c) -47.3 kcal assinale a alternativa falsa: a) Deve-se fornecer 68. estando os reagentes em solução diluída.72 b) 5.7 d) 196.76 kcal. liberando e) negativa.3 kcal 13. 13. exotérmica.de uma base.0 g de carbono libera 32. liberando b) positiva.3 kcal/mol 15. ∆ Η .6 kcal/mol e) -13. a reação é___________________ porque se processa ____________calor. ∆H = -13. sempre.x cal d) 5. é _____________.1 kcal/mol. I2(s).7 kJ. Na=23. b) A 25°C e 1 atm a entalpia de formação do H2(g) é zero. absorvendo c) negativa. o valor numérico de x é: a) 2. a combustão é um processo exotérmico.3 g de ácido clorídrico. exotérmica.3 kcal ) a) 47. um valor negativo. Assinale como resposta a soma das afirmações corretas.89 kcal e) -2. respectivamente.x cal 08.6. 16. somente c) Cℓ2(g) e I2(s). c) A reação é exotérmica. somente e) Cℓ2(g). 01) Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = −94. somente b) Cℓ2(g) e KI(aq).5) a) -27. A entalpia de formação do H2SO4 líquido.x cal e) 7. 4. das seguintes substâncias: CH4 = -74. é: a) 20 kJ b) 25 kJ c) 40 kJ d) 45 kJ e) 60 kJ 22. como freon-11 (CFCℓ3) e freon-12 (CF2Cℓ2). eles iniciam a reação pelo simples contato. em kJ/mol. medido nas CNTP. III.1 kcal/mol d) −92 kcal/mol b) −80 kcal/mol e) −104.3 kcal/mol C2H2(g) = +54. II e III são verdadeiras. a energia necessária para decompor 1 mol de hidrazina (H2N − NH2) em seus átomos constituintes? a) 39 kcal b) 93 kcal c) 132 kcal d) 411 kcal e) 450 kcal 18. em kcal/mol: CH4(g) = -18. em kcal.102 kJ/mol c) 3.4.8 b) -60. Os propelentes de aerossol são normalmente clorofluorcarbonos (CFCs). são: CO2(g) = -94. aproximadamente. sabendo-se que as entalpias de formação a 25°C.102 kJ/mol b) 2. Uma das soluções para o problema do lixo é sua utilização na fabricação de gás metano. sobretudo em maçaricos de oficinas de funilaria.2 kcal/mol 20. isto é.102 kJ/mol e) 8.4 . O calor de reação (∆H) depende apenas dos estados inicial e final do processo. Qual é o calor de reação (∆H)? Dados: Entalpias padrão de formação (∆H°f) N2H4(ℓ) = + 12 kcal/mol H2O2(ℓ) = − 46 kcal/mol H2O(g) = − 57.8.Sendo assim. a 25°C e 1 atm.4 d) +60. H2O(ℓ) = -68. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas.3 kJ/mol H2O(ℓ) = -285.0.0 kcal/mol c) −151.0 e) +112.De acordo com os seguintes dados: Tipo de ligação N −N N −H Energia para romper a ligação (kcal por mol de ligações) 39 93 qual é. a 25°C. a ∆H desta reação. e) todas são falsas. 19. b) as afirmações II e IV são verdadeiras. a 25°C e 1 atm de pressão. é queimado de acordo com a equação: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O. c) as afirmações I. há: a) liberação de 726.2 kJ d) absorção de 363. d) todas são verdadeiras.2 kg de acetileno. a energia da ligação P−H é: a) 1. é a) 17 kcal d) 187 kcal b) 375 kcal e) 239 kcal c) 51 kcal 25.3 kJ c) liberação de 363. H2O(ℓ) = -68. 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 kcal H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = -68 kcal o calor liberado na formação de 1 mol de metano gasoso. Tem sido sugerido 12 . representada pela equação: CH4(g) + H2O(ℓ) → CO(g) + 3 H2(g) Dadas as entalpias padrão de formação (∆H°f).8 kJ/mol CH3OH(ℓ) = -238.6 kJ 23. O acetileno é um gás de grande uso comercial. São dadas as entalpias padrão de formação das seguintes substâncias: CO2(g) = -393.102 kJ/mol 17. Este gás é uma matéria-prima para a produção de gás hidrogênio. Esses reagentes são chamados hipergólicos. CO(g) = -26. São dados os calores de formação (∆H°f). Conclui-se que: a) as afirmações I e IV são verdadeiras.5 mol de metanol. IV. H2O = -287 O calor liberado quando 1 litro de metano.2.8 kcal/mol a) −231. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos.3 kJ b) absorção de 726. 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.2 kJ e) liberação de 181.1 kcal/mol.2.2 kcal/mol (Massa molar do acetileno = 26g/mol) a) 1615 kcal d) 40460 kcal b) 6214 kcal e) 62140 c) 21660 kcal 24.5 kJ/mol Na combustão completa de 0. segundo a Lei de Hess: I. CH4(g).6.8 21. é: a) -112.0 c) -44. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que invertamos o sinal de ∆H. Assinale a opção que corresponde à quantidade de calor fornecida pela combustão completa de 5. CO2 = -396. II.102 kJ/mol d) 4. o valor de ∆H dependerá dos estados intermediários através dos quais o sistema pode passar.Um dos sistemas propelentes usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N2H4) como combustível e peróxido de hidrogênio (H2O2) como oxidante. CH3OH. Considere as afirmações a seguir. o escapamento expele água.mol-1) 437 463 494 Podemos afirmar que a variação de entalpia (∆H) da reação 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g). WC(s). é muito utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes comuns. O hidrogênio pode zerar a emissão de poluentes por veículos no futuro. Na estratosfera. em kcal. Dados: W(s) + 3/2 O2(g) → WO3(s) ∆H comb = -840 kJ/mol C graf+ + O2(g) → CO2(g) ∆H comb = -394 kJ/mol WC(s) + 5/2 O2(g) →WO3(s) + CO2(g) ∆H comb = -1196 kJ/mol a) -19 kJ/mol b) -38 kJ/mol c) . é: a) –442 b) –242 c) +221 d) +467 e) +488 30.) aposta no hidrogênio como um dos mais promissores substitutos da gasolina. As transformações representadas a seguir referem-se à formação da água. etc. 2000) Com base nos dados da tabela abaixo.) Em vez de dióxido de carbono. O carbeto de tungstênio. O diagrama a seguir contém valores das entalpias das diversas etapas de formação do NaCl(s). 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 kJ b) 5 280 kJ c) 44 kJ d) 528 kJ e) 440 kJ 28. da reação: Na(s) + ½ Cℓ2(g) → NaCℓ(s) é: a) –208. out." (Revista Época.. com resultados catastróficos para os habitantes de nosso planeta.1 kcal NaC(s) (estado final) A variação de entalpia (∆H). O elemento químico tungstênio.. calcule a ∆H de formação para o WC(s). respectivamente. Dadas as equações termoquímicas: O2 + Cℓ → CℓO + O ∆H = +64 kcal O3 + Cℓ → CℓO + O2 ∆H = -30 kcal calcular o valor da ∆H. (. lixas para metais.. é muito utilizado em ponteiras de ferramentas como perfuratrizes. A indústria (.2 430 kJ/mol d) +38 kJ/mol e) + 2 430 kJ/mol 27.0 kcal Na(s) + 1/2 C2(g) -153. em kJ/mol de H2O(g). Dadas as energias de ligação (em kJ/mol) C −C 348 C= C 612 C −H 412 H −H 436 Calcular a ∆H (em kJ/mol) do processo: H3C − CH = CH2(g) + H2(g) → H3C − CH2 − CH3(g) a) -124 b) +124 c) +388 d) -388 e) -824 31. Diagrama de entalpia (T=25oC e P=1 atm) H Na(g) + C(g) (estado inicial) + 28. Quando ligado a elementos como carbono ou boro. Ele não depende de reservas estratégicas e é facilmente obtido com a quebra da molécula de água. de símbolo W.. "A BMW testa vehículos movidos a hidrogênio e antecipa uma novidade que chegará ao mercado em 2005. forma substâncias quimicamente inertes e duras. esmeris. átomos Cℓ (que têm efeito catalítico para remover o ozônio) e átomos O.que o uso continuado destes pode reduzir a blindagem de ozônio na estratosfera. para a reação da remoção de O3 representada pela equação: O3 + O → 2 O2 26.. Dadas as energias de ligação abaixo: H −H ∆H = +104 kcal/mol H − Cℓ ∆H = +103 kcal/mol Cℓ − Cℓ ∆H = +58 kcal/mol conclui-se que a ∆H da reação H2(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ(g) será igual a: a) -206 kcal b) -103 kcal c) -59 kcal d) -44 kcal e) -22 kcal 29.0 b) –150.9 kcal Na(g) + 1/2 C2(g) +26. a partir do Na(s) e do Cl2(g). Ligação H–H H–O O═O Energia de ligação (kJ. os CFCs e o O2 absorvem radiação de alta energia e produzem.2 13 . Essa substância pode ser obtida pela reação: C graf + W(s) → WC(s) A partir das reações a seguir.. em módulo e em kcal. 0 e) +98. Quantos mols de acetileno devem ser queimados para produzir calor suficiente para evaporar 360 g de água líquida? (Massas atômicas: H = 1. é formada por um conjunto de moléculas Br2.4 kcal/mol c) -71.4 ∆H1 1 mol de Br 2(s) Com relação ao bromo. Dê como resposta a soma das afirmações corretas. 16) ∆ H1 é a entalpia de fusão do Br2 e ∆ H2 é a de vaporização.300 d) 2.645 c) 1.840 RESPOSTAS 0 0 1 2 3 D D A 1 A C C C 2 D 23 C B 3 B A E C 4 A E A B 5 D E 94 57 6 D C B 7 B D E 8 E C D 9 D C B 35. Analisando o diagrama abaixo: H (kcal/mol) 0 -94. 32) A entalpia do Br2(l) é. é correto afirmar: 01) A ligação que une os dois átomos de bromo na molécula é de natureza covalente. O = 16) a) 0. A vaporização da água líquida consome 10 kcal/mol. verifica-se que a variação de entalpia na reação NH3(g) + HCℓ(g) → NH4Cℓ(s) equivale a: a) 75 (exotérmica) b) 108 ( endotérmica c) 42 (exotérmica) d) 86 (endotérmica) e) 97 (exotérmica) 34.c) –98. 08) ∆ H3 é a entalpia da ligação Br−Br. 02) A ligação entre as moléculas de Br2 no estado sólido é de natureza iônica.500 b) 0. O calor de combustão do acetileno com oxigênio do ar é 310 kcal/mol. líquido e gasoso.0 kcal/mol d) -23. nos estado sólido. igual a zero.500 e) 2.0 ∆H3 1 mol de Br 2(g) S rômbico + 3/2 O 2(g) entalpia 1/2 N2(g) + 2 H2(g) + 1/2 C2(g) NH3(g) + 1/2 H2(g) + 1/2 C2(g) ∆H2 NH3(g) + HC(g) ∆H3 ∆H1 NH4C(s) onde ∆H1 = -75 kcal.4 kcal/mol b) -94. H 2 mols de Br (g) 32. De acordo com o gráfico H ∆H4 ∆H2 1 mol de Br 2(l) SO 2(g) + 1/2 O 2(g) -71. A substância simples bromo. O diagrama 14 . ∆H2 = -11 kcal e ∆H3 = -22 kcal.4 kcal/mol 33.2 d) +208. SO 3(g) podemos concluir que a entalpia de formação do SO3(g) é: a) +94.2 abaixo representa variações de envolvendo o bromo. a 25°C e 1 atm.4 kcal/mol e) +23. Dois átomos de bromo se unem para formar uma molécula diatômica. 04) A quebra de 1 mol de ligações Br−Br é representada por ∆ H4. por convenção.