Termoquímica

Química Geral e Experimental II
Termoquímica
Resolução comentada de exercícios selecionados – versão termo_v1_2005
Prof. Fabricio R. Sensato
(1) O calor específico do níquel é 0,445 J/g K. Qual a quantidade de calor necessária para aquecer
168 g de níquel de –15,2 oC até +23,6 oC? (Exercício 6.14 Kotz & Treichel).
(2) O que precisa de mais calor para ser aquecido de 22 oC até 85 oC, 50,0 g de água ou 200 g de
alumínio metálico? (exercício Kotz & Treichel, 6.16)
(3) Descobriu-se, recentemente, que o monóxido de nitrogênio está envolvido em ampla
diversidade de processos biológicos. O gás reage com o oxigênio para dar o NO2, gás castanhoavermelhado.
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
∆Hro = - 114,1 kJ/mol
Esta reação é endotérmica ou exotérmica? Se 1,25 g de NO for convertido completamente a NO2,
qual a quantidade de calor desprendida ou absorvida? (Exercício 6.24 Kotz & Treichel)
(4) O nitrato de amônio decompõe-se exotermicamente a N2O e água:
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g)
(a) Se a entalpia de formação do N2O(g) for 82,1 kJ/mol, qual o calor desprendido (a pressão
constante e nas condições padrões)
(b) Se 8,00 kg de nitrato de amônio explodirem, que quantidade de calor será desprendida (a
pressão constante e nas condições padrões)
(Exercício 6.74 Kotz & Treichel)
(5) As refeições “prontas para comer” do exército podem ser aquecidas num aquecedor sem
chama. Admita que a reação no aquecedor seja
Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(s) + H2(g)
Calcule a variação de entalpia (em joules) nesta reação, em condições padrões. Qual a quantidade
de magnésio para fornece o calor que se precisa para aquecer 25 mL de água (d = 1,00 g/mL) de
25 oC até 85 oC? (Exercício 6.68, Kotz & Treichel)
(6) Imagine que se misturem 200 mL de HCl 0,400 M com 200 mL de NaOH 0,400 M num
calorímetro improvisado. A temperatura das soluções antes da mistura era de 25,10 oC; depois da
mistura e da reação, a temperatura é de 26,60 oC. Qual a entalpia molar de neutralização do
ácido? (Admita que as densidades de todas as soluções sejam 1,00 g/mL e os calores específicos
4,20 J/g K)
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(7) Queima-se em uma bomba calorimétrica uma amostra de 1,00 g de açúcar (sacarose,
C12H22O11). A temperatura de 1,50 × 103 g de água do calorímetro eleva-se de 25,00 para 27,32
o
C. Se a capacidade calorífica da bomba for 837 J/K e o calor específico da água for 4,184 J/g K,
calcular (a) o calor desprendido por mol de sacarose e (b) o calor desprendido por mol de
sacarose.
(8) O metanol, CH3OH, um composto que pode ser obtido do carvão com pouca despesa, é um
substituto promissor da gasolina. Este álcool tem teor energético mais baixo do que a gasolina,
porém tem octanagem mais elevada e queima com mais eficiência nos motores a explosão.
(Também tem a vantagem adicional de contribuir em menor grau para a poluição da atmosfera.)
Compare o calor de combustão, por grama, do CH3OH e do C8H18 (isooctano), que é um
composto representativo da gasolina (Exercício 6.88 Kotz & Treichel).
(9) A entalpia molar padrão de formação, ∆Hfo, da diborana, B2H6(g), não pode ser determinada
diretamente, pois o composto não pode ser preparado pela reação direta do boro com o
hidrogênio. No entanto, este valor pode ser calculado considerando-se as seguintes reações:
(exercício 6.92 Kotz & Treichel)
4B(s) + 3O2(g)
2H2(g) + O2(g)
B2H6(g) + 3O2(g)
→
→
→
2B2O3(s)
2H2O(g)
B2O3(s) + 3H2O(g)
∆Hro = -2543,8 kJ
∆Hro = -484 kJ
∆Hro = -2032,9 kJ
Calcule ∆Hfo para o B2H6(g).
(10) Muitas vezes é possível preparar o metal puro pela redução do óxido metálico pelo
hidrogênio gasoso. Por exemplo,
WO3(s) + 3H2(g) → W(s) + 3H2O(l)
(a) Calcule a variação de entalpia nesta reação.
(b) Que quantidade de calor é trocada se 1,00 g de WO3 reage com hidrogênio gasoso em
excesso? (exercício 6.54 Kotz & Treichel)
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Resolução comentada de exercícios selecionados – versão termo_v1_2005
Prof. Fabricio R. Sensato
Tabela 1. Algumas entalpias molares padrões de formação a 298 K
∆Hfo (kJ/mol)
-259,2
-238,66
-393,509
-285,8
-241,8
-924,5
-365,56
-842,9
Composto
C8H18(l)
CH3OH(l)
CO2
H2O(l)
H2O(g)
Mg(OH)2(s)
NH4NO3(s)
WO3(s)
(1) O calor específico do níquel é 0,445 J/g K. Qual a quantidade de calor necessária para aquecer
168 g de níquel de –15,2 oC até +23,6 oC? (Exercício 6.14 Kotz & Treichel).
Resolução
A capacidade calorífica de uma substância indica a quantidade de calor necessária para elevar de
1K a massa de 1 g da substância.
C( J / g × K ) =
q(J)
[m(g )] × [∆T (K )]
q = C m ∆T
∆T = 23,6 oC – ( –15,2 oC) = 38,8 oC
∆T = 38,8 K
(Obs. O tamanho de 1 (um) Kelvin e de 1 (um) grau Celsius são iguais. Veja Kotz & Treichel,
v1, p. 170)
q = (0,445 J/g K) (168 g) (38,8 K) = 2,90 × 103 J ou 2,90 kJ
(2) O que precisa de mais calor para ser aquecido de 22 oC até 85 oC, 50,0 g de água ou 200 g de
alumínio metálico? (exercício Kotz & Treichel, 6.16)
Resolução
A quantidade de calor necessária para produzir um aumento ∆T de temperatura, é dada por
q = C m ∆T
(C é a capacidade calorífica específica e indica calor necessário para produzir uma mudança de
temperatura de 1K (ou 1 oC) por grama do material (veja Kotz & Treichel, p. 167))
Assim, para a água (C = 4,184 J/g K)
q = C(H2O) m(H2O) ∆T
(∆T = (85 – 22) oC = 63 oC = 63 K)
q = (4,184 J/g K) (50,0 g) (63 K)
q = 13 kJ
Para o alumínio (C = 0,902 J/g K)
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q = C(Al) m(Al) ∆T
q = (0,902 J/g K) (200 g) (63 K)
q = 11 kJ
Portanto, o aquecimento de 50,0 g de água demanda mais calor que o aquecimento de 200 g de
alumínio
(3) Descobriu-se, recentemente, que o monóxido de nitrogênio está envolvido em ampla
diversidade de processos biológicos. O gás reage com o oxigênio para dar o NO2, gás castanhoavermelhado.
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
∆Hro = - 114,1 kJ/mol
Esta reação é endotérmica ou exotérmica? Se 1,25 g de NO for convertido completamente a NO2,
qual a quantidade de calor desprendida ou absorvida? (Exercício 6.24 Kotz & Treichel)
Resolução:
Se ∆H > 0, o processo é endotérmico, ou seja, ocorre com absorção de energia. Se ∆H < 0, o
processo é exotérmico e, portanto, ocorre com desprendimento de energia. Assim, a situação
contemplada pelo problema se refere a um processo exotérmico.
A equação termoquímica supracitada revela que quando 2 mols de NO reagem com uma
quantidade suficiente (estequiométrica) de O2, o processo libera 114,1 kJ. Assim, para conhecer
qual a quantidade de calor liberada pela reação de 1,25g de NO com O2, faz-se necessário
conhecer qual a quantidade de matéria (de NO) contida em 1,25 g de NO.
A massa molar do NO é 30,01 g/mol. Assim,
 1 mol de NO 

 (1,25 g de NO ) = 4,17 × 10- 2 mols de NO
30,0l
g
de
NO


Deve-se, então, determinar qual o calor desprendido quando 4,17 × 10-2 mol de NO reage com
quantidade estequiométrica de O2
(
)
 - 114,1 kJ 
−2

 4,17 × 10 mols de NO = - 2,38 kJ
 2 mols de NO 
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(4) O nitrato de amônio decompõe-se exotermicamente a N2O e água:
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g)
(c) Se a entalpia de formação do N2O(g) for 82,1 kJ/mol, qual o calor desprendido (a pressão
constante e nas condições padrões)
(d) Se 8,00 kg de nitrato de amônio explodirem, que quantidade de calor será desprendida (a
pressão constante e nas condições padrões)
(Exercício 6.74 Kotz & Treichel)
Resolução
Faz-se necessário calcular a entalpia de reação padrão, ∆Hro, da reação supracitada. Isto é feito
utilizando as entalpias de formação de reagentes e produtos:
o
o
o
∆Hr = ∑ [∆Hf (produtos)] −∑ [∆Hf (reagentes)]
Valores tabelados de entalpias padrões de formação de várias substâncias são dados na Tabela 1.
∆Hro = [82,1 kJ/mol + 2 × (-241,8 kJ/mol)] – [(-365,56 kJ/mol)
(observe a consideração dos coeficientes estequiométricos)
∆Hro = -35,9 kJ/mol
Ou seja, o calor desprendido pela reação nas condições padrões é de 35,9 kJ/mol (questão “a”)
Ainda, quando 1 mol de NH4NO3 se decompõe são liberados 35,9 kJ
Para saber qual o calor liberado por 8,00 kg de NH4NO3, deve-se, então, conhecer a quantidade
de NH4NO3 contida em 8,00 kg do sal. Como a massa molar do NH4NO3 é 80,04 g/mol, tem-se
que:
 1 mol de NH 4 NO3

 80,04 g de NH 4 NO3

 8,00 × 103 g de NH4 NO3 = 100 mols de NH 4 NO3

Para calcular a quantidade de calor liberada pela queima de 100 mols de NH4NO3:

- 35,9 kJ

 1 mol de NH 4 NO3
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
 100 mols NH 4 NO3 = - 3,59 × 103 kJ

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(5) As refeições “prontas para comer” do exército podem ser aquecidas num aquecedor sem
chama. Admita que a reação no aquecedor seja
Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(s) + H2(g)
Calcule a variação de entalpia (em joules) nesta reação, em condições padrões. Qual a quantidade
de magnésio para fornece o calor que se precisa para aquecer 25 mL de água (d = 1,00 g/mL) de
25 oC até 85 oC? (Exercício 6.68, Kotz & Treichel)
Resolução
A entalpia da reação (neste caso em condições padrões) é calculada a partir das entalpias padrões
de formação de reagentes e produtos.
o
o
o
∆Hr = ∑ [∆Hf (produtos)] −∑ [∆Hf (reagentes)]
As entalpias padrões de formação dos elementos nos estados padrões são nulas (Veja Kotz &
Treichel, v.1, p 181). Assim, ∆Hfo de Mg(s) e H2(g) são nulas. A Tabela 1 revela o valor de ∆Hfo
para a H2O(l) e para o Mg(OH)2(s). Assim, o cálculo de ∆Hro para a reação se resume a:
∆Hro = (-924,5 kJ/mol – 2 × (-285,8 kJ/mol)
(Observe que os coeficientes estequiométricos devem ser considerados no cômputo da variação
de entalpia da reação)
∆Hro = - 352,9 kJ/mol
Ou seja, a reação de 1 mol de Mg(s) com 2 mols de H2O resultando em 1 mol de Mg(OH)2(s) e
1mol de H2(g) libera 352,9 kJ (reagentes e produtos estão em seus correspondentes estados
padrões).
A quantidade de calor necessária para aquecer 25 mL de água de 25 até 85 oC é calculada
empregando-se a capacidade calorífica da água (4,2 J/g K):
q = C(H2O) m(H2O) ∆T
∆T = (85 – 25) oC = 60 oC
∆T = 60 K
(Obs. O tamanho de 1 (um) Kelvin e de 1 (um) grau Celsius são iguais. Veja Kotz & Treichel,
v1, p. 170)
A massa de água é calculada a partir do volume e de sua densidade
 1,00 g de água 

 ( 25 mL de água ) = 25 g de água
 1 mL de água 
q = 4,2 J/g K × 25 g × 60 K
q = 6,3 kJ
Deve-se, então, calcular qual a quantidade de Mg(s) que deve reagir com a água para
fornecer 6,3 kJ para que 25 mL de água seja aquecida de 25 até 85 oC. Calculou-se, previamente,
que a reação de 1 mol de Mg(s) com H2O(l) libera 1496 kJ. Assim, a quantidade de Mg(s)
necessária para fornecer 6,3 kJ é:
 1 mol de Mg(s) 

 (6,3 kJ ) = 1,8-2 mol de Mg(s)
 352,9 kJ 
Para o resultado final ser dado em gramas (Massa molar do Mg = 24,3 g/mol):
 24,3 g de Mg 

 1,8-2 mol de Mg = 0,44 g de Mg
 1 mol de Mg 
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(6) Imagine que se misturem 200 mL de HCl 0,400 M com 200 mL de NaOH 0,400 M num
calorímetro improvisado. A temperatura das soluções antes da mistura era de 25,10 oC; depois da
mistura e da reação, a temperatura é de 26,60 oC. Qual a entalpia molar de neutralização do
ácido? (Admita que as densidades de todas as soluções sejam 1,00 g/mL e os calores específicos
4,20 J/g K)
Resolução
A equação química que descreve a reação de neutralização entre o HCl e NaOH é:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaOH(aq) + H2O(l)
Deve-se reconhecer que o aquecimento da solução é promovido pela liberação de calor associado
à reação de neutralização supracitada (entalpia da reação de neutralização). O meio reacional
resultante compreende 400 mL de solução (200 mL de HCl e 200 mL de NaOH). Considerando a
densidade da solução como sendo 1,00 g/mL, o volume da solução corresponde a 400 g de
solução. O calor necessário para aquecer 400 g da solução de 25,10 até 26,60 oC (∆T = 1,50 oC
ou ∆T = 1,50 K) é calculado como segue :
q = C(solução) m(solução) ∆T
q = 4,20 J/g K × 400 g × 1,50 K
q = 2,52 × 103 J
Ou seja, a quantidade de calor liberada na interação de 200 mL de HCl 0,400 M com 200 mL de
NaOH 0,400 M é 2,52 × 103 J. Entretanto, o problema indaga qual é a entalpia molar de
neutralização do ácido, ou seja, quando 1 mol de HCl interage com quantidade suficiente
(estequiométrica) de NaOH. Deve-se, então, conhecer a quantidade de HCl presente em 200 mL
de uma solução de HCl 0,400 M.
 0,400 mols de HCl 

 0,200 L de solução de HCl = 0,0800 mols de HCl
 1 L de solução de HCl 
Isto significa que quando 0,0800 mols de HCl reagem com 0,0800 mols de NaOH ocorre há
liberação de 2,52 × 103 J. A reação de 1 mol de HCl com quantidade equivalente de NaOH,
liberará:


2,52 × 103 J

 1 mol de HCl = 31,5 J
 0,0800 mol de HCl 
Desde modo, ∆Hr = -31,5 J.
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(7) Queima-se em uma bomba calorimétrica uma amostra de 1,00 g de açúcar (sacarose,
C12H22O11). A temperatura de 1,50 × 103 g de água do calorímetro eleva-se de 25,00 para 27,32
o
C. Se a capacidade calorífica da bomba for 837 J/K e o calor específico da água for 4,184 J/g K,
calcular (a) o calor desprendido por mol de sacarose e (b) o calor desprendido por mol de
sacarose.
Resolução
A equação química que descreve a queima da sacarose, C12H22O11, é:
C12H22O11 + 12O2 → 12CO2 + 11H2O(l)
O calor desprendido pela reação aquece a água do calorímetro e também as paredes do próprio
calorímetro (veja Kotz e Treichel, v. 1, p. 183 como funciona um calorímetro).
Assim,
q(reação) = - (q(água) + q(bomba do calorímetro))
Deve-se, então, calcular o calor gasto para aquecer 1,50 × 103 g de água de 25,00 para 27,32 oC e
o calor gasto para elevar a temperatura do calorímetro pelo mesmo intervalo de temperatura.
Aquecimento da água (q(água))
q(água) = C(água) m(água) ∆T
(∆T = 27,32 oC – 25,00 oC) = 2,32 oC = 2,32 K)
3
q(água) = 4,184 J/g K × 1,50 × 10 g × 2,32 K
q(água) = 1,46 × 104 J
Aquecimento do calorímetro (q(bomba do calorímetro))
q(calorímetro) = C ∆T
q(calorímetro) = 837 J/K × 2,32 K
q(calorímetro) = 1,94 × 103 J
O calor da reação é, então, calculado como segue:
q(reação) = - (q(água) + q(bomba do calorímetro))
q(reação) = - (1,46 × 104 J + 1,94 × 103 J)
q(reação) = - 1,65 × 104 J
Assim, a energia liberada com a queima de 1,00 g de sacarose (questão a) é –1,65 × 104 J. Para
determinar a energia liberada por 1 mol de sacarose (entalpia molar de reação) e necessário
conhecer a massa de 1 mol de sacarose, ou seja, sua massa molar. A massa molar da sacarose é
342,3 g/mol. A energia liberada pela queima de 1 mol (ou 243,3 g) de sacarose é, então,
calculada:
 − 1,65 × 104 J 

 342,3 g de sacarose = 5,65 × 106 J
 1,00 g de sacarose 
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(8) O metanol, CH3OH, um composto que pode ser obtido do carvão com pouca despesa, é um
substituto promissor da gasolina. Este álcool tem teor energético mais baixo do que a gasolina,
porém tem octanagem mais elevada e queima com mais eficiência nos motores a explosão.
(Também tem a vantagem adicional de contribuir em menor grau para a poluição da atmosfera.)
Compare o calor de combustão, por grama, do CH3OH e do C8H18 (isooctano), que é um
composto representativo da gasolina (Exercício 6.88 Kotz & Treichel).
Resolução
O calor de combustão é a variação de entalpia associada ao processo de queima (combustão) do
combustível (CH3OH e do C8H18). Assim, se faz necessário determinar a estequiometria das
respectivas reações de combustão (equação química) para que a quantidade de calor liberada
possa ser calculada. Como regra geral, a combustão de hidrocarbonetos produz CO2 e H2O. Para
o isooctano, a correspondente equação química balanceada é:
C8H18(l) + (25/2)O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(l)
A variação de entalpia que acompanha o processo é calculada a partir das entalpias de formação
de produtos e reagentes:
o
o
o
∆Hr = ∑ [∆Hf (produtos)] −∑ [∆Hf (reagentes)]
(veja Tabela 1 para valores de entalpias molares padrões de formação dos reagentes e produtos)
∆Hro = [8 × (-393,509) + 9 × (-285,8)] – [(-259,2)] kJ/mol
∆Hro = -5461,1 kJ/mol
Ou seja, a queima de 1 mol de C8H18(l) libera a quantidade de calor de –5461,1 kJ. Entretanto, o
problema indaga qual a quantidade de calor liberada na queima de 1 g do combustível. Faz-se
necessário conhecer a equivalência entre massa e quantidade de matéria (massa molar do
isoctano). A massa molar do isoctano é 114,228 g/mol. Assim,
 - 5461,1 kJ   1 mol de C8 H18 
 1 g de C8 H18 = - 47,809 kJ/g

 
 1 mol de C8 H18   114,228 g de C8 H18 
Portanto, a quantidade liberada pela combustão de 1 g de C8H18 é –47,809 kJ
A equação química que descreve a combustão do CH3OH é:
CH3OH(l) + 3/2O2 → 2H2O(l) + CO2(g)
Similarmente ao desenvolvido para o C8H18, deve-se calcular a variação de entalpia que
acompanha a combustão do metanol (CH3OH). Com os dados da Tabela 1, tem-se:
o
o
o
∆Hr = ∑ [∆Hf (produtos)] −∑ [∆Hf (reagentes)]
∆Hro = [2 × (-285,830) + (-393,509)] – [(-238,66)]
∆Hro = -726,51 kJ/mol
A massa molar do CH3OH é 32,0417 g/mol. Para calcular o calor desenvolvido pela queima de 1
g de metanol:
 - 726,51 kJ   1 mol de CH3 OH 
 1 g de CH3 OH = - 22,674 kJ/g

 
 1 mol de CH3 OH   32,0417 g de CH3 OH 
Assim, enquanto a queima de 1 g de CH3OH libera –22, 674 kJ, a queima de 1 g de C8H18 libera
–47,809 kJ de calor.
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(9) A entalpia molar padrão de formação, ∆Hfo, da diborana, B2H6(g), não pode ser determinada
diretamente, pois o composto não pode ser preparado pela reação direta do boro com o
hidrogênio. No entanto, este valor pode ser calculado considerando-se as seguintes reações:
(exercício 6.92 Kotz & Treichel)
4B(s) + 3O2(g)
2H2(g) + O2(g)
B2H6(g) + 3O2(g)
→
→
→
∆Hro = -2543,8 kJ
∆Hro = -484 kJ
∆Hro = -2032,9 kJ
2B2O3(s)
2H2O(g)
B2O3(s) + 3H2O(g)
(i)
(ii)
(iii)
Calcule ∆Hfo para o B2H6(g).
Resolução
Como a entalpia padrão de formação, ∆Hfo, é a variação de entalpia padrão de uma reação de
formação de um mol de um composto a partir dos respectivos elementos (também em seus
estados padrões), o problema se resume na determinação da variação de entalpia para a reação
(veja Kotz & Treichel, p. 180):
2B(s) + 3H2(g) → B2H6(g)
∆Hfo(B2H6) = ?
Deve-se, então, utilizando a lei de Hess (veja Kotz & Treichel, p. 178), calcular ∆Hfo(B2H6) a
partir das entalpias padrões das reações supracitadas. O primeiro passo é reconhecer que qualquer
que seja a combinação das reações, o B2H6(g) deve figurar entre os produtos. Isto é feito
invertendo-se a eq. (iii). Assim:
4B(s) + 3O2(g)
2H2(g) + O2(g)
B2O3(s) + 3H2O(g)
→
→
→
2B2O3(s)
2H2O(g)
B2H6(g) + 3O2(g)
∆Hro = -2543,8 kJ
∆Hro = -484 kJ
∆Hro = +2032,9 kJ
(i)
(ii)
(iii) × (-1)
Observe que o sinal do correspondente ∆Hro deve ser trocado. O composto B2O3(s) não figura na
reação de formação da diborana e, portanto, deve ser eliminado durante a combinação das
reações. Uma análise das três equações imediatamente acima revela, entretanto, que entre
produtos há 2 mols de B2O3(s) (equação i) e entre reagentes há apenas 1 mol (equação iii). Assim,
deve-se multiplicar a equação iii por 2 para igualar a quantidade de B2O3 em produtos e
reagentes. A correspondente entalpia de reação deve também ser multiplicada por 2.
4B(s) + 3O2(g)
→
2H2(g) + O2(g)
→
2B2O3(s) + 6H2O(g) →
2B2O3(s)
2H2O(g)
2B2H6(g) + 6O2(g)
∆Hro = -2543,8 kJ
∆Hro = -484 kJ
∆Hro = +4065,8 kJ
(i)
(ii)
(iii) × (-1) × (2)
Nestas condições, já se tem a diborana entre os produtos e a produção de B2O3 é nula (pois há a
mesma quantidade de B2O3 em reagentes e produtos, 2 mols). Multiplicando-se a equação ii por
3, consegue-se eliminar a água e o oxigênio molecular, O2(g):
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4B(s) + 3O2(g)
→
6H2(g) + 3O2(g)
→
2B2O3(s) + 6H2O(g) →
2B2O3(s)
6H2O(g)
2B2H6(g) + 6O2(g)
∆Hro = -2543,8 kJ
∆Hro = -1452 kJ
∆Hro = +4065,8 kJ
(i)
(ii) × 3
(iii) × (-1) × 2
∆Hro = -2543,8 kJ
∆Hro = -1452 kJ
∆Hro = +4065,8 kJ
∆Hro = 70 kJ
(i)
(ii) × 3
(iii) × (-1) × 2
A somatória das três equações produz:
4B(s) + 3O2(g)
6H2(g) + 3O2(g)
2B2O3(s) + 6H2O(g)
4B(s) + 6H2(g)
→
→
→
→
2B2O3(s)
6H2O(g)
2B2H6(g) + 6O2(g)
2B2H6(g)
Entretanto, a entalpia de formação se refere, por definição, à formação de 1 mol do composto de
interesse. A combinação acima, resulta na formação de 2 mols de B2H6(g). Assim, a entalpia
padrão de formação da diborana é de 35 kJ/mol.
(10) Muitas vezes é possível preparar o metal puro pela redução do óxido metálico pelo
hidrogênio gasoso. Por exemplo,
WO3(s) + 3H2(g) → W(s) + 3H2O(l)
(a) Calcule a variação de entalpia nesta reação.
(b) Que quantidade de calor é trocada se 1,00 g de WO3 reage com hidrogênio gasoso em
excesso?
Resolução
A variação de entalpia é para a reação é calculada diretamente com os dados da Tabela 1
(entalpias padrões de formação), segundo a expressão:
o
o
o
∆Hr = ∑ [∆Hf (produtos)] −∑ [∆Hf (reagentes)]
Assim,
∆Hro = 3 × (-285,8 kJ/mol) – ( -842,9 kJ/mol)
∆Hro = -14,5 kJ/mol
A reação é exotérmica por –14,5 kJ por mol do óxido WO3. Entretanto o problema indaga sobre o
calor liberado com a reação de 1,00 g de WO3. Faz-se necessário, então, conhecer a relação entre
massa e quantidade de matéria para o WO3, ou seja, sua massa molar. A massa molar do WO3 é
231,8 g/mol. Assim, para 1,00 g de WO3,
 - 14,5 kJ   1 mol de WO3 
 1,00 g de WO3 = - 62,6 J

 
 1 mol de WO3   231,8 g de WO3 
Ou seja, a reação de 1,00 g de WO3 com quantidade estequiométrica de H2, libera 62,6 J.
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