+ H 2 (g)

CONCEITOS BÁSICOS
Temperatura
Calor
Grandeza física relacionada com
o grau de vibração dos átomos
e/ou moléculas que constituem o
corpo.
Energia térmica em trânsito de um
corpo de maior temperatura para
um corpo de menor temperatura.
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.
H (kJ)
REAGENTES
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)
∆H= -1368kJ/mol
2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
PRODUTOS
C2H5OH(l5ℓ)+3O2(g)
C2H5OH(ℓ)+3O2(g)
2CO2(g)+3H2O(ℓ) + 1368kJ
2CO2(g)+3H2O(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.
REAÇÃO ENDOTÉRMICA:
Absorve calor.
∆H>O.
∆H= Hprodutos - Hreagentes
Hprodutos > Hreagentes.
PRODUTOS
CO(g) + H2(g)
∆H= +31,4kcal
C(s) + H2O(g)
REAGENTES
C(s) + H2O(g) + 31,4 kcal
C(s) + H2O(g)
CO(g) + H2(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.
1) Quais das equações abaixo são
exotérmicas?
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)
V. 2 H2(g)+2C(s)
+ 226,8 kJ
C2H2 (g)
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 .
LEI DE HESS
∆H1
∆H2
∆H3
∆H3 = ∆H1 +
∆H2
LEI DE HESS
C(s) + 1/2O2(g)
CO(g)
+
CO(g) + 1/2O2(g)
CO2(g)
=
C(s) + O2(g)
CO2(g)
LEI DE HESS: O ∆H de reação
química só depende dos
estados inicial e final.
∆H = Hfinal – H inicial
∆H = Hprodutos – H reagentes
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. 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)
(III) 2CO(g) + O2(g)
CO2 (g) ∆H= -394 kJ.mol-1
2CO2 (g) ∆H= -283 kJ.mol-1
Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas
condições.
(I) 2C(s) + O2(g)
2CO (g)
(II)C(s) + O2(g)
CO2 (g) ∆H= -394kJ.mol-1
(III) 2CO(g) + O2(g)
2CO2 (g) ∆H= -283kJ.mol-
1
∆H= X
RESOLUÇÃO:
2C(s) + 2O2(g)
2CO2 (g)
2C(s) + O2(g)
2CO2 (g)
∆H= -788kJ.
2CO(g) + O2(g)
∆H= +283 kJ
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 (s) + O2(g)
CO2(g) ∆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
Hprodutos = -1646kJ
+ -858kJ
∆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 (gasoso) + H (gasoso)
∆H = + 436 kJ
H – H (gasoso)
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
1 Cℓ- Cℓ =1. 58= + 58
Hreagentes= 396+147+58 =
+701kcal.
PRODUTOS: LIGAÇÕES FORMADAS ∆H<0.
H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
4 C-H = 4.-99 =
-396
2 C-Cℓ = 2. -79 =
-158
1 C-C = 1.-83 =
-83
Hprodutos = -396 + -158 + -83
-637 kcal
∆H = + 701 – 637 = +64 kcal.
1. As entalpias molares do CH4(g), H2O(l) e CO2(g) valem,
respectivamente: – 18 kcal/mol, – 68 kcal/mol e –94 kcal/mol,
calcular o calor de combustão do metano.
a) – 212 kcal
b) – 180 kcal
c) 180 kcal
d) 212 kcal
e) nda
2. A gasolina, que pode ser representada pela fórmula do octano,
tem massa especifica 704 g/L. Estimar a variação da entalpia
quando se queima 28,5 litros de gasolina, partindo das energias
de ligação:
0 = 0 (117 kcal); C = 0 (173 kcal); 0–H (111 kcal); C–C (83 kcal);
C–H (99 kcal).
a) 165000 kcal
b) –165000 kcal
c) –423000 kcal
d) 423000 kcal
e) –211000 kcal
1. A
2. B