+ H 2 O (g)

TERMOQUÍMICA
ESTUDA OS PROCESSOS QUÍMICOS QUE
ENVOLVEM CALOR
ENDOTÉRMICOS
EXOTÉRMICOS
ABSORVE ENERGIA
LIBERA ENERGIA
01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela
acesa:
I. Solidificação da parafina que escorre da vela.
EXOTÉRMICA
EXOTÉRMICA
II. Queima da parafina.
III. Vaporização da parafina.
ENDOTÉRMICA
Dessas transformações, APENAS:
sublimação
fusão
vaporização
LÍQUIDO
SÓLIDO
solidificação
a) I é endotérmica.
b) II é endotérmica.
c) III é endotérmica.
d) I e II são endotérmicas.
e) II e III são endotérmicas.
ressublimação
GASOSO
condensação
02) Ao se dissolver uma determinada quantidade de cloreto
de amônio em água a 25°C, obteve-se uma solução cuja
temperatura foi de 15°C. A transformação descrita
caracteriza um processo do tipo:
a) atérmico.
b) adiabático.
c) isotérmico.
d) exotérmico.
e) endotérmico.
03) (UFMG – 2002) Ao se sair molhado em 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.
e) é um processo atérmico e não troca calor com o corpo.
04) (Unesp-SP) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos:
I. Gás queimando em uma das “bocas” do fogão.
II. Água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta “boca” do
fogão.
Com relação a esses processos, pode-se estimar 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.
ENTALPIA (H)
É o calor (energia) medido à pressão constante
ΔH = Hfinal – Hinicial
Nos Processos EXOTÉRMICOS
ENTALPIA (H)
HR
HP
REAGENTES
PRODUTOS
ΔH < 0
Caminho da reação
Nos Processos ENDOTÉRMICOS
ENTALPIA (H)
PRODUTOS
HP
ΔH > 0
HR
REAGENTES
Caminho da reação
01) Considere o gráfico a seguir:
Kcal
C + D
40
25
H
40
Pkcal
HR
ΔH = 15
– 25
A + B
Caminho da reação
São feitas as afirmações:
I. A entalpia dos produtos é de 40 kcal
II. A reação absorve 15 kcal
III. A reação direta é exotérmica
IV. A variação de entalpia é de 15 kcal
É correto afirmar que:
a) Apenas I é verdadeira.
b) Apenas I e II são verdadeiras.
c) Apenas I, II e IV são verdadeiras.
d) Apenas I, II e III são verdadeiras.
e) Apenas III é verdadeira.
VERDADEIRA
VERDADEIRA
FALSA
VERDADEIRA
REAÇÕES
TERMOQUÍMICAS
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS
2 NH3(g)
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g) + 92,2 KJ
ΔH = + 92,2 KJ
N2(g) + 3 H2(g)
REAÇÕES EXOTÉRMICAS
N2(g) + 3 H2(g)
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
ΔH = – 92,2 KJ
2 NH3(g) + 92,2 KJ
01) Reação exotérmica é aquela na qual:
V
1 - há liberação de calor.
V
2 - há diminuição de energia.
V 3 – a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos.
V 4 - a variação de entalpia é negativa.
Estão corretos os seguintes complementos:
a) somente 1.
b) somente 2 e 4.
c) somente 1 e 3.
d) somente 1 e 4.
e) 1, 2, 3 e 4.
02) Considere o seguinte gráfico:
Entalpia (H)
A (g) + B (g)
2 AB (g)
ΔH
caminho da reação
De acordo com o gráfico acima, indique a opção que
completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo.
NEGATIVA a reação é .......................
EXOTÉRMICA
"A variação da entalpia é ...................;
LIBERANDO calor”
porque se processa ......................
a) positiva, exotérmica, liberando.
b) positiva, endotérmica, absorvendo.
c) negativa, endotérmica, absorvendo.
d) negativa, exotérmica, liberando.
e) negativa, exotérmica, absorvendo.
03) (UEL-PR) As bolsas térmicas consistem, geralmente, de dois invólucros
selados e separados, onde são armazenadas diferentes substâncias
químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é rompida, as
substâncias neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento ou o
resfriamento. A seguir, estão representadas algumas reações químicas que
ocorrem após o rompimento da camada que separa os invólucros com seus
respectivos ΔH.
I.
CaO + SiO2 (g)  CaSiO3 (s)
ΔH = – 89,5 kj/mol
II. NH4NO3 (s) + H2O (l)  NH4+ (aq) + NO3– (aq)
ΔH = + 25,69 kj/mol
III. CaCl2 (s) + H2O (l)  Ca2+(aq) + 2 Cl– (aq)
ΔH = – 82,80 kj/mol
Analise as reações e os valores correspondentes de ΔH e indique a
alternativa que correlaciona, adequadamente, as reações com as bolsas
térmicas quentes ou frias.
a) I. fria, II. quente, III. Fria.
b) I. quente, II. fria, III. quente.
c) I. fria. II. fria, III. fria.
d) I. quente, II. quente, III. Fria.
e) I. quente, II. quente, III. quente.
FATORES QUE INFLUEM
ENTALPIAS DAS REAÇÕES
QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
2 H2 (g) + O2 (g)
H2O ( l )
2 H2O ( l )
ΔH = – 286 KJ
ΔH = – 572 KJ
FATORES QUE INFLUEM
ENTALPIAS DAS REAÇÕES
ESTADO FÍSICO DOS
REAGENTES E DOS PRODUTOS
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( s )
H = – 293 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( l )
H = – 286 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( v )
∆H = – 243 KJ
ENTALPIA
GRAFICAMENTE
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( v )
ΔH1 = – 243 KJ
1
H2O ( l )
ΔH2 = – 286 KJ
2
H2O ( s )
ΔH3 = – 293 KJ
3
caminho da reação
FATORES QUE INFLUEM ENTALPIAS DAS REAÇÕES
ESTADO ALOTRÓPICO
C(grafite) + O2 (g)
C(diamante) + O2 (g)
CO2(g)
CO2(g)
ΔH = – 393,1 KJ
ΔH = – 395,0 KJ
ENTALPIA
C(diamante) + O2(g)
ΔH = – 395,0 KJ
C(grafite) + O2(g)
CO2(g)
caminho da reação
ΔH = – 393,1 KJ
CURVAS
DE
SOLUBILIDADE
18 0
NH 4 NO 3
14 0
Na N
3
N
O
O3
10 0
K
coeficiente de solubilidade
SOLUBI LI DADE ENDOTÉRMICA
K 2 Cr O4
NaC l
60
20
10
30
50
70
90
temper atura (°C)
coeficiente de solubilidade
SOLUBI LI DADE EXOTÉRMI CA
10 0
80
60
Na 2 SO4
40
20
Ce 2( SO 4 ) 3
10
30
50
70
90
temperatura (°C)
01) Considere a reação representada pela equação termoquímica:
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
ΔH = – 22 kcal
São feitas as seguintes afirmações: H:1 N:14
V I.
A quantidade de energia liberada será maior se o produto
obtido for dois mols de NH3 no estado líquido.
V II. A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal.
V III. A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol.
Quais são corretas?
a) apenas I.
A energia liberada aumenta no sentido:
GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO
b) apenas I e II.
c) apenas I e III.
d) apenas II e III.
e) I, II e III.
2 x 17 g absorve 22 kcal
Então “ x = 4,4 kcal
6,8 g absorve x kcal
a formação de 2 mol libera 22 kcal
a formação de 1 mol libera 11 kcal
ENTALPIA PADRÃO (HO)
Quando um elemento químico encontra-se no estado
padrão a entalpia é igual a zero
o
H
C(grafite)
O2(g)
= 0 kJ
Fe(s)
Br2(g)
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (∆HF)
É a variação de entalpia envolvida na formação de 1 mol da
substância,
a
partir
de
suas
substâncias
simples
correspondentes, com todas as espécies no estado padrão.
H2 (g) + ½ O2 (g)
½ N2(g) + 3/2 H2(g)
H2O ( l )
NH3(g)
ΔH = – 286 KJ
ΔH = – 11 kcal
ENTALPIA DE FORMAÇÃO (∆Hf)
Podemos calcular a variação de entalpia de uma reação a
partir das entalpias de formação das substâncias que
participam da reação pela fórmula:
ΔHf = Hfinal – Hinicial
01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol:
Al2O3(s) = – 1670; MgO(s) = – 604.
Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da
reação representada por:
3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s)
Seu valor é igual a:
a) – 1066 kj.
b) – 142 kj.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)]
c) + 142 kj.
ΔH = (– 1670) – (– 1812)
d) + 1066 kj.
ΔH = – 1670 + 1812
e) + 2274 kj.
ΔH = + 142 kJ
02) Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a –64,04
kcal/mol e o H de formação do óxido de ferro (III) igual a
– 196,5 kcal/mol, o H da reação abaixo será:
a) – 68,4 kcal/mol.
2 FeO
+ ½ O2 
Fe2O3
b) + 68,4 kcal/mol.
c) – 132,5 kcal/mol.
ΔH = H final – H inicial
d) + 132,5 kcal/mol.
ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)]
e) – 260,5 kcal/mol
ΔH = (– 196,5) – (– 128,04)
ΔH = – 196,5 + 128,04
ΔH = – 68,42 kcal
19. (UFF-RJ) Quando o benzeno queima na presença de oxigênio, a quantidade
de calor transferida a pressão constante está associada à reação:
1 C6H6 (L) + 15/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 3 H2O(L)
O calor transferido nessa reação é denominado calor de combustão.
Considere as reações:
6 C (grafite) + 3 H2 (g) → C6H6(L) ..............................∆H = 49,0 kJ/mol
C (grafite) + O2(g) → CO2(g)...................................... ∆H = - 393,5 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(L) .......................................∆H = - 285,8 kJ/mol
O calor de combustão do benzeno, em kJ, será:
a) 3267,4
b) 2695,8
ΔH = H final – H inicial
c) - 1544,9
ΔH = H produto – H reagente
d) - 3267,4
ΔH = [ 6x(– 393,5) + 3x(– 285,8)] – [1 x (+ 49,0)]
e) - 2695,8
ΔH = [(– 2361 – 857,4 )] – (+ 49,0)
ΔH = – 3267,4 kJ
03) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada:
CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g)
A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a:
Entalpias de formação em kj/mol,
CH4 = – 75;
a) + 254 kj.
b) – 127 kj.
c) – 479 kj.
H2O = – 287;
CO = – 108.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 287)]
d) + 508 kj.
ΔH = (– 108) – [– 75 – 287]
e) – 254 kj.
ΔH = (– 108) – (– 362)
ΔH = – 108 + 362
ΔH = 254 kj
04)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos,
C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O (l)
Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2H2 (g) )
ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g) )
ΔH = – 285,5 kj/mol (H2O (l) )
Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C2H2,
em kj/mol.
a) + 1298,6.
ΔH = H final – H inicial
b) – 1298,6.
ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)]
c) – 905,3.
ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5
d) + 905,3.
ΔH = – 1298,6 kj/mol
e) – 625,8.
ENTALPIA DE COMBUSTÃO (∆HC)
É a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma
determinada substância, com todas as substâncias envolvidas
na combustão, no estado padrão
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
C(grafite) + O2 (g)
H2O( l ) ΔH = – 68 KJ
CO2(g)
ΔH = – 393,1 KJ
01) O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal.
Quando 80 g de metano são queimados, a energia liberada é:
Dados: C = 12 u.;
H=1u
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
a) 1060 Kcal.
b) 530 Kcal.
c) 265 Kcal.
116
mol
de CH
CH44
g de
80 g de CH4
libera
212 kcal
libera
x kcal
d) 140 Kcal.
e) 106 Kcal.
16
=
80
212
16
x
x
x =
CH4 :
12 + 4 x 1 = 16 g
x = 212
16960
16
x = 1060 kcal
x
80
02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C12H22O11(s),
é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO2 (g) e H2O (l) os únicos produtos da
reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔHf = – 394 kj/mol (CO2(g)) e
ΔHf = – 286 kj/mol (H2O(l)), responda às seguintes questões.
a) A reação de combustão da sacarose é exotérmica ou endotérmica?
EXOTÉRMICA
b) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão da
sacarose sólida.
___
1 C12H22O11(s) + ___
12 O2 (g)  ___
12 CO2 (g) + ___
11 H2O (l)
c) Calcule a entalpia de formação da sacarose sólida, a 25ºC e 1 atm.
ΔH = H final – H inicial
– 5635 = [12 x (– 394) + 11 x (– 286)] – [ ΔHf ]
– 5635 = – 4728 – 3146 – ΔHf
ΔHf = 5635 – 7874
ΔHf = – 2239 kj/mol
ENTALPIA DE LIGAÇÃO (∆HL)
É a energia envolvida (absorvida)
na quebra de 1 mol de determinada ligação química,
supondo todas no estado gasoso, a 25°C e 1 atm
A quebra de ligações será sempre um processo
ENDOTÉRMICO
H – H (g)
2 H (g)
ΔH = + 435,5 KJ/mol
01) São dadas as seguintes energias de ligação:
Ligação
Energia (kj/mol)
Ligação
Energia (kj/mol)
H – Cl
431,8
Cl – Cl
242,6
H–F
563,2
F–F
153,1
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação
2 2
H HCl
– Cl (g)
+ + FF2– (g)
F 
2 2
– F+ Cl
+2 C
l – Cl
HFH(g)
(g)
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem
variação de entalpia, em kj, da ordem de:
a) – 584,9, sendo endotérmica.
b) – 352,3, sendo exotérmica.
c) – 220,9, sendo endotérmica.
d) + 220,9, sendo exotérmica.
e) + 352,3, sendo endotérmica.
2 X 431,8 + 1 X 153,1
2 X 563,2 + 1 X 242,6
863,6 + 153,1
1126,4 + 242,6
+ 1016,7
– 1369
ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj
02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da
reação seguinte:
N–H
3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2
93 kcal/mol
N N
225 kcal/mol
H – Cl
103 kcal/mol
Cl – Cl
58 kcal/mol
H
3 Cl – Cl
+
2
3 x 58 + 6 x 93
N–H
6 H – Cl
+ N  N
6 x 103
+
H
225
174 + 558
618 + 225
+ 732 kcal
– 843 kcal
ΔH = (+ 732) + (– 843)
ΔH = – 111 kcal
03) Na reação representada pela equação abaixo, sabe-se que a
energia da ligação C – H é igual a 98,8 kcal/mol. O valor da
ligação C = C, em kcal/mol, é:
C2CH–4(g)H  2 C(g) + 4 H(g)
H– C=
H
H
ΔH = + 542 kcal/mol
x + 4 x 98,8
= 542
a) 443,2 kcal/mol.
x + 395,2 = 542
b) 146,8 kcal/mol.
x = 542 – 395,2
c) 344,4 kcal/mol.
x = + 146,8 kcal
d) 73,4 kcal/mol.
e) 293,6 kcal/mol.
04)(UNI – RIO) O gás cloro (Cl2) amarelo-esverdeado é altamente tóxico. Ao ser
inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando ácido clorídrico
(HCl), um ácido forte, capaz de causar graves lesões internas, conforme a
seguinte reação:
Ligação
Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl
ou
Cl2(g) + H2O(g)  HCl(g) + HClO(g)
Energia de ligação (kj/mol)
Ligação
Energia de ligação (kj/mol)
Cl – Cl
243
H – Cl
431
H–O
464
Cl–O
205
Utilizando os dados constantes na tabela anterior, marque a opção que
contém o valor correto da variação de entalpia verificada, em kj/mol.
a) + 104.
b) + 71.
c) + 52.
d) – 71.
e) – 104.
Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl
1 x 243 +
2 x 464
243 + 928
+ 1171 kj
ΔH = 1171 – 1100
1 x 431 + 1 x 464 + 1 x 205
431 + 464 + 205
– 1100 kj
ΔH = + 71 kj/mol
C(grafite) + O2 (g)
CO2(g)
C(grafite) + O2 (g)
ΔH = – 393,3 KJ
caminho direto
estado inicial
CO2(g)
estado final
CO(g) + 1/2 O2 (g)
estado intermediário
ΔH1 = – 110,3 KJ
ΔH2 = – 283,0 KJ
Observe que: ΔH1 + ΔH2 = ΔH
(– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ
LEI DE HESS
1º Ao multiplicar ou dividir uma equação
química por um numero, o ∆H deverá ser
multiplicado ou dividido por este mesmo
numero.
2º Ao inverter uma equação química o sinal do
∆H deverá ser, também, invertido.
3º As equações químicas podem ser somadas
algebricamente.
01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess.
V
I. O calor de reação depende apenas dos estados inicial e final do processo.
V
II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem
equações matemáticas.
V III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor
da variação de entalpia.
F IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o
valor da variação de entalpia depende dos estados intermediários através
dos quais o sistema pode passar.
Conclui-se que:
a) são verdadeiras as afirmações I e II.
b) são verdadeiras as afirmações II e III.
c) são verdadeiras as afirmações I, II e III.
d) todas são verdadeiras.
e) todas são falsas.
01. (UFRN) Considere as seguintes equações termoquímicas
hipotéticas:
A + B → C ..................... ∆H = - 20,5 kcal
D + B → C ......................∆H = - 25,5 kcal
A variação de entalpia da transformação de A em D será:
a) - 5,0 kcal
Pág. 25
b) + 5,0 kcal
Ex.01
c) + 46,0 kcal
d) - 46,0 kcal
I. A + B → C ..................... ∆H = - 20,5 kcal
II. D + B → C ......................∆H = - 25,5 kcal
Repetimos a equação ( I ):
Invertemos a equação (II):
Somamos todas as equações:
A + B → C ..................... ∆H = - 20,5 kcal
C → D + B ......................∆H = + 25,5 kcal
A→D
..................... ∆H = + 5,0 kcal
02. (UFMS) Dadas as equações termoquímicas a seguir:
CH4(g) + 2O2(g)→ CO2(g) + 2H2O(g) ........∆H = -820 KJ/mol
CH4(g) + CO2(g) → 2CO(g) + 2H2(g) …….∆H = +206 KJ/mol
CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) ...........∆H = +247 KJ/mol
Calcule a variação de entalpia envolvida na reação a seguir, em
kJ/mol de CH4. (Caso necessário, aproxime o resultado para o
inteiro mais próximo).
2CH4(g) + 3O2(g) → 2CO(g) + 4H2O(g) ∆H = ?
I.CH4(g) + 2O2(g)→ CO2(g) + 2H2O(g) ........∆H = -820 KJ/mol
II.CH4(g) + CO2(g) → 2CO(g) + 2H2(g) …….∆H = +206 KJ/mol
III.CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) ...........∆H = +247 KJ/mol
2CH4(g) + 3O2(g) → 2CO(g) + 4H2O(g) ∆H = ?
Multiplicamos a equação I por 1,5:
Multiplicamos a equação II por 1,5:
Invertemos a equação III :
I. 1,5 CH4(g) + 3 O2(g) → 1,5 CO2(g) + 3 H2O(g) ....∆H = -820 kJ/mol
II. 1,5 CH4(g) + 1,5 CO2(g) → 3 CO(g) + 3 H2(g) ...∆H = +206 kJ/mol
III. CO(g) + 3H2(g) → CH4(g) + H2O(g) ...........∆H = -247 kJ/mol
2 CH4(g) + 3 O2(g) → 2 CO(g) + 4 H2O(g) ....∆H = -1.168 kJ/ 2mol
Q = 584 kJ/ mol de CH4