22_Termoquimica

- 2009 -
PROGRAMA DE REVISÃO INTENSIVA PARALELA
“RUMO AO VESTIBULAR”
Disciplina
Química
Tema
Termoquímica
Professor
Natureza
Regina
Dia / Mês / Ano
Código Sequencial
Rumo ao Vestibular
AULA 21
Termoquímica
Q = 1500 cal ou 1,5 kcal
1 - Sistema e vizinhança
Chamaremos de sistema à reação química em
estudo, e vizinhança, o ambiente ao redor do sistema. A
vizinhança engloba o recipiente onde está ocorrendo a
reação, o ar nas proximidades, a mão do operador, se
este estiver segurando o recipiente e outro meio
material em contato com o recipiente.
2 - Trocas de energia entre o sistema e a vizinhança
Uma reação química pode ocorrer com liberação
de calor. Neste caso, o calor liberado estaria sendo
transferido para a vizinhança, provocando uma elevação
na temperatura do recipiente, do ar e do meio material
em contato com o recipiente.
5 - Entalpia (H)
O conteúdo de calor de um sistema não pode ser
medido, mas a variação de calor sofrida em uma reação
química, pode ser medida pela calorimetria. Quando o
processo se realiza à pressão constante, recebe o
nome de "variação de entalpia". Assim, entalpia é o
conteúdo energético de um sistema quando este sofre
uma transformação à pressão constante.
ΔH = Hf - Hi
Por definição, a entalpia de substância simples, na
forma alotrópica mais comum e a 25 oC e 1 atm, é zero.
Exemplos: H(H2) = 0 cal;
H(O2) = 0 cal;
HC(grafite) = 0 cal
3 - Reação exotérmica e endotérmica
O processo será exotérmico, quando liberar calor
para a vizinhança; e será endotérmico quando absorver
calor da vizinhança. No primeiro caso, a temperatura da
vizinhança irá aumentar e no segundo, diminuir.
Em uma reação exotérmica, o conteúdo de calor
final é menor que o inicial, e portanto o ΔH é negativo; já
na reação endotérmica, o ΔH é positivo.
ΔH< 0: reação exotérmica
ΔH> 0: reação endotérmica
Substância Hm (kcal/mol) Substância Hm (kcal/mol)
CH4(g)
-17,9
C2H5OH(l)
-66,4
C2H2 (g)
+54,2
HBr(g)
-8,7
C 2H 6(g)
-20,2
HCl(g)
-22,1
C3H8(g)
-24,8
H2O(g)
-57,8
C4H10(g)
-29,8
H2O(l)
-68,3
CO(g)
-26,4
H2O2(l)
-44,8ol
CO2(g)
-94,1
NH3(g)
-11,0
6 - Entalpia molar (Hm)
É a razão entre a entalpia de uma substância e a
quantidade de matéria da substância.
Hm = H/n
A seguir, temos os valores de entalpia molar de
algumas substâncias:
4 - Calorimetria
O calor liberado ou absorvido em uma reação
pode ser determinado através da variação de
temperatura ocorrida na vizinhança, usando-se a
equação: Q = m.c.ΔT,
onde: Q é o calor recebido ou cedido,
c é calor especifico da substancia que esta
recebendo ou cedendo calor (cH20 = 1 cal.g-1 oC-1)
ΔT é a variação da temperatura. Se ΔT for maior
que zero, significa que a vizinhança recebeu calor
do sistema, e caso contrario, a vizinhança cedeu
calor ao sistema.
Exemplo: "Qual o calor recebido por 100 g de
água,sabendo-se que a temperatura passou de 25 oC
para 40 oC?
acordo com o balanceamento proposto, tomados como
Resolução: ΔT = Tf – Ti = 40 – 25 = 15 oC
m = 100 g
c = 1 cal,g-1.oC-1
Q = m.c.ΔT
Q = 100.1.15
7 - Calor de reação
É a variação de entalpia de uma dada reação, de
quantidades molares.
Exemplo 1: Qual o calor da reação:
2HI(g) + CI2(g)  2HCI(g) + I2(s)?
Resolução: ΔH = Hf - Hi.
ΔH = [2.( – 22,1) + 0] – [2 . 6,2 + 0]
ΔH = – 44,2 – 12,4
ΔH = – 56,6 kcal
Exemplo 2: Calcular o calor liberado ou absorvido na
decomposição de 20,4 g de água oxigenada, de acordo
com a equação : 2H2O2(l)  2H2O(l) + O2(g)
Resolução: ΔH = Hf -Hi
ΔH = [2.( – 68,3) + 0] – [2.( – 44,8)]
ΔH = – 136,6 + 89,6
ΔH = – 47,0 kcal
Esse calor é liberado quando reagem 2 mol de H2O2,
assim temos:
34 g
-47,0 kcal
20,4 g
x
x = – 28,2 kcal
A decomposição de 20,4 g de H2O2 libera 28,2 kcal.
8 - Calor de formação
É a variação de entalpia da reação de síntese
total de um mol da referida substância.
Exemplo: "Qual é o calor de formação da amônia?"
Resolução: Inicialmente, devemos escrever a equação de síntese
total da amônia:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
A seguir, devemos calcular o calor da reação:
ΔH = H f – H i
ΔH = [2.( –11,0)] – [0 + 3.0]
ΔH = – 22,0 kcal
O calor liberado nessa reação, corresponde à
formação de 2 mol de NH3. O calor de formação deve
ser para 1 mol. Assim temos que o calor de formação da
amônia é – 11,0 kcal por mol de NH3.
9 - Calor de combustão
É a variação de entalpia da reação de combustão
de um mol do referido combustível, onde a água
produzida, deve estar no estado liquido.
Exemplo: Qual o calor de combustão do acetileno?
-71,0 kcal e o calor de formação do SO3 é – 94,4 kcal.
Resolução: Inicialmente, devemos escrever as
equações referentes à formação:
S(s) + O2(g)  SO2(g)
ΔH = – 71 kcal
S(s) + 3/2O2(g)  SO3(g)
ΔH = – 94,4 kcal
A seguir, comparando as equações dadas com a
equação desejada, verificamos que devemos multiplicar
e inverter a primeira e multiplicar por 2 a segunda:
2SO2  2S(s) + 2O2(g)
ΔH = + 142 kcal
2S(s) + 3O2(g)  2SO3(g)
ΔH = – 188,8 kcal
Finalmente, devemos somar as duas equações,
membro a membro:
2SO2(g) + O2(g)  2SO3(g)
ΔH = – 46,8 kcal
12 - Energia de ligação
É a variação de entalpia no processo de ruptura de
um mol de ligações, de um determinado tipo, no estado
gasoso.
Exemplo: H2(g)  2H(g)
ΔH = 104,2 kcal
Cl2(g)  2Cl(g)
ΔH = 57,9 kcal
Exemplo: Calcule o ΔH da reação:
C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g)
Dadas as energias de ligação em kcal:
C = C 146,8 kcal/mol
C ― C 83,2 kcal/mol
C ― H 98,8 kcal/mol
H ― H 104,2 kcal/mol
Resolução: Inicialmente, devemos escrever a equação:
2C2H2(g) + 5 O2(g)  4CO2(g) + 2H2O(l)
A seguir, devemos calcular o calor da reação:
ΔH = Hf - H i
ΔH = [4.( – 94,1) + 2.(-68,3)] – [2 . 54,2 + 5.0]
ΔH = - 5 1 3 – 1 0 8 , 4
ΔH - – 621,4 kcal
Como o calor desta reação corresponde à
combustão de 2 mol de C2H2, temos que o calor de
combustão do acetileno é -310,7 kcal/mol de C2H2.
10 - Calor de dissolução
É a variação de entalpia devida à dissolução de
um mol de soluto, em solvente suficiente para não se
observar efeito térmico, após uma nova adição de
solvente. Tal diluição, é chamada de diluição infinita.
Exemplo: calor de dissolução do NaOH = – 10,2 kcal
H H
ΔH = [4 . 98,8 + 146,8 + 104,2 ] – [ 6.(98,8) + 83,2]
ΔH = – 29,8 kcal
Exercícios conceituais
11 - Lei de Hess
A variação de entalpia de uma reação, depende
apenas dos estados inicial e final.
Na prática, a lei de Hess é útil para encontrar o
calor de uma dada reação, através dos calores de outras
reações. Para isso, é preciso "ajeitar" as reações dadas,
tal que somadas, membro a membro, resulte na reação
desejada.
Exemplo: Calcular o calor da reação: 2SO2(g) + O2(g) 
2SO3(g), sabendo-se que o calor de formação do SO2 é
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
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
3. São processos
respectivamente:
endotérmico
e
exotérmico,
a) fusão e ebulição
b) solidificação e liquefação
c) condensação e sublimação;
d) sublimação e fusão
e) vaporização e solidificação
4. A equação: H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l)
ΔH = – 68 kcal, representa:
I - calor de formação da água liquida
II - calor de combustão do hidrogênio gasoso
III - calor de combustão do oxigênio gasoso
IV - calor de decomposição do hidrogênio gasoso
São corretas as afirmações:
a) I e II
b) I e III
c) II e III
d) II e IV.
e) III e IV
Exercícios avançados
1. Determine o calor de formação do H2SO4, sabendo
que:
S + O2  SO2
H = – 71 kcal
SO2 + ½ O2  SO3
H = – 23 kcal
SO3 + H2O  H2SO4 H = – 31 kcal
H2 + ½ O2  H2O
H = – 68 kcal
2. Um industrial descobriu um processo de obtenção de
uma substância F a partir de uma substância A. Para
verificar se sua produção é rentável, ele deseja saber
quantas kcal/mol de A irá gastar nesse processo. Com
base nas seguintes equações termoquímicas, calcule a
energia gasta no processo:
A + B C + D H = 65 kcal
E+BC
H = 25 kcal
E+DF
H = – 10 kcal
3. Quanto vale o calor da reação:
SO2 + NO2  SO3 + NO?
Sabe-se que:
½ N2 + O2  NO2
H = + 8091 cal
½ N2 + ½ O2  NO
H = + 21600 cal
S + 3/2 O2  SO3
H = – 94450 cal
S + O2  SO2
H = – 70960 cal
4. Calcule o H para a combustão completa de 156 g de
benzeno (C6H6), sabendo que os calores de formação
são:
H da água = – 68320 cal/mol
H do gás carbônico = – 94050 cal/mol
H do benzeno = +11729 cal/mol
5. Dadas as reações:
5. Queimando-se 20,0 g de carvão, obteve-se um
desprendimento de 140 kcal. Qual o teor (porcentagem
de pureza) de carbono nesse carvão, sabendo-se que o
calor de combustão do carbono a -96 kcal?
C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
CH3CHO + 5/2 O2  2 CO2 + 2 H2O
Qual o H da reação:
C2H5OH + ½ O2  CH3CHO + H2O?
a) 90%
b) 95%
c) 87,5%
d) 82,5%
e) 80%
6. Calcular o H da reação de combustão de 46 kg de
C2H5OH sendo que são dadas as entalpias de formação
do:
6. As entalpias molares do gás carbônico, água liquida,
etanol e metanol valem, respectivamente, – 393 kJ/mol,
– 242 kJ/mol, – 259 kJ/mol e – 283 kJ/mol. Qual a razão
entre as entalpias de combustão do etanol e metanol?
a) 1,50
b) 1,87
c) 1,96
d) 2,01
e) 2,12
CO2
C2H5OH
H2O
H=– 327,6 kcal
H = – 279 kcal
H = – 94,1 kcal/mol
H = – 66,2 kcal/mol
H = – 68,3 kcal/mol
7. Calcular o H da reação:
C2H4 + H2O  C2H5OH
sabendo que:
O calor de combustão do C2H5OH é de – 1368 kJ/mol
O calor de combustão do C2H4 é de – 1410 kJ/mol
8. Calcular o H de uma reação de combustão do etano
(C2H6), sabendo que:
3
O calor de formação do etano é H = – 20,2 kcal/mol
O calor de formação do dióxido de carbono é: H=–
94,1 kcal/mol
O calor de formação da água líquida é H = – 68,3
kcal/mol
9. Determine o H de formação do metano (CH4),
sabendo que:
O calor de combustão do carbono grafite é H = –- 94,1
kcal/mol
O calor de formação da água é H = – 68,3 kcal/mol
O calor de combustão do metano é H = – 218,0
kcal/mol
10. Calcule o H da transformação do óxido de ferro II
(FeO) em óxido de ferro III (Fe2O3), segundo a equação:
2 FeO + ½ O2  Fe2O3
Dados o H de formação do:
FeO: H = – 64,04 kcal/mol
Fe2O3: H = – 196,5 kcal/mol
11. Calcule o valor do H para o processo:
3 C2H2  C6H6
sabendo que os calores de combustão do etino (C 2H2) e
do benzeno são:
Combustão do etino: H = – 310,0 kcal/mol
Combustão do benzeno: H = – 799,3 kcal/mol
Formação do C2H2: H = 54,2 kcal
Calcular a quantidade de calor liberada na combustão
completa de 104 g de acetileno (C2H2)
17. O calor de combustão do metano (CH4) é H = –
212,8 kcal. Que massa, em gramas, de metano
devemos queimar para obtermos 18726,4 kcal?
18. Com as seguintes energias de ligação em kcal/mol:
C=C
C≡C
C–H
C–F
H–F
146
200
100
116
135
Qual é a energia total envolvida no processo?
HC ≡ CH + HF  FHC = CH2
19. Conhecendo as seguintes energias de ligação no
estado gasoso (em kcal/mol), qual é o H da reação:
H2 + Cl2  2 HCl
H–H
Cl – Cl
H – Cl
104
58
103
12. Dados os calores de combustão das seguintes
substâncias:
C2H4 : H = – 337,3 kcal/mol
H2 : H = – 68,3 kcal/mol
C2H6 : H = – 372,8 kcal/mol
Calcule a variação de entalpia na hidrogenação do
eteno, segundo a reação:
C2H4 + H2  C2H6
20. Dadas algumas energias de ligação em kcal.mol-1:
C–C
82,6
C=C
145,8
C≡C
199,6
C – Cl
81
C–F
116
F–F
37
Cl – Cl
57,9
H–F
135
H – Cl
103,1
H–C
98,8
13. Calcule o calor de formação do CS2, considerando
as equações de combustão do:
Carbono grafite: H = – 94,1 kcal
S + O2  SO2: H = – 70,2 kcal/mol
CS2 +3 O2  CO2 + 2 SO2 : H = – 265 kcal
Utilizando as energias médias de dissociação, e
considerando que a reação pode tomar dois caminhos
diferentes, calcule a variação de entalpia para as
reações 1 e 2.
14. Dadas as equações:
C + O2 CO2
H = – 94,1 kcal/mol
H2 + ½ O2  H2O
H = – 68,3 kcal/mol
2 C + 3 H2 + ½ O2  C2H5OH H = – 66,2 kcal/mol
Calcule a quantidade de calor desenvolvida na
combustão completa de 46 kg de álcool etílico
(C2H5OH).
(reação 1)
FClC=CH2
(reação 2)
15. O calor de combustão do eteno (C2H4) é H= –337,2
kcal/mol. Que massa, em gramas, de eteno devemos
queimar para obtermos 1753,44 kcal?
H–N
H–H
C–C
H – Cl
N–N
Cl – Cl
N≡N
16. Dados os valores de H de:
combustão do carbono: H = – 94,1 kcal
combustão do hidrogênio: H = – 68,3 kcal
FC ≡ CH + HCl
H = x
ClC ≡ CH + HF
H = y
21. Com base na tabela abaixo (dados em kcal/mol),
determine o H da seguinte equação:
3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2
– 93
– 104
– 83
– 103
– 38
– 58
– 225
4
22. Dadas as seguintes energias de ligação, em kJ/mol
de ligação:
N≡N
H–H
N–H
950
430
390
21. – 111 kcal
22. 50 kJ/mol de NH3
23. H = + 330 kJ/mol
24. 11043 – 8396,6 = – 2646,4 kJ/mol
Calcule o valor da energia térmica (em kJ por mol de
NH3) envolvida no processo:
N2 + 3 H2  2 NH3
23. Dada a reação:
C2H6  1 (C–C) + 6 (C–H)
H = 2826 kJ/mol
Sabendo que a energia de ligação do C – H é + 416,
calcule a energia envolvida na ligação C–C
24. Calcule a energia envolvida na reação:
C4H10 + 13/2 O2  4 CO2 + 5 H2O
Dadas as entalpias em kJ:
C–H
C–C
O=O
C=O
H–O
H = ?
H = 412,5
H = 345,3
H = 497,8
H = 802,5
H = 462,3
Exercícios conceituais
1. A
2. B
3. E
4. A
5. C
6. C
Exercícios avançados
1. H = – 193 kcal/mol
2. +30 kcal/mol de A
3. – 9981 cal
4. H = – 1561978
5. 48,6 kcal
6. H = –326,9 kcal/mol—da reação
H = –326900 kcal/46 kg
7. 42 kJ/mol
8. H = – 372,9 kcal/mol
9. – 12,7 kcal/mol
10. – 68,42 kcal
11. – 130,7 kcal/mol
12. – 32,8 kcal/mol
13. 30,5 kcal/mol
14. 326900 kcal
15. 145,6 g
16. – 310,7 kcal / mol e 1242,8 kcal / 104g de acetileno
17. 1408 g
18. – 27 kcal
19. – 44kcal
20. 1(x) = – 118,6 kcal/mol
2(y) = – 83,6 kcal/mol
5