1 - Introdução

TERMOQUÍMICA
1 - Introdução.
Muitos processos químicos industriais
hoje desenvolvidos, são inicialmente realizados
em laboratório, em pequena escala, onde é feito
um estudo sobre a reação tais como: a quantidade estequiométrica dos reagentes e produtos, o
rendimento da reação (visto em cálculos estequiométricos), a concentração mais adequada das
soluções dos reagentes e a análise química da
matéria prima empregada (visto no estudo das
soluções).
Outro fator importante a considerar nas
reações químicas é o estudo da energia envolvida
nos processos químicos. Existem muitas formas
de energia envolvidas como: elétrica, térmica,
luminosa, etc.)
No nosso estudo daremos importância a
uma forma de energia que está envolvida em todos os processos químicos, que é a energia térmica.
A Termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a energia térmica liberada
ou absorvida nos processos químicos.
Uma constatação desse tipo pode ser observada no processo de obtenção da cal virgem.
A cal virgem é obtida a partir da reação de calcinação do calcário em fornos verticais. Neste processo podemos observar reações que liberam calor e reações que absorvem calor.
Na queima dos combustíveis, como a lenha e óleo, ocorre uma reação química que libera
calor. O calor liberado é absorvido na reação de
decomposição do calcário produzindo a cal virgem. Na termoquímica os processos que ocorrem
com liberação de calor são denominados exotérmicos e os processos que absorvem calor são
denominados endotérmicos.
2 - Calor de Reação - Entalpia.
Uma reação que ocorre com liberação de
calor é denominada de exotérmica e pode ser
representada por:
A + B
C + calor
Exemplo:
C(s) + O2(g)
CO2(g) + 393 kJ
Uma reação que ocorre com absorção de
calor é denominada de endotérmica e pode ser
representada por:
A + B + calor
C
ou
A + B
C - calor
Exemplo:
2 C(s) + H2(g)
C2H2(g) - 227 kJ
O calor liberado ou absorvido numa reação química é denominado calor de reação. O
calor de reação provém da diferença do conteúdo
energético interno dos reagentes (estado inicial) e
produtos (estado final). Este conteúdo energético
provém das energias cinéticas (movimento ou
vibração das moléculas, átomos, elétrons e núcleos) e da energia potencial (associada as forças
e posições das partículas) do sistema.
Na termodinâmica, este conteúdo energético que os reagentes e produtos possuem é denominado de ENTALPIA (H).
A diferença entre os conteúdos energéticos (Hp - Hr) entre os reagentes e produtos é
denominada de variação de entalpia (H), desde que a reação ocorra sobre pressão constante.
H = Hp - Hr
onde:
H = variação de entalpia
Hp = entalpia dos produtos
Hr = entalpia dos reagentes.
3 - Diagramas de Entalpia (H)
Para um processo exotérmico temos:
A + B
Hr
C + calor
Hp
Como a reação liberou calor, o conteúdo
energético dos produtos (Hp) é menor que o conteúdo energético dos reagentes (Hr), ou seja:
Hp < Hr como:
H = Hp - Hr, temos:
EXERCÍCIOS
1) Verificar se as reações, a seguir, são exotérmicas ou endotérmicas.
a) 4 Al(s) + 3 O2(g)
2 Al2O3(s) + 3344 kJ
____________________________
b) C6H12O6(s) + 6O2(g)
6CO2(g) + 6H2O(g)
H= -2820 kJ ________________________
H < 0
C(graf) + 2H2(g) H= + 1656 kJ
____________________________
c) CH4(g)
ou graficamente:
Energia
Hr
d) NH4Cl(aq) + aq
H = -15 kJ
A + B
H < 0
______________________________
2) Representar graficamente equações químicas:
a) NH Cl
+ aq
NH +
+ Cl 4
C
Hp
+
NH4(aq)
+ Cl(aq)
(aq)
4(aq)
(aq)
H = -15 kJ
Caminho da reação
Para um processo endotérmico temos:
A + B
C - calor
Hp
Hr
b) 2C(graf) + H2(g)
C2H2(g)
H = + 947 kJ
CO2(g)
H = - 394 kJ
Como a reação absorveu calor, o conteúdo energético dos produtos (Hp) é maior que o
conteúdo energético dos reagentes (Hr), ou seja:
Hp > Hr como:
H = Hp - Hr, temos:
c) C(s) + O2(g)
H > 0
ou graficamente:
Energia
Hp
C
d) H2O(l)
H > 0
Hr
A + B
Caminho da reação
H2(g) + ½ O2(g) H = + 284 kJ
4 - Equação Termoquímica.
No estudo das reações químicas vimos
que uma reação química é representada graficamente através de uma equação química. Neste
assunto nos interessavam apenas os reagentes e
os produtos da reação. Já nos cálculos estequiométricos nos interessavam, além dos reagentes e
produtos, as proporções em quantidade de matéria dos reagentes e produtos.
Como no termoquímica o interesse é a
quantidade de calor liberado ou absorvido na reação química, devamos considerar outros fatores
que influenciam diretamente no valor da variação da entalpia (H) da reação.
Os principais fatores que afetam o valor
do H são:
4.1- Estado Físico.
De acordo com o estado físico dos reagentes e produtos o valor H pode variar. Como
por exemplo a obtenção da água (H2O) sólida,
líquida ou gasosa a partir de gás hidrogênio (H2)
e oxigênio (O2) podemos ter três valores de H
diferentes.
vapor
H2O(g) H = - 243 kJ
líquida
H2(g) + O2(g)
H2O(l) H = - 286 kJ
sólida
H2O(s) H = - 293 kJ
4.2 - Formas Alotrópicas.
Alotropia é propriedade que certos elementos químicos possuem de formar mais de
uma substância simples diferente. Dependendo
do número de átomos que constituem a substância ou o arranjo estrutural desses átomos, temos
as chamadas formas alotrópicas do elemento
químico.
Os principais elementos e suas formas
alotrópicas são:
grafite
carbono
oxigênio
diamante
gás oxigênio (O2)
ozônio (O3)
rômbico (S8)
enxofre
monoclínico (S8)
branco (P4)
fósforo
vermelho (P)
Dependendo da forma alotrópica da substância o valor de H pode variar. Como por exemplo, a combustão das formas alotrópicas do
carbono e do fósforo.
C(grafite) + O2(g)
H = - 394,0 kJ
CO2
C (diamante) + O2(g)
CO2
H = -395,0 kJ
P4(branco) + 5O2(g)
P4O10
H =-3060,6 kJ
P4O10 H = 2988,7 kJ
4P(vermelho) + 5O2(g)
4.3 - Quantidades dos Participantes.
A quantidade dos reagentes e produtos
afeta o valor do H, como por exemplo, a formação da amônia gasosa à partir de gás hidrogênio e gás nitrogênio.
1NH3(g) H = - 45,9 kJ
3/2H2(g) + 1/2N2(g)
3H2(g) + 1N2(g)
2NH3(g)
H = - 91,8 kJ
Outros fatores que influem no valor do
H são: o fato dos reagentes estarem ou não
em solução; a pressão e a temperatura em que
a reação ocorre. Na termoquímica, o calor de
reação é determinado na temperatura de 25oC e
pressão de 1 atm. (condições ambientes).
Como na termoquímica estudamos a variação do
calor da reação e, muitos fatores afetam a variação de entalpia (H) de uma reação, então a equação da reação na termoquímica deve constar
esses fatores. Uma equação assim representada é
denominada de equação termoquímica.
Exemplo:
C2H5OH(l) + 3 O2(g)
2 CO2(g) + 3 H2O(l)
H = - 1366 kJ (25oC, 1 atm.)
5 - Entalpia Padrão.
Uma das formas de determinar a variação
de entalpia (H) é através da diferença entre as
entalpias dos produtos e dos reagentes. Como é
impossível determinar a entalpia absoluta (conteúdo de calor absoluto) das substâncias, foi necessário atribuir valores arbitrários de entalpia.
Por convenção, uma substância simples
no seu estado físico mais comum (a 25oC e 1
atm.) e na forma alotrópica mais estável; apresenta entalpia padrão (ou estado padrão) igual
a zero.
É a quantidade de calor liberada na combustão total de 1 mol da substância no estado
padrão.
Obs.: é usual representar por (Ho), as variações
de entalpias que ocorrem no estado padrão.
H2(g) + 1/2 O2(g)
Exemplos:
C(graf.) + O2(g)
C2H5OH(l) + 3O2(g)
Exemplos de entalpias padrão (Ho):
CH4(g) + 2O2(g)
H2(g)  Ho = 0
H2(l)  Ho  0
H2(s)  Ho  0
H2O(l)  = - 284 kJ/mol
o
CO2(g)
 = - 393 kJ/mol
o
2CO2(g) + 3H2O(l)o = - 1366 kJ/mol
CO2(g) + 2H2O(l)
 o = - 889 kJ/mol
6.3 - Entalpia de neutralização.
Fe(s)  Ho = 0
Fe(l)  Ho  0
Fe(g)  Ho  0
É a quantidade de calor liberada na reação de neutralização originando um mol de água,
considerando as substâncias envolvidas em solução diluída, nas condições padrão (25oC e 1
atm.).
O2(g)  Ho = 0
O3(g)  Ho  0
Exemplos:
C(grafite)  H = 0
C(diamante)  Ho  0
o
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + 1H2O(l)
H = -57,7 kJ/mol de H2O
P(vermelho)  Ho = 0
P(branco)  Ho  0
6 - Tipos de H - Calores de Reação
O estudo do calor de reação é facilitado
se classificarmos os calores envolvidos nas reações químicas em determinados grupos, tais como: entalpia de formação, entalpia de combustão, entalpia de neutralização e entalpia de dissolução.
½H2SO4(aq) + KOH(aq)  ½K2SO4(aq) +
1H2O(l)
H = -57,7 kJ/mol de H2O
Obs.: O calor de neutralização de um ácido forte
por uma base forte é constante e igual a 57,7 kJ
e se pelo menos um deles for fraco o valor será
diferente.
6.1 - Entalpia (ou calor ) padrão de formação
de uma substância (fo ).
6.4 - Entalpia de dissolução.
É quantidade de calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância, a
partir de seus elementos no estado padrão.
É a quantidade de calor liberada ou absorvida na dissolução de 1 mol de substância em
determinada quantidade de solvente de modo a
formar uma solução diluída.
Exemplos:
Exemplos:
H2(g) + 1/2 O2(g)
C(graf.) + O2(g)
1/2N2(g) + O2(g)
2C(graf.) + H2(g)
o
H2O(l) f =
CO2(g)
o
f
- 286 kJ/mol
= - 393 kJ/mol
H = -84 kJ/mol
KNO3(s) + aq  KNO3(aq)
H = +35 kJ/mol
o
NH4NO3(s) + aq  NH4NO3(aq) H = +26 kJ/mol
o
NaOH(s) + aq  NaOH(aq)
H = -43 kJ/mol
CuCl2(s) + aq  CuCl2(aq)
H = - 56 kJ/mol
NO2(g) f = + 39 kJ/mol
C2H2(g)
H2SO4(l) + aq  H2SO4(aq)
f = + 227 kJ/mol
6.2 - Entalpia (calor ou H) de combustão.
Exercícios
1) Identificar o tipo de H (ou calor) de reação
das seguintes equações termoquímicas:
a) NaCl(s) + aq
H = + 14 kJ/mol
NaCl(aq)
___________________
b) NaOH(s) + aq
H = - 43 kJ/mol
NaOH(aq)
___________________
c) H+(aq) + OH-(aq)
H = -58 kJ/mol
H2O(l)
___________________
NaCl(aq) + H2O(l) H=-58 kJ/mol
d) HCl(aq) + NaOH(aq)
___________________
e) H2SO4(aq)+ 2KOH(aq)
K2SO4(aq)+ 2H2O(l)H=-116kJ/mol
___________________
f) 6C(graf) + 3H2(g)
H = + 83 kJ/mol
C6H6(g)
___________________
g) 1/2N2(g) + 3/2H2(g)
H = - 46,1 kJ/mol
NH3(g)
___________________
a) Através das entalpias de formação.
Quando são conhecidas as entalpias de
formação dos reagentes e produtos de uma reação química, pode-se calcular o H através da
seguinte relação:
o
 = f (produto)
o
- 
 f (reagente)
2CO2(g) + 3H2O(l) H= - 1366
h) C2H5OH(l) + 3O2(g)
kJ/mol
o
___________________
i) CH4(g) + 2O2(g)
7 - Cálculo do H de uma reação.
O H de uma reação química pode ser
medido com precisão em um calorímetro. Para
que a medida do H seja precisa, é necessário
que a reação seja rápida, completa e que não apresente reações secundárias. Como a maioria
das reações não satisfaz essas condições, é necessário utilizar outros mecanismos para se determinar com precisão o H de uma reação.
No nosso estudo vamos utilizar três métodos teóricos para determinar o valor do H de
uma reação:
H = - 888 kJ/mol
CO2(g) + 2H2O(g)
___________________
2) Transformar os seguintes dados em equações
termoquímicas:
a) entalpia de formação do CS2(l) Ho = + 79,6 kJ/mol
b) entalpia de formação do H2SO4(l) Ho = - 1209 kJ/mol
c) reação do HNO3(aq) e NaOH(aq) Ho = - 57,7 kJ/mol de
água formada.
Problemas
Dado as entalpias padrão de formação,
em kJ/mol, determinar o H das reações:
NO(g) = +90,3
NO2(g) = +36,6
CH4(g) = -74,8
CO2(g) = -393
H2O(g) = -241,6
H2O(l) = -285,5
NH3(g) = -46,0
SO3(g) = -395,0
H2SO4(l)= -810,5
C2H6(g) = -84,4
C2H4(g) = +52,3
a) C2H6(g) + 7/2O2(g)
2CO2(g) + 3H2O(l)
o
d) combustão do C2H5OH(l)
o
 fr
 = f p - 
H = - 1379 kJ/mol
o
 = f (produto)
o
H = ?
o
- 
 f (reagente)
o
o
o
 = (2.
 f CO2+ 3.f H O ) - (1.f C H + 7/2.f O )
2
2 6
2
e) entalpia de formação do NaClO3(s) Ho = - 359 kJ/mol
 = 2.(-393) + 3.(285,5)] - [1.(-84,4) + 7/2.(0)]
H = _ 1558,1 kJ/mol
f) entalpia de formação do C2H2(g) Ho = + 227 kJ/mol
b) NO(g) + 1/2O2(g)
NO2(g)
H = ?
c) CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
H = ?
Problemas
Dado as energias de ligação, em kJ/mol,
determinar o H das reações:
d) SO3(g) + H2O(l)
e) 2 NH3(g) + 7/2O2(g)
H2SO4(l)
H = ?
2 NO2(g) + 3H2O(g) H = ?
(C  H) = 414
(Cl  Cl) = 242
(C  Cl) = 329
(H  H) = 437
(F  F) = 153
(H  F) = 566
(H  Cl) = 432
a) CH4(g) + Cl2(g)
lig. rompidas H>0
(C- H) = 4.414 = 1656
(Cl- Cl) = 1.242 =242+
1898

f) C2H4(g) + 3O2(g)
2CO2(g) + 2H2O(g) H = ?
(O = O) = 750
(H  O) = 461
(C  C) = 335
(C  H) = 414
(C = O) = 750
(C  O) = 336
H = + 1898 kJ
CH3Cl(g) + HCl(g)
lig. formadas H<0
(C - H) = 3.414 = 1242
(C - Cl) = 1.329 = 329+
(H - Cl) = 1.432 = 432
2003
H = - 2003 kJ
somando algebricamente, temos:

H = - 105 kJ
b) Através das Energias de Ligação.
Uma reação química ocorre quando há
um rearranjo dos átomos que constituem o sistema reagente. Este rearranjo dos átomos são
causados pela quebra das ligações entre os átomos das substâncias reagentes e pela formação
de novas ligações que irão formar os produtos da
reação.
Na quebra de ligações os reagentes absorvem energia (processo endotérmico) e na
formação de novas ligações, o sistema libera energia (processo exotérmico). A energia que esta
associada às ligações químicas, é denominada de
energia de ligação.
Energia de Ligação é a energia necessária para romper 1 mol de ligações entre átomos, partindo-se de substância no estado gasoso
e obtendo-se os átomos também no estado gasoso, mantendo-se a pressão e a temperatura constante.
Como numa reação química ocorre quebra de ligações nos reagentes (H0) e formação
de novas ligações nos produtos (H0), o saldo
energético correspondente será o H da reação.
b) H2(g) + F2(g)
c) 4HCl(g) + O2(g)
2HF
2H2O + 2Cl2
H = ?
H = ?
d) C2H5OH(l) + 3O2(g)
2CO2(g) + 3H2O(l) H=?
e) H2(g) + Cl2(g)
2HCl(g)
H = ?
7.3 - Através da Lei de Hess
Através do estudo dos calores das reações
químicas, G. H. Hess, concluiu que a quantidade
de calor liberada ou absorvida numa reação química, depende apenas do estado inicial e final da
reação e não depende das etapas intermediárias
pelas quais a reação se processa. Este enunciado
é conhecido como Lei da Aditividade dos Calores ou Lei de Hess.
Uma das aplicações desta lei é a obtenção
do valor do H de reações que por via experimental não é possível determiná-lo. Pode-se conhecer o valor do H dessas reações, através de
outras reações onde o calor de reação é obtido
experimentalmente.
Como conseqüência da lei de Hess, as
equações termoquímicas podem ser invertidas,
somadas, multiplicadas ou divididas, algebricamente, como se fossem equações matemáticas.
Obs.: Se desenvolvermos qualquer operação na
equação química, o mesmo deverá ser feito com
o valor do H desta reação. Assim: se multiplicarmos (ou dividirmos) a equação por um número, devemos multiplicar (ou dividir) o H pelo
mesmo número; se invertermos a equação, devemos inverter o sinal do H da reação, lembrando que:
Reagentes
exotérmica
endotérmica
mesmo será feito com o valor do H das equações. Com esta operação, matemática, podemos
obter o valor do H da equação problema.
SO2(g) H = - 296,8 kJ/mol
S(s) + O2(g)
SO2(g) + 1/2O2(g)
S(s) + 3/2 O2(g)
SO3(g) H = - 96,1 kJ/mol
SO3(g) H = - 392,9 kJ/mol
2) Calcular a variação de entalpia da transformação da grafite em diamante, sabendo que a grafite é a variedade alotrópica mais estável do carbono e recebe entalpia zero.
C(diamante) + O2(g)
C(grafite) + O2(g)
CO2(g)
CO2(g)
H = - 395,0 kJ/mol
H = - 392,9 kJ/mol
3) Calcular a variação de entalpia de formação
do álcool etílico (C2H5OH(g)), conhecendo-se:
C(s) + O2(g)
H2(g) + ½ O2(g)
C2H5OH(l) + 3O2(g)
CO2(g)
H = - 392,9 kJ/mol
H2O(l)
H = - 285,5 kJ/mol
2CO2(g) + 3H2O(l)
H = - 1379,4 kJ/mol
Produtos
ou
Reagentes
endotérmica
exotérmica
Produtos
4) Determine o calor de formação do ácido sulfúrico (H2SO4), sabendo que:
Problemas
1) Determinar o calor de formação do SO3(g) com
base nas equações termoquímicas:
a) S(s) + O2(g)
b) SO3(g)
SO2(g)
H = - 296,8 kJ/mol
SO2(s) + ½ O2(g) H = + 96,1 kJ/mol
Resolução:
A equação problema é:
S(s) + 3/2 O2(g)
SO3(g)
H = ?
A partir das equações dadas devemos obter a equação problema, para isso vamos manter a equação (a) , inverter a equação (b) e somá-las. O
S(s) + O2(g)
SO2(g) + ½ O2(g)
SO3(g) + H2O(l)
H2(g) + ½ O2(g)
SO2(g)
SO3(g)
H2SO4(l)
H2O(l)
H = - 296,8 kJ/mol
H = - 96,1 kJ/mol
H = - 129,6 kJ/mol
H = - 285,5 kJ/mol
EXERCÍCIOS
01) Classifique as reações abaixo em endotérmicas e exotérmicas e construa o seu diagrama energético.
a) H2O(l)  H2(g) + ½ O2(g)
H = + 284 kJ/mol
03) Em três reações sucessivas, partindo sempre
de carbono na forma de grafite e oxigênio gasoso, nas condições ambientes, obtivemos gás carbônico sólido, líquido e gasoso. Faça um gráfico
de entalpia referente a essas três reações e identifique a relação de ordem entre os H.
b) CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) H=-881 kJ/mol
2) Faça os gráficos de entalpia para as reações
indicadas pelas equações termoquímicas e
classifique-as quanto ao tipo calor envolvido:
a) Ca(s) + C(grafite) + 3/2 O2(g)  CaCO3(s) H = - 1204 kJ
b) H2O2  H2(g) + O2(g)
c) ½ N2(s) + 3/2 H2(g)  NH3(g)
d) CaO(s)  Ca(s) + ½ O2(g)
H = + 187 kJ
H = - 92 kJ/mol
04) Dadas as seguintes reações:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(s)
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g)
Podemos afirmar que:
a) H1 > H2 > H3
b) H1 < H2 < H3
c) H1 + H2 = H3
d) H1 = H2 = H3
e) H2 + H3 = H1
H1
H2
H3
05) Transforme os seguintes dados (Ho = entalpia
padrão de formação) em equações termoquímicas:
a) H2SO4(l)
Ho = - 1209 kJ/mol
b) HNO3(l)
Ho = - 173 kJ/mol
c) NaClO3(s)
Ho = - 359 kJ/mol
d) C2H2(g)
Ho = + 227 kJ/mol
H = + 635 kJ/mol
06) Escreva a equação termoquímica em termos
de combustão das seguintes substâncias:
a) combustão do propano (C3H8)
H = - 2186 kJ/mol
10) Determine a variação de entalpia da reação
entre cloreto de prata e gás iodídrico:
AgCl(s) + HI(g)  AgI(s) + HCl(s)
H = ?
Sabendo que as variações de entalpia de formação dos reagentes e produtos são:
b) combustão do SO2, sabendo que:
H = - 192 kJ/mol
Ag(s) + ½ Cl2(g)  AgCl(g)
Ag(s) + ½ I2(g)  AgI(g)
½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl(g)
½ H2(g) + ½ I2(s)  HI(g)
H = - 125 kJ/mol
H = - 63 kJ/mol
H = - 92 kJ/mol
H = + 25 kJ/mol
07) Considere a equação termoquímica abaixo:
½ N2(g) + O2(g)  NO2(g)
H = + 33 kJ
Responda o que se pede:
a) A reação libera ou absorve calor
?__________
b) Trata-se de uma reação endotérmica ou exotérmica? ________________________________
08) Considere as seguintes variações de entalpia
de formação:
C(s) + O2(g)  CO2(g) H = - 393 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H = - 284 kJ/mol
2 C(s) + H2(g)  C2H2(g) H = + 226 kJ/mol
Substância
Determine a variação de entalpia da combustão
do acetileno:
C2H2(g) + 5/2 O2(g)  2CO2(g) + H2O(l)
11) Considere os seguintes dados, a 25oC e
1atm.:
H = ?
Entalpia de formação (kJ/mol)
NH3
-46
HCl
-92
NH4Cl
-314
a) Calcule a variação de entalpia da reação:
HCl + NH3  NH4Cl H = ?
b) Essa reação é exotérmica ou endotérmica? Por
quê?
09) Calcule a variação de entalpia de combustão
do metanol (CH4O):
CH4O(l) + 3/2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
H = ?
sabendo que as variações de entalpia de formação do gás carbônico, da água e do metanol são:
C(s) + O2(g)  CO2(g)
H = - 393 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H = - 284 kJ/mol
C(s) + 2 H2(g) + ½ O2(g)  CH4O(l) H = - 238 kJ/mol
12) Determine o calor de formação do gás clorídrico, conhecendo as seguintes energias de ligação (em valor absoluto):
(H - H) = 425 kJ/mol de ligação
(Cl - Cl) = 242 kJ/mol de ligação
(H - Cl) = 430 kJ/mol de ligação
13) São dadas as seguintes energias de ligação,
em kJ/mol de ligação (valores absolutos):
(NN) = 950
(N-H) = 390
(H-H) = 430
Calcule o calor (kJ/mol de NH3) envolvido na
reação representada por:
N2 + 3 H2  2 NH3 H = ?
14) Utilizando os dados da tabela a seguir:
a) calcule o calor envolvido na reação:
2 HI + Cl2  I2 + 2 HCl
b) expresse o resultado em kJ/mol de HI;
c) indique se a reação é exotérmica ou endotérmica;
d) construa o diagrama de energia (kJ/mol) em
função do caminho da reação.
Tipo de ligação
H - Cl
H-I
Cl - Cl
I-I
Energia de ligação
(kJ/mol)
430
297
242
150
16) A quantidade de calor liberada ou absorvida
em uma reação química depende:
a) somente do estado inicial do sistema.
b) somente do estado final do sistema.
c) dos estados intermediários do sistema.
d) dos estados inicial e final do sistema.
e) da energia de ativação do sistema.
17) Considere as afirmações a seguir, segundo a
Lei de Hess:
I- O calor de reação (H) depende apenas
dos estados inicial e final do processo.
II - As equações termoquímicas podem
ser somadas como se fossem equações matemáticas.
III - Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o sinal de H.
IV - Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o valor de H dependerá dos estados intermediários através dos
quais o sistema pode passar.
Conclui-se que:
a) as afirmações I e II são verdadeiras.
b) as afirmações II e III são verdadeiras.
c) as afirmações I, II e III são verdadeiras.
d) as afirmações II, III e IV são verdadeiras.
e) todas são verdadeiras.
18) Calcular a variação de entalpia de formação
do álcool etílico (C2H5OH), conhecendo-se:
C(s) + O2(g)  CO2(g)
H = - 393 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H = - 284 kJ/mol
C2H5OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) H =-1379 kJ/mol
15) Dadas as equações termoquímicas:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H = - 284 kJ/mol
2C(grafite) + H2(g)  C2H2(g) H = + 226 kJ/mol
C((grafite) + O2(g)  CO2(g) H = - 393 kJ/mol
determine a quantidade de calor liberada na
combustão completa de 104g de acetileno
(C2H2).
19) Determine o calor de formação do ácido sulfúrico, sabendo que:
S(s) + O2(g)
SO2(g) + ½ O2(g)
SO3(g) + H2O(l)
H2(g) + ½ O2(g)
SO2(g)
SO3(g)
H2SO4(l)
H2O(l)
H = - 296,8 kJ/mol
H = - 96,1 kJ/mol
H = - 129,6 kJ/mol
H = - 285,5 kJ/mol
20) Determine a variação de entalpia (em valor
absoluto) da combustão de um mol de etileno
(C2H4), dadas as seguintes variações de entalpia,
a 25oC e 1 atm.:
combustão da grafite = - 393 kJ/mol
formação do etileno = + 226 kJ/mol
formação da água = - 284 kJ/mol.
21) A partir de reações cujo H conhecemos,
determine a entalpia de formação da sacarose
(C12H22O11), aplicando a lei de Hess. As reações
conhecidas são:
a) formação do CO2(g):
H = - 393 kJ/mol
b) formação do H2O(l):
H = - 284 kJ/mol
c) fotossíntese 12 CO2(g) + 11 H2O(l) 
C12H22O11(s) + 12 O2
H = + 5641 kJ/mol
22) Considere as equações termoquímicas:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H = - 284 kJ/mol
C(s) + O2(g)  CO2(g)
H = - 393 kJ/mol
CH4(g) + 2 O2  CO2(g) + 2 H2O H = - 911 kJ/mol
Determine a entalpia de formação do CH4(g).
23) Calcule o valor de H para o processo:
3 C2H2(g)  C6H6(g), sabendo que os calores de
combustão do etino(C2H2(g)) e do benzeno
C6H6(g), são:
a) combustão do C2H2: H = - 1296 kJ/mol
b) combustão do C6H6: H = - 3341 kJ/mol
24) Considere as equações:
CS2(l) + 3 O2(g)  CO2(g) + 2 SO2(g) H = - 1108 kJ/mol
C(grafite) + O2(g)  CO2(g)
H = - 393 kJ/mol
S(rômbico) + O2(g)  SO2(g)
H = - 293 kJ/mol
calcule o calor de formação do CS2(l).
25) Dadas as equações:
28) Considere as equações:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H = - 284 kJ/mol
C(grafite) + O2(g)  CO2(g)
H = - 393 kJ/mol
2C(s) + 3H2(g) + ½ O2(g)  C2H5OH(l) H = - 276 kJ/mol
H2(g)+ ½ O2(g)
C(s) + O2(g)
CH4(g) + 2O2(g)
Calcule a quantidade de calor desenvolvida na
combustão completa de 11,5 kg de etanol
(C2H5OH).
Determine a entalpia de formação do metano (CH4(g)).
H2O(l)
H = - 285,5 kJ/mol
CO2(g)
H = - 392,9 kJ/mol
CO2(g) + 2H2O(g) H=-911,2 kJ/mol
29) Dadas as reações:
a) C2H5OH(l) + 3O2(g)
b) CH3COH(l) + 5/2O2(g)
26) Calcule o H da reação:
SO2(g) + NO2(g)  SO3(g) + NO(g)
Dadas as seguintes reações a 25oC e atm.:
N2(g) + 2 O2(g)  2 NO2(g)
N2(g) + O2(g)  2 NO(g)
S8(s) + 12 O2(g)  8 SO3(g)
S8(s) + 8 O2(g)  8 SO2(g)
2CO2(g) + 3H2O(l) H = -1369 kJ
2CO2(g) + 2H2O(l) H =-1166kJ
calcule o H da reação:
C2H5OH(l) + ½ O2(g)
CH3COH(l) + H2O(l)
H = ?
H = + 68 kJ
H = + 180 kJ
H = - 3158 kJ
H = - 2373 kJ
30) Considere as equações:
CS2(l)+ 3O2(g)
C(grafite) + O2(g)
S(rômbico) + O2(g)
27) Dadas as seguintes equações termoquímicas:
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g)
3 Fe2O3(s) + CO(g)  2 Fe3O4(s) + CO2(g)
Fe3O4(s) + CO(g)  3 FeO(s) + CO2(g)
H = - 117 kJ
H = - 246 kJ
H = +159 kJ
calcule o H da reação:
FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g)
H = ?
CO2(g) + 2SO2(g) H = -1107kJ/mol
CO2(g)
H = - 392kJ/mol
SO2(g)
H = - 293kJ/mol
calcule o calor de formação do CS2(l).