O gelo para fundir ABSORVE energia na forma de CALOR O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA

Observe os fenômenos abaixo:

A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de

CALOR

O gelo para fundir ABSORVE energia na forma de

CALOR

O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA

Absorvem calor do

meio ambiente

Liberam calor para o

meio ambiente

01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela acesa:

I. Solidificação da parafina que escorre da vela. II. Queima da parafina.

III. Vaporização da parafina. Dessas transformações, APENAS: a) I é endotérmica.

b) II é endotérmica. c) III é endotérmica. d) I e II são endotérmicas. e) II e III são endotérmicas.

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.

Toda espécie química possui uma energia,

que quando medida à

pressão constante, é chamada de

ENTALPIA (H)

Não é possível calcular a entalpia

de um sistema,

e sim a sua variação (

Δ

H = H

–

H

ENTALPIA (H)

Caminho da reação

PRODUTOS

Δ

H

<

0

Δ

H = H

–

H

H

H

ENTALPIA (H)

Caminho da reação

PRODUTOS

Δ

H

>

0

Δ

H = H

–

H

H

H

01) Considere o gráfico a seguir:

Kcal

Caminho da reação A + B

C + D

25 40

É correto afirmar que: 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

c) Apenas I, II e IV são verdadeiras. d) Apenas I, II e III são verdadeiras. e) Apenas III é verdadeira. a) Apenas I é verdadeira. b) Apenas I e II são verdadeiras.

O calor pode ser representado

como parte integrante da reação

ou

na forma de variação de entalpia

2 NH

+ 92,2 KJ N

+ 3 H

N

+ 3 H

2 NH

+ 92,2 KJ

N

+ 3 H

2 NH

Δ

H =

–

92,2 KJ

01) Reação exotérmica é aquela na qual:

1 - há liberação de calor.

2 - há diminuição de energia.

3

–

a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos.

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:

De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo. "A variação da entalpia é ...; a reação é ... porque se processa ... calor”

a) positiva, exotérmica, liberando. b) positiva, endotérmica, absorvendo. c) negativa, endotérmica, absorvendo. d) negativa, exotérmica, liberando. e) negativa, exotérmica, absorvendo.

A (g) + B (g)

2 AB (g) Entalpia (H)

caminho da reação

Δ

H

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.

QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS

H

+ 1/2 O

H

O

l

_Δ

H =

_–

286 KJ

2 H

+ O

2 H

O

l )

Δ

H =

–

572 KJ

ESTADO FÍSICO DOS

REAGENTES E DOS PRODUTOS

H

+ 1/2 O

H

O

s

H =

–

293 KJ

H

+ 1/2 O

H

O

l

H =

–

286 KJ

H2O (

s

H

+ 1/2 O

H

O

_l

H

O

v

Δ

H3 =

–

293 KJ

Δ

H

=

–

286 KJ

Δ

H1 =

–

243 KJ

1

2

3 ENTALPIA

caminho da reação

ESTADO ALOTRÓPICO

C

+ O

CO

Δ

H =

–

393,1 KJ

C

+ O

CO

Δ

H =

–

395,0 KJ

caminho da reação

C

+ O

C

+ O

CO

Δ

H =

–

393,1 KJ

Δ

H =

–

395,0 KJ

É a equação química que indica a variação de entalpia da reação, os estados físicos das substâncias

e as condições de temperatura e pressão em que a mesma se processa

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l )

Δ

H =

–

572 KJ

(25

°

C , 1 atm)

Observações:

Se a equação termoquímica

em um sentido for endotérmica, no sentido contrário

será exotérmica

Quando não citamos os valores

da pressão e da temperatura é porque correspondem

as condições ambientes

01) Considere a reação representada pela equação termoquímica:

N

+ 3 H

2 NH

Δ

H =

–

22 kcal

São feitas as seguintes afirmações:

I. A quantidade de energia liberada será maior se o produto obtido for dois mols de NH3 no estado líquido. II. A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal. III. A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol.

Quais são corretas? a) apenas I. b) apenas I e II. c) apenas I e III. d) apenas II e III. e) I, II e III.

ESTADO PADRÃO DOS ELEMENTOS

E DOS COMPOSTOS QUÍMICOS

Um elemento químico ou composto se encontra no

ESTADO PADRÃO

quando se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão

Quando a substância é SIMPLES e se encontra no estado padrão sua entalpia será igual a

ZERO

Assim, no estado padrão, terão entalpias iguais a ZERO

Carbono grafite

Oxigênio

Fósforo vermelho

Enxofre rômbico

Nitrogênio (N

)

Prata (Ag)

É a variação de entalpia envolvida na formação de 1 mol da substância, a partir

das substâncias simples correspondentes, com todas as espécies no estado padrão

H

+ 1/2 O

H

O

l

ΔH =

–

286 KJ

N

+ 3 H

NH

ΔH =

–

11 kcal

2

2

1

Podemos calcular a

variação de entalpia de uma reação

a partir das entalpias de formação das

substâncias que

participam da reação pela fórmula:

Δ

H = H

final

–

H

inicial

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) + Al

O

(s)

Seu valor é igual a:

a)– 1066 kj. b)– 142 kj. c) + 142 kj. d) + 1066 kj. e) + 2274 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:

2 FeO + 1/2 O2  Fe2O3

a) – 68,4 kcal/mol. b) + 68,4 kcal/mol. c) – 132,5 kcal/mol. d) + 132,5 kcal/mol. e) – 260,5 kcal/mol

03) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada:

A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a: Entalpias de formação em kj/mol,

CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = – 108. CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2(g)

04)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos,

C₂H_2(g) + 5/2 O_2(g)  2 CO_2(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. b) – 1298,6. c) – 905,3. d) + 905,3. e) – 625,8.

É a energia liberada na combustão completa

de 1 mol de uma determinada substância,

com todas as substâncias envolvidas

na combustão, no estado padrão

H

+ 1/2 O

H

O

l

Δ

H =

–

68 KJ

C

+ O

CO2(g)

Δ

H =

–

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 = 1 u

CH

+ 2 O



CO

+ 2 H

O

b) 530 Kcal. c) 265 Kcal. d) 140 Kcal. e) 106 Kcal.

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?

b) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão da sacarose sólida.

c) Calcule a entalpia de formação da sacarose sólida, a 25ºC e 1 atm.

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

2 H

Δ

H = + 435,5 KJ/mol

01) São dadas as seguintes energias de ligação: Ligação Energia (kj/mol)

H – Cl H – F

Cl – Cl F – F 431,8

563,2

242,6 153,1 Com os dados fornecidos é possível prever que a reação

Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de entalpia, em kj, da ordem de:

2 HCl (g) + F

(g)  2 HF (g) + Cl

(g)

02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da reação seguinte:

3 Cl

+ 2 NH



6 HCl + N

N – H 93 kcal/mol

H – Cl 103 kcal/mol

N N 225 kcal/mol

Cl – Cl 58 kcal/mol



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:



2 C

+ 4 H

Δ

H = + 542 kcal/mol

a) 443,2 kcal/mol. b) 146,8 kcal/mol. c) 344,4 kcal/mol. d) 73,4 kcal/mol. e) 293,6 kcal/mol.

C

H

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: _Cl _{– C}l + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl

ou

Cl2(g) + H2O(g) HCl(g) + HClO(g) Ligação Energia de ligação (kj/mol)

Cl – Cl 243

H – O 464

Ligação Energia de ligação (kj/mol) H – Cl 431 C l– 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.

C

+ O

CO2(g)

Δ

H =

–

393,3 KJ

C

+ O

Δ

H

=

–

283,0 KJ

CO2(g)

Δ

H

=

–

110,3 KJ

estado inicial estado final

CO

+

1/2

O

Observe que:

Δ

H

+

Δ

H

=

Δ

H

(

–

110,3) + (

–

283,0) =

–

393,3 KJ

Estas observações foram feitas por

Germain Henry Hess

e, ficou conhecida como

LEI DE HESS

As reações químicas

podem ocorrer em várias etapas,

porém, verifica-se que sua variação de entalpia depende

apenas dos

estados inicial e final da mesma

01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess.

I. O calor de reação 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 valor da variação de entalpia.

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:

02) (EEM – SP) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H2SO4), obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H2S2O7), que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO3). A equação global pode ser representada por:

S8 (s) + 12 O2(g) + 8 H2SO4(l)  8 H2S2O7(l)

As etapas envolvidas no processo são:

Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum.

I. S8(s) + 8 O2(g)  8 SO2(g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO2(g) + 1 /2 O2(g)  SO3(g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO3(g) + H2SO4(l) H2S2O7(l) ΔH = – 130 kj/mol

S8 (s) + 12 O2(g) + 8 H2SO4(l)  8 H2S2O7(l)

Repetimos a equação ( I ):

I. S8(s) + 8 O2(g)  8 SO2(g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO2(g) + 1/2 O2(g)  SO3(g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO3(g) + H2SO4(l) H2S2O7(l) ΔH = – 130 kj/mol

S8(s) + 8 O2(g)  8 SO2(g) ΔH = – 2375 kj/mol Multiplicamos a equação ( II ) por “ 8 “ :

8 SO2(g) + 4 O2(g)  8 SO3(g) ΔH = – 800 kj/mol Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ :

8 SO3(g) + 8 H2SO4(l) 8 H2S2O7(l) ΔH = – 1040 kj/mol Somamos todas as equações:

S8(s) + 12 O2(g) + 8 H2SO4(l) 8 H2S2O7(l) ΔH = – 4215 kj/mol

03) (Covest – 2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas abaixo:

Fe(s) + O

(g) FeO(s)

2 Fe(s) + O

(g) Fe

O

(s)

Δ

H =

–

64 kcal

Δ

H =

–

196 kcal

1

2

2

3

Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação:

2 FeO(s) + O

1

(g) Fe

O

(s)

2

Devemos inverter e multiplicar por “ 2 ” a primeira equação

2 FeO(s) 2 Fe(s) + O

(g)

_{ΔH = + 128 kcal}

2 Fe(s) + O

(g) Fe

O

(s)

_Δ

H = - 196 kcal

2

3

2 FeO(s)

+

1

2

O

(g)

Fe

O

(s)

Δ

H = - 68 kcal

04) A partir das equações termoquímicas:

H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( v ) ΔH = – 242 KJ

É possível prever que na transformação de 2,0 mols de água líquida em vapor d’água haverá:

a) liberação de 44 kJ. b) absorção de 44 kJ. c) liberação de 88 kJ. d) absorção de 88 kJ. e) liberação de 99 kJ.

05) Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas:

A + B  C D + B  C A  D

ΔH = – 20,5 kcal

ΔH = – 25,5 kcal

ΔH = ? kcal A variação de entalpia da transformação de A em D será:

a)– 5,0 kcal b) + 5,0 kcal c) + 46,0 kcal d)– 46,0 kcal e)– 0,5 kcal

06) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação abaixo:

3 C(grafite) + 4 H2(g)



C3H8(g)

1) C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ΔH = – 94,0 kcal 2) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) ΔH = – 68,3 kcal

07) (Covest-2005) A gasolina, que contém octano como um componente, pode produzir monóxido de carbono, se o fornecimento de ar for restrito. A partir das entalpias padrão de reação para a combustão do octano (1) e do monóxido de carbono (2), obtenha a entalpia padrão de reação, para a combustão incompleta de 1 mol de octano líquido, no ar, que produza monóxido de carbono e água líquida.

2

2 2

2

2

2

2

2

C C

C C

H H

8 O 18

O

O

O O

O =- 10.942 kj

= - 566,0 kj

g

g

g

g g

( ) ( ) ( )

( )

( )

( ) ( )

l 16 l

18 25





+

+

(1)