FÍ MAT. Capítulo Módulo Módulo Módulo Módulo Módulo Módulo

FÍS M AT

QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ QUÍ

BIO

GEO LPO

FIL HIS

SOC

Química

231

232

RES

Parte do Grande Colisor de Hádrons (LHC) do CERN

Capítulo 14 ...180

Módulo 73 ...191

Módulo 74 ...195

Módulo 75 ...199

Módulo 76 ...202

Módulo 77 ... 206

Módulo 78 ...210

KZENON / ISTOCK

1. Entalpia: ∆H em reações exotérmicas,

∆H em reações endotérmicas e

∆H nas mudanças de estado físico 182 2. Fatores que influenciam no valor do ∆H 184 3. Calor das reações 185 4. Entalpia ou calor de combustão (∆H⁰_c) 186 5. Energia de ligação 187 6. Lei de Hess 188

7. Organizador gráfico 190

Módulo 73 – Entalpia: ∆H em reações exotérmicas, ∆H em reações endotérmicas e ∆H nas mudanças de estado físico 191 Módulo 74 – Fatores que influenciam

o valor do ∆H 195 Módulo 75 – Entalpia ou calor de formação 199 Módulo 76 – Entalpia ou calor de combustão 202 Módulo 77 – Energia de ligação 206 Módulo 78 – Lei de Hess 210

• Reconhecer os fatores que infl uenciam a variação de entalpia.

• Classifi car os fenômenos quanto à energia absorvida ou liberada.

• Calcular a variação de entalpia em processos cotidianos.

• Identifi car uma equação termoquímica.

• Comparar a efi ciência dos combustíveis a partir da energia liberada por litro consumido.

• Reconhecer e aplicar o conceito de energia de ligação.

• Calcular a variação de entalpia por meio da lei de Hess, utilizando – ou não – gráfi cos e tabelas.

KZENON / ISTOCK

181

A termoquímica estuda, basicamente, a transformação de energia química em energia térmica (calor). Em um incêndio, por exemplo, a energia química armazenada na madeira, no tecido e no plástico con- verte-se em energia térmica e manifesta-se na forma de fogo. O estudo desse fenômeno termoquímico é de extrema importância para o de- senvolvimento de novos materiais resistentes ao fogo.

Termoquímica 14

14 231 Química 182 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

EMI-16-130

1. Entalpia: ∆H em reações exotérmicas, ∆H em reações endotérmicas e ∆H nas mudanças de estado físico

Os fenômenos químicos e físicos quase sempre vêm acompanhados de transferência de energia. Na queda de um objeto, por exemplo, observamos a transformação de energia potencial gravitacional em energia cinética. Quando uma lâm- pada acende, ocorre a transformação de energia elétrica em energia luminosa e térmica.

Termoquímica é o ramo da química que estuda a conver- são de energia química em energia térmica (calor). O calor transformado pode ser medido por meio de aparelhos chama- dos calorímetros.

Grande parte da energia envolvida em alguns processos cotidianos provém de reações químicas. Como exemplos, po- demos citar:

• a movimentação de um veículo, que ocorre pela com- bustão do álcool, da gasolina ou do óleo diesel;

• a fotossíntese, processo em que as plantas clorofila- das absorvem energia luminosa proveniente do Sol e a transformam em energia química;

• a digestão, processo no qual os alimentos que ingeri- mos são armazenados e, quando precisamos deles, o corpo os transforma em energia.

Estamos rodeados de situações que envolvem trocas de calor com o meio.

Como podemos observar, a palavra energia será muito utilizada neste tema. A unidade que expressa essa grandeza é o Joule (J) ou a caloria (cal).

Uma caloria é a quantidade de energia, ou calor, neces- sária para elevar a temperatura de um grama de água de 1ºC (14,5 ^oC a 15,5 ^oC).

Sabe-se que:

1 cal = 4,186 J 1 kcal = 4,186 kJ 1 kcal = 1 000 cal A. Entalpia (H)

Define-se como entalpia (H) de um sistema a energia total nele armazenada em dada pressão e temperatura. Não há como medir a entalpia absoluta de certo sistema, mas é possível calcular a variação de entalpia (∆H) com auxílio de um calorímetro. Essa variação é entendida como a diferença entre a entalpia final (dos produtos de uma reação química) e a entalpia inicial (dos reagentes de uma reação química).

∆H = Hp – Hr Sendo:

∆H = variação de entalpia

Hp = soma total das entalpias dos produtos em uma reação Hr = soma total das entalpias dos reagentes em uma reação

Como determinar o valor do ∆H de uma reação utili- zando o calorímetro?

Calorímetros são aparelhos utilizados para determinar a variação de energia de certa reação, uma vez que toda ener- gia pode ser convertida em outra.

Em dado compartimento no interior do calorímetro, são adicionados reagentes de determinada solução e esse com- partimento é lacrado. Ao apertar o botão de ignição, inicia- -se uma reação e o calor, absorvido ou liberado, transfere-se para a água, fazendo com que a temperatura desta aumente ou diminua, dependendo da situação. A variação da tempe- ratura é observada no termômetro.

Em termologia, matéria aprofundada na Física, sabe-se que a quantidade de calor (Q) transferida de um corpo para outro é dada pela fórmula:

Q = m · c · ∆t Sendo:

m = massa (no caso, a massa de água presente no ca- lorímetro)

c = calor específico (1 cal · g ^{– 1} · ^oC ^–1, no caso da água)

∆T = variação da temperatura do meio (∆T = T_final – T_inicial) Exemplificando:

Se uma dada reação (A + B → C) ocorrer em um calorímetro contendo inicialmente 1 000 g de água a 25 ^oC e, após a reação química, a temperatura da água subir para 75 ^oC, a energia en- volvida nesta reação poderá ser calculada da seguinte maneira:

Q = m · c · ∆t

Q = 1 000 g · 1 cal · g ^{– 1} · °C^–1 · (75 °C – 25 °C) Q = 50 000 cal ou 50 kcal

ARSTY / ISTOCK

Calorímetro

14 231 Química 183 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

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B. Processos termoquímicos B.1. Processos exotérmicos

O prefixo -exo significa “para fora”. Assim, processos exotér- micos são aqueles que liberam energia na forma de calor. Numa reação exotérmica, por haver liberação de energia, o meio fica mais quente (elevação da temperatura do sistema externo).

Exemplo

Quando, em um calorímetro, é colocado um pedaço de papel para reagir com o oxigênio, efetuando uma combustão, a temperatura dentro do calorímetro subirá, caracterizando uma reação exotérmica.

Nos processos exotérmicos, há diminuição do conteúdo energético dos produtos quando comparado aos reagentes.

Assim:

A B C D calor

Entalpia dos reagentesHr Hp Entalpia dos produtos

+ → + +

 

Hp < Hr

∆H = Hp – Hr

∆H < 0 Observação

Em reações exotérmicas, o valor do ∆H sempre será me- nor que zero, ou seja, haverá valores negativos.

Exemplo

Tem-se a equação de combustão do hidrogênio:

H_2(g) + 1

2 O_2(g) → H₂O_(g) → ∆H = –68,4 kcal/mol É evidente que esta é uma reação exotérmica, já que o valor do ∆H é menor que zero. Conclui-se que o consumo de 1 mol de H₂, juntamente com 0,5 mol de O₂, libera 68,4 kcal de energia, formando 1 mol de H₂O.

Existem mais duas maneiras de representar essa reação exotérmica:

H_2(g) + 1

2 O_2(g) → H₂O_(g) + 68,4 kcal ou

H_2(g) + 1

2 O_2(g) – 68,4 kcal → H₂O_(g)

A representação gráfica dessa combustão pode ser repre- sentada por meio de um gráfico energético, como esquema- tizado a seguir:

H(kcal)

H₂O_(g) H_2(g) + O1 _2(g)

2

∆H = – 68,4 kcal

Observe que, no gráfico de uma reação exotérmica, o con- teúdo energético dos reagentes é maior que o dos produtos.

B.2. Processos endotérmicos

O prefixo -endo significa “para dentro”. Logo, processos endotérmicos são aqueles que absorvem energia (calor) para o sistema. Em uma reação endotérmica, o meio fica mais “frio”

(diminuição da temperatura do sistema externo) em decor- rência dessa absorção de energia.

Exemplo

A evaporação da água presente no suor é um processo endotérmico, sendo de extrema importância para resfriar o corpo em casos de hipertermia.

Nos processos endotérmicos, há aumento do conteúdo energético dos produtos quando comparado aos reagentes.

Assim:

A B calor C D

Entalpia dos reagentesHr Hp

Entalpia dos produtos

+ + → +

 

Hp > Hr

∆H = Hp – Hr

∆H > 0 Observação

Em reações endotérmicas, o valor do ∆H sempre será maior que zero, ou seja, haverá valores positivos.

Exemplo

A fotossíntese, sendo um processo endotérmico, pode ser representada pela equação:

6 CO_2(g) + 6 H₂O_() → C₆H₁₂O_6(aq) + 6 O_2(g) ∆H = +2 880 kJ Interpretando tal equação, a produção de 1 mol de glico- se (C₆H₁₂O₆) ocorre com absorção de 2 880 kJ.

Existem mais duas maneiras de representar essa reação endotérmica:

6 CO_2(g) + 6 H₂O_() + 2 880 kJ → C₆H₁₂O_6(aq) + 6 O_2(g) 6 CO_2(g) + 6 H₂O_() → C₆H₁₂O_6(aq) + 6 O_2(g) – 2 880 kJ A representação gráfica da fotossíntese pode ser feita por meio de um gráfico energético, como o esquematizado a seguir:

H(kJ)

C₆H₁₂O6(aq) + 6O2(g)

∆H = +2 880 kJ 6 CO2(g) + 6H2O(I)

Observe que, no gráfico de uma reação endotérmica, o con- teúdo energético dos produtos é maior que o dos reagentes.

14 231 Química 184 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

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C. O valor do ∆H nas mudanças de estado físico Entre os três estados físicos da matéria – sólido, líquido e gasoso –, o que possui menor energia é o sólido (baixo grau de agitação) e o que possui maior energia é o gasoso (alto grau de agitação). Assim:

Sólido

H_(s) Líquido H_(I)

Processo endotérmico

Processo exotérmico Gasoso

H_(g)

< <

Exemplo

A fusão da água (sólido → líquido) é um processo endo- térmico e apresenta um valor de ∆H > 0. A condensação do álcool (gasoso → líquido) é um processo exotérmico e apre- senta um valor de ∆H < 0.

01. UFMG

Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado à 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 é:

a. um processo endotérmico e cede calor ao corpo.

b. um processo endotérmico e retira calor do corpo.

c. um processo exotérmico e cede calor ao corpo.

d. um processo exotérmico e retira calor do corpo.

e. uma reação exotérmica e endotérmica.

Resolução

H₂O_() → H₂O ⇒ Processo endotérmico

∴ A água, para evaporar, retira calor do nosso corpo.

Alternativa correta: B

APRENDER SEMPRE

29

2. Fatores que influenciam no valor do ∆H

A. Estado físico de reagentes e produtos

Como vimos anteriormente, existem diferenças de entalpia (H) nos três estados físicos (sólido, líquido e gasoso), devido ao grau de agitação das moléculas. Como no estado gasoso as moléculas estão mais agitadas, elas possuem maior energia cinética, aumentando sua entalpia. No estado sólido, as mo- léculas possuem menor grau de agitação, consequentemente uma entalpia menor. Portanto, em uma dada reação química, o estado físico dos reagentes e produtos altera o ∆H da reação global, como podemos observar nas equações a seguir:

H_2(g) + 1

2 O_2(g) → H₂O_(s) ∆H₁ = –296,6 kJ H_2(g) + 1

2 O_2(g) → H₂O_() ∆H₂ = –286,6 kJ H_2(g) + 1

2 O_2(g) → H₂O_(v) ∆H₃ = –242,9 kJ

Observamos, nesse exemplo, a alteração do estado físico da água nos produtos, o que acarretou uma alteração no valor do ∆H.

Graficamente, podemos representar assim:

Entalpia

H₂O_(s) H₂O_() H₂O_(v) H_2(g) + 1O_2(g)

2

∆H₃ ∆H₂ ∆H₁

B. Estados alotrópicos de reagentes e produtos Alótropos são substâncias simples, formadas pelo mes- mo elemento químico com estruturas diferentes.

Na natureza, há muitas variedades alotrópicas, tais como:

• carbono (grafite C_(gr) e diamante C_(d));

• enxofre (rômbico S_(r) e monoclínico S_(m));

• fósforo (vermelho P_(n) e branco P₄);

• oxigênio (gás oxigênio O₂ e ozônio O₃).

Em uma reação química que envolva variedades alotrópi- cas de um mesmo elemento, as entalpias obtidas serão dife- rentes, pois, apesar de serem formadas pelo mesmo elemen- to, essas substâncias são totalmente diferentes entre si e apresentam sua própria entalpia. Portanto, podemos afirmar que, quanto maior for a energia de certo alótropo, menores serão sua estabilidade e sua abundância.

Exemplo

C_(grafite) + O_2(g) → CO_2(g) ∆H₁ = –392,9 kJ C_(diamante) + O_2(g) → CO_2(g) ∆H₂ = –395 kJ Graficamente, temos:

Entalpia

CO_2(g) C^(diamante) + O_2(g)

+ O_2(g)

∆H₂ ∆H1

C^(grafite)

As demais formas alotrópicas apresentam as seguintes relações de entalpia:

Entalpia

S(monoclínico)

S^(rômbico)

14 231 Química 185 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

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Entalpia

P^(branco)

P^(vermelho)

Entalpia

O_3(g)

O_2(g)

C. Temperatura

A determinação do ∆H deve ser feita a uma temperatura constante, pois se verifica, experimentalmente, que a varia- ção de temperatura tem influência sobre o valor do ∆H. Nor- malmente, as determinações de ∆H são feitas em condições- -padrão, ou seja, temperatura de 25 ^oC e pressão de 1 atm.

D. Quantidade de reagentes e produtos

Como a variação da entalpia é uma propriedade exten- siva, ou seja, depende das quantidades de reagentes e pro- dutos, o aumento de suas quantidades ocasionará, também, maior variação no ∆H.

Exemplo

→ + → +

→

( ) ( ) ( ) ( )

( ) (

CH O CO H O

x

CH O

g g g

g g

4 2 2 2

2

4 2

2 3 ∆H = –889,5 kJ

2



)) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

→ +

→ → +

2 4

3 6 3 6

2 2

3

4 2 2

CO H O x

CH + O CO H

g

g g



OO_{( )}

2 g

+ 4 ∆H = –1 179 kJ

∆H = –2 668,5 kJ

01.

Quando 0,5 mol de álcool sofre combustão total sob pressão constante, produzindo CO₂ e H₂O gasosos, a ener- gia liberada é de 148 kcal. Na combustão de 3,0 mols de álcool, nas mesmas condições, a energia liberada e a energia dos produtos em relação à energia dos reagentes serão, respectivamente:

a. 74 kcal e menor.

b. 444 kcal e maior.

c. 888 kcal e menor.

d. 444 kcal e menor e. 888 kcal e maior.

APRENDER SEMPRE

30

Resolução

Na combustão, teremos:

0,5 mol de álcool l 148 kcal 3,0 mol de álcool l x x = 888 kcal

Como se trata de uma reação exotérmica, ocorre libera- ção de energia, o que torna a energia dos produtos menor que a dos reagentes.

Alternativa correta: C 02.

Considere o diagrama de entalpia a seguir. Podemos concluir que:

Entalpia (kcal/mol) C^(diamante)

C^(grafite)

a. O C_(grafite) é mais estável e mais abundante que o C_(diamante).

b. O C_(diamante) é mais estável e mais abundante que o C_(grafite).

c. O C_(grafite) é o alótropo mais estável, e o C_(diamante) é o alótropo mais abundante.

d. O C_(diamante) é o alótropo mais estável, e o C_(grafite) é o alótropo mais abundante.

e. O C_(grafite) e o C_(diamante) são alótropos igualmente está- veis e abundantes.

Resolução

Quanto menor for a energia do alótropo C_(grafite), mais es- tável e abundante ele será na natureza.

Alternativa correta: A

3. Calor das reações

É impossível determinar a entalpia absoluta das subs- tâncias. Experimentalmente, é possível apenas a determi- nação do ∆H. Por isso, os químicos resolveram fixar arbi- trariamente certas entalpias e determinar todas as demais em função desse padrão. O estado-padrão é o estado físico mais abundante das substâncias, à temperatura de 25 ^oC e pressão de 1 atm.

Observação

Não confunda condições-padrão (1 atm e 25 ^oC) com con- dições normais de temperatura e pressão – CNTP (1 atm e 0 ^oC).

Exemplo:

Fe_(s), O_2(g), H₂O_(), Hg_(), A(s), NaC(s)

Foi atribuído, convencionalmente, o valor da entalpia- -padrão de formação (H⁰) como valor zero para todas as substâncias simples, no estado-padrão e no estado alotró- pico menos energético, ou seja, mais estável.

14 231 Química 186 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

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Exemplo

• O_2(g) → possui H⁰ = 0.

• C_(gr) → possui H⁰ = 0.

• H_2(g) → possui H⁰ = 0.

• H₂O_() → possui valor de H⁰ ≠ O, pois a água não é uma substância simples.

• Fe_() → possui valor de H⁰ ≠ O, pois o estado físico-pa- drão do ferro é o sólido.

• O_3(g) → possui valor de H⁰ ≠ O, pois o estado alotrópico menos energético do oxigênio é o O₂.

A. Entalpia ou calor de formação (∆H⁰_f)

É a quantidade de calor liberada ou absorvida quando 1 mol de um dado composto é formado, a partir de substân- cias simples, no estado-padrão e no estado alotrópico mais estável (H⁰ = 0). Por meio dessa definição, pode-se determi- nar a entalpia relativa de uma substância qualquer. Para isso, deve-se promover uma reação de síntese de tal substância, em um calorímetro, partindo de substâncias simples (H⁰ = 0).

O calor absorvido ou liberado nessa síntese é denominado entalpia de formação.

Exemplo

Em dado calorímetro, foi colocado para reagir 1 mol de H_2(g) com 0,5 mol de O_2(g). Após a reação, verificaram-se a formação de 1 mol de H₂O_() e a liberação de 68,4 kcal; portanto:

1 H_2(g) + 0,5 O_2(g) → 1 H₂O_() ∆H^o_ƒ = – 68,4 kcal

∆H H H kcal H

H kcal

o po

ro po po

ƒ= −

− =

= − 68 4

68 4 ,

,

Como as entalpias do H_2(g) e do O_2(g) são iguais a zero (estado-padrão), o valor do ∆H dessa reação acaba tendo um valor igual à entalpia de formação da H₂O_(). Assim, para a realização de cálculos, a água passa a possuir uma entalpia- -padrão de formação igual a –68,4 kcal/mol.

Observação

Não existe valor de energia negativo. O valor negativo para a entalpia de formação da H₂O significa apenas que esta substância possui um conteúdo energético menor que o do estado-padrão das substâncias simples.

Tendo em vista tais fatos, é possível construir tabelas com entalpias de formação de várias substâncias:

Substância ∆H_ƒ^o (kj/mol) a 25 ^oC e 1 atm

CH_4(g) –74,8

CO(g) –110,5

CH2(g) –393,5

H₂O_(g) –241,8

H₂O_() –285,8

Por meio da entalpia ou calor de formação de uma substância, podemos calcular a variação de entalpia (∆H) de uma reação. Por exemplo: cálculo de calor de combus- tão do gás metano.

CH_4(g) + 2 O_2(g) → CO_2(g) + 2 H₂O_()

Hr = –74,8 kJ + 0 Hp = –393,5 kJ + 2 · (–285,8 kJ)

∆H = Hp – Hr

∆H = –965,1 kJ – (–74,8 kJ)

∆H = –890,3 kJ (reação exotérmica)

01.

Escreva as equações correspondentes à entalpia de formação de:

a. C₆H₁₂O_6(); b. H₂SO_4();

c. HNO_3(); d. AC3(s). Resolução

a. 6 C_(gr) + 6 H_2(g) + 3 O_2(g)→ C₆H₁₂O_6() b. H_2(g) + S_(r) + 2 O_2(g) → H₂SO_4(ℓ) c. 1

2 H_2(g) + 1 2 N_2(g) + 3

2 O_2(g) → HNO_3() d. A (s) + 3

2 C2(g) → AC3(s)

02. Udesc

A indústria siderúrgica utiliza-se da redução de miné- rio de ferro para obter o ferro fundido, que é empregado na obtenção de aço. A reação de obtenção do ferro fundido é representada pela reação:

Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂ A entalpia de reação H_ƒ⁰ a 25 ^oC é:

Dado

Entalpia de formação

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

^{∆∆HHƒƒ00 a 25 oC, kJ/mol}

∆H_ƒ^o, kJ/ mol _–824,2^{Fe2O3 Fe}_{0 –110,5}^CO _–393,5^CO2 a. 24,8 kJ / mol

b. –24,8 kJ / mol c. 541,2 kJ / mol

d. –541,2 kJ mol e. 1 328,2 kJ / mol

Resolução Fe O

kJ

CO Fe CO

2 3O

2 3O ₂

824 2

3 3

2 0

3

− 3

+

⋅ −

→ Fe +

→2Fe +

→2 +

(

^kJ

)

⋅ −

(

^{110 kJ}

) (

¹¹⁰⁵

)

(

⁵

)

⋅ −

( )

⋅ − ^{⋅ −⋅ −}

( ( ( ( (

^39339355kJkJ

) ) ) ) )

,

( (

^,

) ) ( (

^,

) )

   

∆H = [3 · (–393,5 kJ) + 0] – [–824,2 kJ + 3 ·(–110,5 kJ)]

∆H = –24,8 kJ/mol Alternativa correta: B

APRENDER SEMPRE

31

4. Entalpia ou calor de combustão (

^∆ H⁰_c

)

Calor de combustão é a energia liberada na combustão de 1 mol de um dado combustível nas condições-padrão (25 ^oC e 1 atm). O calor de combustão é expresso por kJ/mol ou kcal/mol.

Exemplo

C₆H₁₂O_6(s) + 6 O_2(g) → 6 CO_2(g) + 6 H₂O_() = – ∆H_C⁰ = –673 kcal/mol

14 231 Química 187 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

EMI-16-130

Podemos observar que, na combustão, cada mol de glico- se libera 673 kcal de energia.

Nas reações de combustão, o valor do ∆H sempre será negativo, por isso a reação sempre será exotérmica.

Poder calorífico é a energia liberada na queima de uma dada unidade de massa de combustível (kJ/g; kcal/g; kJ/kg;

kcal/kg). Nem sempre a substância que tem o maior calor de combustão possui o maior poder calorífico.

Exemplo

As equações de combustão e o calor de combustão do etanol (C₂H₆O) e do hidrogênio (H₂) estão representados a seguir:

C₂H₆O_() + 3 O_2(g) → 2 CO_2(g) + 3 H₂O_() ∆H_c⁰ = –1 368 kJ/mol H_2(g) + 1

2 O_2(g) → H₂O(g) ∆H_c⁰ = –268 kJ/ mol Como podemos notar, nas duas equações, o calor de combustão do etanol é maior que o do hidrogênio; porém, se formos determinar a energia que cada combustível liberará por grama (g) – poder calorífico –, teremos:

• Para o etanol (C₂H₆O):

M(C₂H₆O) = 46 g/mol

1 mol l 46 g l 1 368 kJ 1 g l x x = 29,7 kJ/g

• Para o hidrogênio (H₂):

M(H₂) = 2 g/mol

1 mol l 2 g l 268 kJ 1 g l y

y = 134 kJ/g

Verifica-se, portanto, que o poder calorífico do hidrogênio é bem maior que o do etanol.

Valor energético dos alimentos

O calor de combustão também é relacionado aos valo- res energéticos dos alimentos. Durante o metabolismo dos alimentos em nosso corpo, é liberada certa quantidade de energia, utilizada no funcionamento do organismo. Apresen- tamos, a seguir, os valores energéticos de alguns alimentos.

Alimento Energia (kcal/g)

Manteiga 7,20

Carne de porco 5,79

Carne de vaca 3,82

Chocolate 5,18

Açúcar 3,85

Pão 2,80

Arroz 3,62

Normalmente, os valores em calorias indicados nas embalagens dos alimentos são, na realidade, quilocalorias.

01.

Determine o calor de formação da sacarose (C₁₂H₂₂O₁₁), sabendo-se que os calores de formação do CO_2(g) e da H₂O_() são, respectivamente, –94 kcal e –68 kcal.

Dado: calor de combustão da sacarose = –1 349,4 kcal Resolução

A equação de combustão da sacarose é dada a seguir:

C₁₂H₂₂O_11(s) + 12 O_2(g) → 12 CO_2(g) + 11 H₂O_()

∆H = Hp – Hr

∆HHH^{HHHHHHHHHHHHHHHHHH}=^====_^_^_^_^_^ ⋅^⋅⋅⋅⋅HHH^{HHHHHHHHHHHHHHHHHHooooooooo}

( ) ( ) ( ) ( )

^{COCOCOCOCOCO + ⋅+ ⋅}H H OH HH H^{H HH H Oooooooooo}

( ) ( ) ( )

^{OOOOOOOOOOOOOOO }_^_^−_^_^H^{HHHHHHHHHHHHHHHHoooooooooo}

( ( ( ( ( (

^{C HC H OC HC HC HC H O}OOO^OOOOOOOOOO

) ) ) ) ) )

⁺⁺HHH^{HHHHHHHHHHHHoooooooooo}

( ) ( )

^OO _{}

− 12 H 12H

H H

H= ⋅H H 12H H= ⋅H

H Hƒ_ƒƒƒƒƒƒ_ƒƒƒƒ_ƒƒ^oooooo

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

^COCOCO^CO₂₂22₂₂₂₂222₂₂₂ + ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅^{+ ⋅}+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅^{+ ⋅}+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅+ ⋅111111111111111111H HH H^{H HH H}H H^{H H}H HH HH HH HH HH H^ooooooƒ_ƒƒƒƒƒƒ_ƒƒƒƒ_ƒƒ

( ) ( ) ( ) ( )

₂₂22₂₂₂₂222_{222 ƒƒ}ƒƒƒƒƒƒƒƒƒ

( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( ( (

^{C HC H}C H^{C H OC HC H}C H^{C H}C H^{C H}C H^{C H}12121212 2222OO^OO^OOOOO^OOO^OO^OO^O11111111

) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) ) )

⁺+HH^HHH^HHHHH^HHH^HH^HH^H_ƒƒƒƒƒƒƒƒƒƒƒ

( ) ( )

2

111 349 12 11 1 349

= 12⋅

= 12⋅

=_{} ⋅

( ) ( ) ( )

^{−−9494 + ⋅+ ⋅1111}

( ) ( ) ( )

⁻⁻⁶⁸⁶⁸

= ⋅

= ⋅

= ⋅

= ⋅  −

( ( ( (

1212 2222 1111

) ) ) )



−1 =

−1 349 =

− 349 =

H C

( )

H Co

( ( ( ( (

^{H O}H O2222₂₂22

) ) ) ) )

H C^o H C_ƒ H C_ƒ H C ,4 1 8

,4 1 8

− , = 8

− 4= 1

− ,44= 11 8

− 4= 1

1 876 1 349 4

0

[ ]

,

[

8

]

,4 1 8 ,4⁴

[

1¹ 8

]

,4 1 198 ,

[

19¹⁹8

]

,44 −11198 ,44⁴⁴

[

−⁻11¹¹ 8

]

,44

[

−11 88⁸

]

, 88

,

[

8

]

, 88

,

[ [

8 748⁻⁻⁷⁴⁸

] ]

⁻

( ( ( (

1212 2323 1111

) ) ) )



(

12

)

(

12 22

)

(

22 11

)

(

11

)

  = − +

H C

( )

H C

( ( ( ( (

^{H O}H O2323₂₃23

) ) ) ) )

H C⁰ H C⁰

( )

H C

( ( ( ( (

^{H O}H O2222₂₂22

) ) ) ) )

H Co^o

H C_ƒ H C_ƒ H C H Cƒ_ƒ

H C ,

H C HH C

H_ƒ mol

H C_ƒ H C⁰ H C⁰

H C

( )

526 6 H C

( )

H C H O

( ( ( ( (

1212 22^{H O}H OH O^{H O}H O22₂₂22 ₁₁11

) ) ) ) )

  = − ,,,,66kckcalal////

APRENDER SEMPRE

32

5. Energia de ligação

Em todas as reações químicas, ocorre rearranjo de átomos, formando compostos diferentes. No decorrer das reações, liga- ções químicas são rompidas nos reagentes e formadas nos pro- dutos. O estudo das energias envolvidas nessas ligações permi- te calcular a variação da energia (∆H) de uma dada reação.

Quando se rompe uma ligação química, ocorre absorção de energia – processo endotérmico. Por outro lado, a forma- ção de novas ligações libera energia, caracterizando-se um processo exotérmico.

Rompimento de ligação química ⇒ processo endotérmico

⇒ absorve energia ⇒ ∆H positivo H_2(g) → 2 H_(g) ∆H = +436 kJ/mol

H H− absorve energia→H H+

Formação de ligação química ⇒ processo exotérmico

⇒ libera energia ⇒ ∆H negativo 2 H_(g) → H_2(g) ∆H = –436 kJ H H+ libera energia −→H H

Nota-se a quebra da ligação covalente entre os átomos de hidrogênio (H — H); há absorção de 436 kJ por mol e a formação de um mol desta ligação libera 436 kJ.

Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de uma dada ligação covalente (simples, dupla ou tripla) entre dois átomos, no estado gasoso, a 25 ^oC e 1 atm.

Uma das características mais importantes da energia de ligação é a sua constância. Verifica-se, experimentalmente, que a energia de ligação C — C, por exemplo, é aproximada- mente igual para qualquer substância. Isso ocorre porque a energia de ligação é caracterizada principalmente pelas propriedades particulares de cada um dos átomos ligantes.

14 231 Química 188 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

EMI-16-130

Graças a essa propriedade, tornou-se possível a elaboração de tabelas de energias médias de ligação, que indicam a energia aproximada para romper uma determinada ligação em qualquer substância. Por exemplo:

Ligação Energia de ligação (kJ / mol)

C – C 347,8

C = C 613,6

H – H 435,5

C – H 412,9

C – O 357,4

C = O 744,0

H – F 564,3

H – C 430,9

Br – Br 192,7

H – Br 365,3

O = O 468,6

O – H 549,8

Interpretando alguns valores dessa tabela, nota-se que a ligação C = O (744 kJ/mol) é a que possui maior valor de energia, sendo uma ligação de difícil ruptura, e que a liga- ção Br – Br (192,7 kJ/mol), sendo o menor valor da tabela, é a mais instável, portanto quebra-se e demanda pouca energia.

Com auxílio da energia de ligação, também é possível cal- cular o ∆H de uma reação, de acordo com a seguinte relação:

∆ ∆ ∆

∆

H_{rea o} Hliga es rompidas H

ocesso endot rmico H

çã çõ

é

= +

( Σ > ) Σ

Pr , 0

lliga es formadas ocesso exot rmico H

çõ é

Pr ,∆ <

( ⁰)

Exemplo

Na combustão do metano (CH₄), teremos:

CH_4(g) + 2 O_2(g) → CO_2(g) + 2 H₂O_(g) H

C H

H O C O

H O H

H O H O H

O O O

Ligações rompidas Ligações formadas

Como podemos observar, serão quebradas 4 ligações C = H e 2 ligações O = O (reagentes) e serão formadas 2 ligações C = O e 4 ligações O = H. Assim:

∆H = Hligações rompidas + Hligações formadas

∆H = [ 4 · ( C – H) + 2 · (O = O)] + [ 2 · (C = O) + 4 · (O – H)]

∆H = [ 4 · (+412,9) + 2 · (+468,6)] + [ 2 · (–744) + + 4 ∙ (–459,8)]

∆H = (+1 651,6 + 937,2) + (1 488 – 1 839,2)

∆H = [+2 588,8] + [–3 327,2]

∆H = –738,4 kJ/mol

Nota-se que, para romper todas as ligações nos reagen- tes, foram gastos 2 588,8 kJ. No produto, a energia liberada na formação das ligações foi de 3 327,2 kJ. Houve maior libe- ração de energia que absorção, o que caracteriza uma reação global exotérmica.

01.

Determine a variação de entalpia para a reação dada pela equação a seguir, a partir das energias de ligação:

4 HC(g) + O_2(g) → 2 H₂O_(g) + 2 Cℓ_2(g) Dados

Energia de ligação em kcal/mol H – C → 103

H – O → 110 O = O → 120 C – C → 58 Resolução

∆H = Hligações rompidas + H_formadas

∆H = [4 · (H – C) + 1 · (O = O)] + [4 · (H – O) + 2 · (C – C)]

∆H = [4 · (+103) + 1 · (+120)] + [4 · (–110) + 2 · (–58)]

∆H = [+412 + 120] + [–440 – 116]

∆H = [+532] + [–556]

∆H = –24 kcal

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33

6. Lei de Hess

A determinação da entalpia de muitas equações termo- químicas é praticamente impossível. Em 1849, o médico e químico suíço Germain Henri Hess desenvolveu um método prático, conhecido hoje como lei de Hess, para determinar a entalpia de tais equações. Esse método consiste em deter- minar o calor de uma dada reação química, partindo de outras que já possuem valores preestabelecidos. Para Hess, a quan- tidade de calor liberada ou absorvida em uma reação química, sob certas condições experimentais, depende exclusivamen- te da entalpia dos estados inicial e final e não dos estados intermediários.

Exemplo

Supondo que se deseja calcular a entalpia da reação a seguir, partindo de outras reações:

A_(g) → B_(g) ∆H = ? Sabe-se que:

I. A_(g) → C_(g) ∆H₁ = +15 kJ II. C_(g) → D_(g) ∆H₂ = +16 kJ III. D_(g) → B_(g) ∆H₃ = +20 kJ

14 231 Química 189 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

EMI-16-130

Colocando tais equações em um gráfico, teremos:

Entalpia

B_(g) D_(g) C_(g) A_(g)

∆H₃

∆H₂

∆H

∆H₁

Portanto:

∆H = ∆H₁ + ∆H₂ + ∆H₃

∆H = +15 kJ + 16 kJ + 20 kJ

∆H = +51 kJ

Para utilizar a lei de Hess, é importante destacar as se- guintes observações:

• quando invertemos uma equação química, devemos trocar o sinal do ∆H;

• quando multiplicamos ou dividimos uma equação por um número, o ∆H da reação fica multiplicado ou divi- dido por esse número.

01.

Calcule o H da seguinte reação:

C_(grafite) + 2 H_2(g) → CH_4(g), sabendo-se que:

C_(grafite) + O_2(g) → CO_2(g) ∆H = –393,33 kJ

H_2(g) + O_2(g) → H₂O_() ∆H = –285,50 kJ CH_4(g) + 2 O_2(g) → CO_2(g) + 2 H₂O_() ∆H = 886,16 kJ Resolução

A primeira equação permanece inalterada, então multi- plicamos a segunda equação por 2 e invertemos a terceira equação.

C O CO H kJ

H O H O H

e g

e g

( )

C_{( )} O C_{(grafitgrafit)} O C_grafit O C_{( )} O C_grafit O

C_{( eeee)} O_{( )( )gggg} ( )( )gg

H( )_{( )} O

H_{( )gg} O_{( )( )gg ( )}

+ →

+ →

C +O →

C ++O_{( )( )( )( )}→→ HH= − kk

+ →

H +O →

H +O_{( )( )}→ =

22

e 2g

e g

e 2g

e ++++ ₂₂g →→→→ 2

H2₂ O

H O₂ H OH O₂₂

393

H 393 k

H 33k

H 33k

H k

2 2

∆

∆

,

H , k

H k

( )

( ) −−−

+ → + = +

( )++ ( )_{( )} →→ _{( )} ( )

571 00 +22 →

+ → ++22 == 886 16

2 ++ 22 →→ ₄ ²

, ,

kJ CO ++++++ H OH OH O22 →→→→→→CH ++++++++++ OOOOOO²2²²( )_{( )}( )( ) HHHHHH========== kJ C

( )^g

( )++++ _{( )( )( )( )} →→→→ ( )( )g ++++++++++++ OOOOOOOO( )( )( )_{( )}( )_{( )}( )( )( )( )^gg^g ∆∆∆HHHHHHHH============

(^grafit) (^grafite)

( ^e)

(( )

( ++++++++++++++22HHHH₂222( )_{( )( )( )( )( )( )( )( )g} →→→→→→→→→→→→→→CCCCH4( )_{( )( )g} ∆H= −78 178 18 1,, kJ 02.

Dadas as equações termoquímicas:

S_(s) + O_2(s) → SO_2(g) ∆H = –297 kJ / mol S_(s) + 3

2 O_2(g) → SO_3(g) ∆H = –396 kJ / mol Pode-se concluir que a reação:

SO_2(g) + 1

2 O_2(g) → SO_3(g) tem ∆H, em kJ / mol, é igual a:

a. +693 b. –693 c. +99,0

d. –99,00 e. +44,5

Resolução SO_2(g) + 1

2 O_2(g) → SO_3(g) ∆H = ?

( ) ( )

2 g s

Invertida: SO →S

I. +O_{2 g( )}

( )^s

S

+297

II. 3

+ 2 _{( ) ( )}

( ) ( ) ( )

2 g 3 g

2 g 2 g 3 g

O S –396

SO 1O SO H 99kJ /mol

2

→ ⊕

+ → ∆ = −

Alternativa correta: D

03.

O acetileno (C₂H₂) usado nos maçaricos de "solda a oxi- gênio" queima conforme a equação:

C₂H_2(g) + 2,5 O_2(g) → 2 CO_2(g) + H₂O_() Dados

2 C_(s) + H_2(g) → C₂H_2(g) ∆H = +54,2 kcal / mol H_2(g) + 0,5 O_2(g) → H₂O_() ∆H = –68,3 kcal / mol C_(s) + O_2(g) → CO_2(g) ∆H = –94,1 kcal / mol A diferença de entalpia para a combustão completa do acetileno será:

a. –188,2 kcal/mol b. –330 kcal/mol c. –310,7 kcal/mol d. –376,4 kcal/mol e. –115 kcal/mol Resolução

C₂H_2(g) + 2,5 O_2(g) →2 CO_2(g) + H₂O_() ∆H = ? I.

II.

Invertida C H C H

H O H O

s H g

s H g

: a C: a C

2 2H , C

2 2H Css 22gg

H22 O

H O₂ H OH O₂₂

H 2C

H C

H 0 5O

H HHHHHH →→→→22OCCCCCCs^s ++++ g^g

+ →

H + O →

H ++ ,, O₂₂ →→

H 0 5O

H + O →

H 0 5O

H O

H , O

H 0 5O

H , O

H + O →

H , O

H 0 5O

H , O

H →→→→ O^{( )( )}( )( )^ssssssss ++++ ( )( )^gggggggg − H( )( ) O

H( )gg O

H g O

H( ) O

H g O

H ++ O_{( )( )( )gg} →→ _{( )( )( )} 686686 3

2 2 2 2 188 2

2 5

2 2₂ 2

2 2

2 2 2 2

, ,

2 , 2

2 2

III. ⋅⋅2 22 2 ++22 →→22 −− +2 5 →

+2 5 →

2 + 2 →

2 2 5 2

2 +2 52 5 2 →

2 +2 52 52 52 52 5,, 2 →

2 , 2

2 + 2 →

2 , 2

2 2 5 2

2 2 52 5, 2

2 +2 52 5 2 →

2 2 52 5, 2

2 +2 5 2 → +

⋅ ( )^{( )}+

⋅ +22 ( )_{( )} 22

( )

2( ) 2

2 ++ 2( )_{( )}→→ _{( )}

C 2O 2

C 2O 2

⋅ C + O

⋅ C^{( )}_{( )}+ O

⋅ ^{( )}+

⋅ C + O

⋅ ^{( )}+

⋅ + →→ COCO −− C H₂

C H_{2 2222} ++++++++ OOOOO_{2222( )( )}→→→→→→→→22CCCCCO

⋅ ^{( )}+

⋅ ^s +

⋅ ^{( )}+

⋅ +

⋅ ^{( )}+

⋅ C + O

⋅ ^{( )}+

⋅ ^s +

⋅ ^{( )}+

⋅ C + O

⋅ ^{( )}+

⋅ + ( )( )^g

g g

2g 2g

2 2

2 , 2

2g 2g

2 , 2

2( )( )^g 2^g

2( ) 2

2g 2g

2( ) 2

2^g 2( )( )^g ( )( )^g H OHH OH

H k l mol

H O2₂

H O 310

H 310 k

H k ^{( )( )}

H= k

H k

∆HHHHHH ,,,,,,7777kkcakkkkcal ml m//////

–54,2 ( )2 2

( )⋅2 2 + ( )⋅⋅2 22 2 ++ ( )⋅2 22 2 +

Alternativa correta: C

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14 231 Química 190 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

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7. Organizador gráfico

A. Termoquímica

Apenas texto

Produtos

Balanço dos valores das energias de ligação

Características

Tema Tópico Subtópico Subtópico destaque

Quebras de ligação absorvem

energia X.

Formações de ligação liberam energia Y.

Se x > y Processo endotérmico

(∆H > 0) Se x < y Processo endotérmico

(∆H < 0)

∆H = Hp – H_r Lei de Hess

Reação química

Reagentes O calor envolvido

é expresso pelo ∆H.

Termoquímica

Que pode ser calculado por

14 231 Química 191 Ciências da Natureza e suas T ecnologias

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Módulo 73

Entalpia: ∆H em reações exotérmicas, ∆H em reações endotérmicas e ∆H nas mudanças de estado físico

Exercícios de Aplicação

01. Unesp

Alquimia subterrânea transforma mina de carvão em mina de hidrogênio Em uma área de mineração de carvão loca- lizada no sul da Polônia, um grupo de cientistas está usando uma mina de carvão para avaliar experimentalmente um método alternativo para a produção de energia limpa e, assim, oferecer uma utilização para pequenos depósitos de car- vão ou minas exauridas, que são tradicional- mente deixados de lado, representando passivos ambientais. Na teoria e no laboratório, a injeção de oxigênio e de vapor no carvão resulta na pro- dução de hidrogênio. No processo, oxigênio lí- quido é colocado em um reservatório especial, localizado nas galerias da mina de carvão, onde se transforma em oxigênio gasoso, começando o processo denominado de gaseificação de carvão.

Disponível em: <www.inovacaotecnologica.com.br>. Adaptado.

A passagem de oxigênio líquido para oxigênio gasoso é uma transformação física:

a. exotérmica, classificada como fusão.

b. exotérmica, classificada como ebulição.

c. endotérmica, classificada como liquefação.

d. endotérmica, classificada como evaporação.

e. espontânea, classificada como sublimação.

02.

A equação termoquímica de combustão do etanol (C₂H₆O) está representada a seguir:

C₂H₆O_() + 3 O_2(g) → 2 CO_2(g) + 3 H₂O_() ∆H = –1 368 kJ Com relação a essa reação, responda:

a. É uma reação endotérmica ou exotérmica? Justifique.

b. A energia dos produtos é maior ou menor comparada à dos reagentes?

Resolução O_2() → O_2(g)

Transformação física endotérmica, pois absorve calor.

Transformação de oxigênio líquido em oxigênio gasoso – processo denominado evaporação.

Alternativa correta: D

Resolução

a. Essa equação é exotérmica pelo fato de o valor do ∆H ser negativo (∆H < 0).

b. Por se tratar de uma reação exotérmica, a energia dos produtos é menor que a dos reagentes.