Termoquimica básica

Observe os fenômenos abaixo:

A madeira ao queimar

LIBERA

energia na forma de

CALOR

O gelo para fundir ABSORVE

energia na forma de CALOR

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.

EXOTÉRMICA EXOTÉRMICA

ENDOTÉRMICA

SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO

fusão _{vaporização}

solidificação condensação ressublimação

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.

Pág. 324 Ex. 01

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. Pág. 324 Ex. 02

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 ( ΔH )

ENTALPIA (H)

Caminho da reação

ΔH < 0

ΔH = H

– H

H

H

ENTALPIA (H)

Caminho da reação

Δ

H > 0

ΔH = 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.

VERDADEIRA

ΔH = 15 kcal40HP

–

VERDADEIRA FALSA

O calor pode ser representado

como parte integrante da reação

ou

2 NH

3(g)

+

92,2 KJ

N

2(g)

+ 3 H

2(g)

N

2(g)

+ 3 H

2(g)

2 NH

3(g)

+

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.

V

V

V

V

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

ΔH

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 + SiO_{2 (g)}  CaSiO_{3 (s)} ΔH = – 89,5 kj/mol II. NH₄NO_{3 (s)} + H₂O _(l)  NH₄+

(aq) + NO3– (aq) ΔH = + 25,69 kj/mol

III. CaCl_{2 (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.

Pág. 327 Ex. 01

QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS

H

2

(g)

+ 1/2 O

2

(g)

H

2

O

(

l

)

ΔH = – 286 KJ

ESTADO FÍSICO DOS

REAGENTES E DOS PRODUTOS

H

2

(g)

+ 1/2 O

2

(g)

H

2

O

( s )

H = – 293

KJ

H

2

(g)

+ 1/2 O

2

(g)

H

2

O

(

l

)

H = – 286

KJ

H

2

(g)

+ 1/2 O

2

(g)

H

2

O

( v )

∆H = – 243 KJ

H

2

O

(

s

)

H

2

(g)

+ 1/2 O

2

(g)

H

2

O

(

l

)

H

2

O

(

v

)

Δ

H

3

= – 293 KJ

ΔH

= – 286 KJ

ΔH

= – 243 KJ

1

2

3

ENTALPIA

caminho da reação

ESTADO ALOTRÓPICO

C

(grafite)

+ O

2

(g)

CO

ΔH = –

393,1 KJ

C

(diamante)

+ O

2

(g) CO

ΔH = – 395,0

KJ

ENTALPIA

caminho da reação

C

(grafite)

+ O

2(g)

C

(diamante)

+ O

2(g)

CO

ΔH = – 393,1

_KJ

ΔH = –

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

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA

2 H

+ O

2 H

O

l

ΔH = – 572 KJ

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

2(g)

+ 3 H

2(g)

2 NH

3(g)

ΔH = – 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.

V

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.

A energia liberada aumenta no sentido: GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO

2 x 17 g absorve 22 kcal

6,8 g absorve x kcal Então “ x = 4,4 kcal

V

a formação de 2 mol libera 22 kcal a formação de 1 mol libera 11 kcal

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

2

(g)

+ 1/2 O

2

(g)

H

2

O

(

l

)

ΔH = – 286

KJ

N

2(g)

+ 3 H

2(g)

NH

3(g)

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:

01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol:

Al

O

= – 1670; MgO

= – 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.

ΔH = H

– H

ΔH = [1

(– 1670)] – [(3

(– 604)]

ΔH = (– 1670) – (– 1812)

ΔH = – 1670 + 1812

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:

2 FeO

1/2 O2

Fe2O3

2 FeO

1/2 O

Fe

O

ΔH = H

– H

ΔH = [ 1

(– 196,5) ] – [2

(– 64,04)]

ΔH = (– 196,5) – (– 128,04)

ΔH = – 196,5 + 128,04

ΔH = – 68,42 kcal

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,

CH

= – 75; H

O = – 287; CO = – 108.

CH

+ H

O



CO

+ 3 H

CH

+ H

O



CO

+ 3 H

a) + 254 kj.

b) – 127 kj.

c) – 479 kj.

d) + 508 kj.

e) – 254 kj.

ΔH = H

– H

ΔH = [1

(– 108)] – [1

(– 75 + 1

(– 287)]

ΔH = (– 108) – [– 75 – 287]

ΔH = (– 108) – (– 362)

ΔH = – 108 + 362

ΔH = 254 kj

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

C

H

+ 5/2 O

 2 CO

+ H

O

Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C₂H_{2 (g)} ) ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 _(g) ) ΔH = – 285,5 kj/mol (H₂O _() )

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.

ΔH = H

– H

ΔH = [2

(– 393,3) + 1

(– 285,5) – [ (+ 226,5)]

ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5

ΔH = – 1298,6 kj/mol

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

2

(g)

+ 1/2 O

2

(g)

H

2

O

(

l

)

ΔH = – 68 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

4

+ 2 O

2

 CO

2

+ 2 H

2

O

a) 1060 Kcal.

b) 530 Kcal.

c) 265 Kcal.

d) 140 Kcal.

e) 106 Kcal.

1 mol de CH

212 kcal

80 g de CH

libera

x

kcal

16 g de CH

libera

CH

:

12 + 4

1 = 16 g

212

80

x

16

=

16

x

= 212

80

x

₌

16960

16

x = 1060 kcal

02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C₁₂H₂₂O_11(s), é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO_{2 (g)} e H₂O _() os únicos produtos da reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔH_f = – 394 kj/mol (CO2(g)) e

ΔH_f = – 286 kj/mol (H₂O_()), 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.

___ C

₁

H

O

+ ___ O

₁₂

 ___ CO

₁₂

+ ___ H

₁₁

O

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

ΔH = H

– H

– 5635 = [12

(– 394) + 11

(– 286)] – [ ΔH

]

– 5635 = – 4728 – 3146 – ΔH

ΔH

= 5635 – 7874

ΔH

= – 2239 kj/mol

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

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)

Ligação Energia (kj/mol)

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 H – Cl + F – F  2 H – F + Cl –

Cl

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



Cl – Cl

3

+ 2 N – H

H

H

H – Cl

6

3

x

174 + 558

+ N N



58 +

6

x

93

+ 732 kcal

103

6

x

+

225

618 + 225

– 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:



2 C

+ 4 H

ΔH = + 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

C = C – H

H

H –

H

x

+

4

98,8= 542

x + 395,2 = 542

x = 542 – 395,2

x = + 146,8 kcal

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 – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl}

ou

Cl_2(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

l – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl

C

(grafite)

+ O

2

(g) CO

ΔH = – 393,3 KJ

C

(grafite)

+ O

2

(g)

ΔH

= – 283,0 KJ

caminho direto

CO

ΔH

= – 110,3 KJ

estado inicial

_{estado final}

CO

(g)

+

1/2

O

2

(g)

estado intermediário

Observe que:

ΔH

+ ΔH

= ΔH

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

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:

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.

V V V V V V F F

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:

S

+ 12 O

+ 8 H

SO

 8 H

S

O

As etapas envolvidas no processo são:

Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum.

Pág 342

Ex.19

Pág 342

Ex.19

S

+ 12 O

+ 8 H

SO

 8 H

S

O

8 SO_{2 (g)} + 4 O_{2 (g)}  8 SO_{3 (g)} ΔH = – 800 kj/mol Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ :

8 SO_{3 (g)} + 8 H₂SO_{4 ()}  8 H₂S₂O_{7 ()} ΔH = – 1040 kj/mol Somamos todas as equações:

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)

ΔH = – 64 kcal

ΔH = – 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)

Δ

H = + 128 kcal

Devemos repetir a segunda equação Somando as duas equações, teremos:

2 Fe(s) + O

(g) Fe

O

(s) ΔH = - 196 kcal

2

3

2 FeO(s) + 1

04) A partir das equações termoquímicas:

H

(g) + 1/2 O

(g)  H

O ( l ) ΔH = – 286 KJ

H

(g) + 1/2 O

(g)  H

O ( 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.

Como queremos transformar

água líquida em vapor d’água, deveremos:

inverter a primeira equação:

H

O ( l )  H

(g) + 1/2 O

(g) ΔH = + 286 KJ

repetir a segunda equação:

H

(g) + 1/2 O

(g)  H

O ( v ) ΔH = – 242

KJ

somar as duas equações:

H

O ( l )  H

O (v) ΔH = + 44

KJ

Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “

Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 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

A  D

ΔH = ? kcal

A + B  C

ΔH = – 20,5 kcal

C  D + B

ΔH = + 25,5 kcal

A  D

ΔH = + 5,0 kcal

Pág 339

Ex.01

Pág 339

Ex.01

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

abaixo:

3 C

+ 4 H

 C

H

Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas:

1) C

+ O



CO

ΔH = – 94,0 kcal

2) H

+ 1/2 O

 H

O

ΔH = – 68,3 kcal

3) C

H

+ 5 O



3 CO

(g

+ 4 H

O(l

ΔH = – 531,1 kcal

3 C

+ 3 O



3 CO

ΔH = – 282,0 kcal

4 H

+ 2 O

 4 H

O

ΔH = – 273,2 kcal

3 CO

(g

+ 4 H

O



C

H

+ 5 O

ΔH = + 531,1 kcal

3 C

+ 4 H

 C

H

ΔH = – 24,10 kcal

Pág 342

Ex.18

Pág 342

Ex.18

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) (2)

1

C

H

+ 17/2

O

 8

CO

+ 9

H

O

1 C

H

+ 25/2 O

 8 CO

+ 9 H

O

ΔH = – 5471 kj

8 CO

 8 CO + 4 O

ΔH = + 2264 kj

ΔH = – 3207 kj

1

C

H

+ 17/2

O

 8

CO

+ 9

H

O