GOVERNO DO ESTADO DO PARÁ SECRETARIA DE ESTADO DE EDUCAÇÃO A.O.S. DIOCESE DE ABAETETUBA E.E.E.F.M SÃO FRANCISCO XAVIER. Compêndio II - 3 Bimestre 2021

(1)

GOVERNO DO ESTADO DO PARÁ SECRETARIA DE ESTADO DE EDUCAÇÃO

A.O.S. DIOCESE DE ABAETETUBA E.E.E.F.M SÃO FRANCISCO XAVIER

COMPONENTE CURRICULAR: QUÍMICA ANO/SÉRIE: 2ª SÉRIE PROFESSOR(A): MÁLISON LOBATO E SUZY FONSECA

ALUNO (A): TURMA:

Compêndio II - 3° Bimestre 2021

TERMOQUÍMICA

1- CONCEITO: estuda as variações de energia que ocorrem em uma reação química (estuda o calor das reações).

Importante!!

A- Toda reação química é acompanhada de uma variação de energia.

B- A variação de energia mais comum numa reação é o calor.

C- Como as reações são efetuadas em geral a pressão (1atm) constante (ao ar livre), o calor medido é chamado de variação de entalpia (H).

2- ENTALPIA (H): é o conteúdo de energia do sistema, ou seja, é a energia armazenada no sistema.

• Variação de Entalpia (H) (Convenção)

H = HP

(produtos) - H

R

(reagentes) A + B → C + D

Reagente Produto H

R (inicial)

H

P (final)

• H < 0 (-)  processo exotérmico • H > 0 (+)  processo endotérmico

H = HP – HR (HP < HR) H = 200 – 100 (HP > HR)

H = 100 – 200  H = - 100 cal H = + 100cal

3- TIPOS DE REAÇÃO

• Reação Exotérmica (libera calor) • Reação Endotérmica (absorve calor) Ex: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH = -68,3 Kcal Ex: N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ΔH = +43

Kcal

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) + 68,3 Kcal N2(g) + O2(g) + 43 Kcal → 2NO(g)

H2(g) + ½ O2(g) - 68,3 Kcal → H2O(l) N2(g) + O2(g) → 2NO(g) - 43 Kcal

(2)

H = HP – HR (HP < HR) H < 0 (-) H = HP – HR (HP > HR) H > 0 (+)

Obs: A energia do reagente é  que a energia do produto.

Obs: A energia do produto é  que a energia do reagente.

4- EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA: é a forma correta de representar uma reação química e o calor envolvido na mesma.

Ex: CH

4(g)

+ 2O

2(g)

→ 1CO

2(g)

+ 2H

2

O

(l) H = - 212,8 Kcal / Mol CH4

(25

⁰

C, 1 ATM)

Obs: Condições normais “C.N.T.P.” (0

^o

C, 1 ATM)

5- GRÁFICOS DE ENTALPIA (H)

Ex1: Reação de formação de 1 mol de H2O. Ex2: Reação de decomposição de mol de H2O H2(g) + ½ O2(g) → 1H2O(l) ΔH = -68,3 Kcal (25 ºC/ 1 atm) 1H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) ΔH = +68,3 Kcal (25 ºC/ 1 atm)

H = HP – HR (HP < HR) H = HP – HR (HP > HR)

H < 0 (-) H > 0 (+)

6- FATORES QUE INFLUENCIAM NO H

a- Temperatura: o H depende da variação de temperatura.

• 20°C t1

(experimento 1)

CH

4(g)

+ 2O

2(g)

→ CO

2(g)

+ 2H

2

O

(l)

H = - 210,8 kcal/mol CH

4

•

25°C t

2

(experimento 2)

CH

4(g)

+ 2O

2(g)

→ CO

2(g)

+ 2H

2

O

(l)

H = - 212,8 kcal/mol CH

4

b- Quantidade de substância: o H depende da quantidade de substância reagente.

(experimento 1) A + B → AB H = - 24 Kcal (experimento 2) 2A + 2B → 2AB H = - 48 Kcal

c- Estado Físico: a H depende do estado físico da substância.

t1 < t2 = H1 < H2

(3)

E E N X D O O T T

H(S) < H(l) < H(v)

energia aumenta

d- Estado Alotrópico: o H depende da variedade alotrópica da substância.

7- Tipos de H – Calores de reação

7.1- ENTALPIA OU CALOR DE FORMAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA (H

⁰_f

): é a variação de entalpia, calor “liberado” ou “absorvido”, na reação de formação de 1 mol de substância composta a partir de seus elementos na forma de substância simples no estado padrão.

• Estado Padrão (convenção arbitrária): H⁰

= entalpia padrão.

- Pressão 1 atm e temperatura 25 ºC ou 298 K em geral.

- Substância simples no estado alotrópico mais estável e estado físico habitual (como se encontra no ambiente).

IMPORTANTE!!

Toda substância simples no estado padrão tem por convenção “entalpia igual a zero”.

•

Estados Alotrópicos mais estáveis

• Estado Físico Habitual

Ferro: Fe(s) → H⁰ = 0 Cloro: Cl2(g) → H⁰ = 0 Hidrogênio: H2(g) → H⁰ = 0 Alumínio: Al(s) → H⁰ = 0

• Modelo Genérico

A + B → AB H⁰_f = + OU –

Substâncias 1 mol

Simples Substância (estado padrão) Composta

(4)

7.2- ENTALPIA OU CALOR DE COMBUSTÃO (Hº

comb.

):é a variação de entalpia, calor “liberado”, na combustão de 1 mol de uma substância em presença do oxigênio atmosférico no estado padrão.

• Modelo Genérico

AB + O2Ig)

exotérmica combustão

Produtos Hºcomb= – combustível comburente

8- Cálculo teórico do H de uma reação.

8.1- CÁLCULO DO H PELA ENTALPIA DE FORMAÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS

8.2- CÁLCULO DO H PELA LEI DE HESS

• LEI DE Hess

A variação de entalpia de uma reação química depende somente dos estados

“INICIAL e FINAL” da reação, independendo dos estados intermediários que a reação passou.

• CONSEQÜÊNCIA DA LEI DE Hess

Uso das equações termoquímicas como se fossem equações matemáticas, pois podemos soma-las, subtraí-las, multiplica-las, dividi-las e invertê-las.

• IMPORTÂNCIA DA LEI DE Hess

Permite o cálculo da

H teórico de reações difíceis de serem calculadas

experimentalmente.

Conclusão: O

H de um processo é o mesmo, seja numa transformação direta ou

em etapas.

Hreação = H (produtos) – H (reagentes)

FINAL INICIAL

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ALUNO (A): TURMA:

Compêndio II - 3° Bimestre 2021

Exercícios

1 - Verifique se as equações termoquímicas abaixo estão ou não no ESTADO PADRÃO.

a) H

2(g)

+ ½ O

2(g)

→ H

2

O

(l)

c) C

(grafite)

+ O

2(g)

→ CO

2

e) SO

2(g)

+ ½ O

2(g)

→ SO

3(g)

b) C

(diamante)

+ O

2(g)

→ CO

2(g)

d) H

2(g)

+ Cl

2(g)

→ 2 HCl

(g)

2 - Complete as equações das reações de formação das substâncias abaixo:

a) ... + ... → NH

3(g)

H

⁰_f

= - 68,3 Kcal/mol b) ... + ... → C

2

H

4(g)

H

⁰_f

= + 12,5 Kcal/mol c) ... + ... + ... → C

2

H

5

OH

(l)

H

⁰_f

= - 66,4 Kcal/mol d) ... +... + ... → H

2

SO

4(l)

H

⁰_f

= - 194,5 Kcal/MOL 3 - Complete as equações das reações de combustão das substâncias abaixo:

a) C

(grafite)

+ O

2(g)

→ ...

Hºcomb

= - 94,1 Kcal/mol

b) C

(grafite)

+ ½ O

2(g)

→ ...

Hºcomb

= - 67,7 Kcal/mol

c) C

2

H

4(g)

+ O

2(g)

→ ... + ...

Hºcomb

= - 337,2 Kcal/mol d) C

2

H

5

OH

(l)

+ O

2(g)

→ ... + ...

Hºcomb

= - 326,7 Kcal/mol

4 - Calcular a variação de Hentalpia observada na queima de metanol (CH

3

OH).

Dados: H

_f^º

(CH

3

OH)= - 57,0 Kcal.mol

^-1

H

_f^º

(H

2

O)= - 68,0 Kcal.mol

^-1

H

_f^º

(CO

2

)= - 94,,0 Kcal.mol

^-1

CH

3

OH

(l)

+ 3/2O

2(g)

→ CO

2(g)

+ 2H

2

O

(g)

(6)

Resposta: -173 Kcal/mol

5 - Dadas as entalpias de formação de 1 atm e 25 ºC

Substância

Hf(Kcal/mol)

C

2

H

2(g)

________ + 54

CO

2(g)

________ – 94,1 H

2

O

(g)

________ – 68,3

Determinar a entalpia de combustão de acetileno segundo a reação.

Resposta: - 310,5 Kcal

C

2

H

2(g)

+ O

2(g)

→ CO

2(g)

+ H

2

O

(g)

6 - Os romanos utilizavam CaO como argamassa nas construções rochosas. O CaO era misturado com água, produzindo Ca(OH)

2

, que reagia lentamente com o CO

2

atmosférico, dando calcário.

Ca(OH)

2(s)

+ CO

2(g)

→ CaCO

3(s)

+ H

2

O

(g)

Dados :

Hf° Ca(OH)2

=

- 1000 Kj/mol

Hf° CaCO3

= - 1.200 Kj/mol

Hf° CO2

= - 400 Kj/mol

Hf° H2

O= - 240 Kj/mol

A partir dos dados:

Determine a variação de entalpia da reação em Kj/mol.

Resposta: - 40 Kj/mol

7 - Das equações termoquímicas numeradas abaixo podemos dizer que as únicas que apresentam reagentes com conteúdo energético menor do que os produtos são:

I. FeO

(s)

+ C

graf

→ Fe

(s)

+ CO

(g)

- 155,8 kJ II. C

(graf)

+ O

2(g)

→ CO

2(g)

+ 393,5 kJ III. H

2(g)

+ I

2(s)

→ 2HI

(g)

-51,8kJ

IV. 2C

graf

+ 3H

2(g)

+ ½ O

2(g)

→ C

2

H

6

O

(liq)

+ 277,8 kJ

(7)

a) I e II c) I e IV e) I e III b) II e III d) III e IV

8 - Fotossíntese é um processo fisioquímico realizado pelos vegetais clorofilados.

Estes seres sintetizam dióxido de carbono e água, obtendo glicose, celulose e amido através de energia luminosa. Este é um processo do anabolismo, em que a planta acumula energia a partir da luz para uso no seu metabolismo, formando adenosina tri-fosfato, o ATP, a moeda energética dos organismos vivos. A fotossíntese inicia a maior parte das cadeias alimentares na Terra. Sem ela, os animais e muitos outros seres heterotróficos seriam incapazes de sobreviver porque a base da sua alimentação estará sempre nas substâncias orgânicas proporcionadas pelas plantas verdes.

Considere a reação da fotossíntese representada pela seguinte equação termoquímica

2( ) 2 ( ) 6 12 6( ) 2( )

cos

6 _g 6 _l 2800 ^clorofila_luz _s 6 _g

gli e

CO + H O + kJ ⎯⎯⎯⎯→C H O + O

Sobre essa reação são feitas as seguintes afirmações:

I. Há absorção de calor, sendo a reação endotérmica.

II. A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.

III. Para a formação de 1mol de glicose há liberação de 2800kJ.

Está(ão) CORRETA(S):

a) I e II. c) II e III e) I b) I e III d) I, II e III

9- Observe o esquema abaixo:

De acordo com o esquema apresentado, podemos dizer que esse processo deverá ser:

a) exotérmico e absorver 900 kJ.

b) exotérmico e liberar 200 kJ.

c) exotérmico, com H = -900 kJ.

d) endotérmico, com H = +200 kJ.

e) endotérmico, com H = - 200 kJ.

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Equilíbrio Químico

1 - Conceito: é toda reação reversível que ocorre em um sistema fechado, onde a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e as concentrações molares [ ] dos reagentes e produtos permanecem constantes indefinidamente a não ser que algum fator altere (desloque) o equilíbrio químico.

Reação Reversível: é aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos, ou seja, é a reação na qual os reagentes se transformam em produtos, e estes, à medida que se formam, regeneram os reagentes iniciais.

✓

A reversibilidade da reação é representada por duas setas com sentidos opostos entre os reagentes e produtos.

✓ A reação que ocorre no sentido dos produtos é chamada de reação direta.

✓ A reação que ocorre no sentido dos reagentes é chamada de reação inversa.

Reagentes Produtos

OBS: toda reação reversível tende para um equilíbrio e, por isso, nunca será uma reação completa.

OBS: o equilíbrio químico é sempre DINÂMICO, isto é, a nível microscópico continua havendo reação, tanto no sentido direto como no inverso

 Equilíbrio

A [reagentes] permanece constante A [produtos] permanece constante

Reação direta

Reação inversa

(9)

[C]

^c

.[D]

^d

[A]

^a

. [B]

^b

- Podemos ter três situações possíveis:

OBS: após o equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos podem ser iguais ou diferentes entre si; porém, com certeza, permanecem constantes.

2 - Constante de Equilíbrio (Keq.)  mede o fato de uma reação reversível ter caminhado mais ou menos, até atingir o equilíbrio químico, ou seja, nos dá uma ideia da extensão da reação (o seu rendimento).

Ex: Reação Genérica

a A + b B c C + d D

Reagente Produto

Expressão de Equilíbrio ou da Lei:

Kc = ____________

K

c

= Cts. de Equilíbrio em termos de Concentração Molar [ ].

Importante  na expressão do Kc entram reagentes ou produtos líquidos ou gasosos (mas não sólidos).

c d

C D

a b

A B

(P ) .(P ) Kp= (P ) .(P )

K

p

= Cts. de Equilíbrio em termos de Pressões Parciais.

Vd

Vi

Kp varia de acordo com a

temperatura e só entram substâncias

gasosas.

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Compêndio II - 3° Bimestre 2021

Exercícios

1 - Analise atentamente o gráfico para responder o que se pede.

a) Qual a curva que representa a variação da velocidade da reação direta?

b) Qual a curva que está representando a variação da velocidade da reação inversa em função do tempo?

c) Qual instante t em que a reação atingiu o equilíbrio?

d) Qual das reações (direta ou inversa) possui maior velocidade no instante t

1

? 2 - Analise o gráfico para responder:

a) Qual a curva que esta representando a variação da concentração dos reagentes em função do tempo?

b) No equilíbrio, qual dos componentes apresenta maior concentração?

c) Quantos minutos o equilíbrio demorou para ser atingido?

3 - A cinética da reação de consumo de 1mol de ácido acético e formação de 1 mol acetato de

etila em função do tempo está representado no gráfico a seguir. A reação que representa esse

equilíbrio é dada por:

(11)

CH

3

COOH

(L)

+ C

2

H

5

OH

(L)

CH

3

COOC

2

H

5 (L)

+ H

2

O

(L)

a) Quantos mols de ácido acético restam e quantos de acetato de etila se formaram em 120 s de reação?

b) Após quanto tempo de reação a quantidade de produtos passa a ser maior que a de reagentes?

c) Quantos mols de acetato de etila são obtidos no equilíbrio?

4 - Escreva a expressão do K

eq

.(Kc e Kp) para as reações abaixo:

a) N

2(g)

+ 3H

2(g)

2NH

3(g)

b) CaCO

3(s)

CaO

(s)

+ CO

2(g)

c) MgO

(s)

+ SO

2(g)

MgSO

3(s)

d) Zn

(s)

+ Cu

⁺²(aq)

Zn

(s)

+ Cu

⁺²(s)

e) SO2

(g)

+ ½ O2

(g)

SO3

(g)

f) CH3COOH

(L)

+ C2H5OH

(L)

CH

3

COOC

2

H

5(L)

+ H

2

O

(L)

5 - (UFRS) Uma reação química atinge o equilíbrio químico quando:

a) Ocorre simultaneamente nos sentidos direto e inverso.

b) As velocidades das reações direta e inversa são iguais.

c) Os reatantes são totalmente consumidos.

d) A temperatura do sistema é igual à do ambiente.

e) A razão entre as concentrações de reatantes e produtos é unitária.

6 - (U. F. Fluminense-RJ) Assinale a opção que apresenta a expressão da constante de equilíbrio, em termos de concentração de reagentes e produtos, para a reação H

2(g)

+ I

2(g)

 2HI

(g)

a) [ HI ]

²

/ [ H

2

] [ I

2

]

b) [ H

2

] [ I

2

] / [ HI ]

²

c) [ HI ]

²

/ [ H

2

] + [ I

2

]

d) [ H

2

] [ I

2

] / 2 [ HI ]

e) 2 [ HI ] / [ H

2

] [ I

2

]

(12)

7 - (UEMA) Na equação aA + bB

2

1

cC + dD, após atingir o equilíbrio químico,

podemos concluir a constante de equilíbrio

_a _b

d c

C A B

D K C

] [ ] [



= 

, a respeito da qual é correto afirmar que.

a) Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta.

b) Kc independe da temperatura.

c) Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então Kc = 0.

d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes.

e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos.

8 - (Cesgranrio) Um grupo de pesquisadores químicos apresentou relatório contendo resultados de estudos sobre processos alternativos para a produção de substância de vital importância para a população. Considerando as constantes de equilíbrio, usadas como critério de escolha e apresentadas a seguir para cada processo, espera-se que o responsável opte pelo processo:

Processo Kc

a) I 0,01

b) II 0,1

c) III 1

d) IV 10

e) V 100

9 - (U. E. Londrina-PR) No equilÍbrio quÍmico A + B  C + D verifica-se que, a 25°C, [A] = [B] = 1,0 M e [C] = [D] = 2,0 M. A constante de equilíbrio em termos de concentração, a 25°C, tem valor numérico: