Exercícios Resolvidos sobre TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE FORMAÇÃO
Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis
em condição ambiente (25°C, 1atm).
Substâncias
Simples no
Estado Padrão
⇒
1MOL de
Substância
Composta
3. Por convenção, substâncias simples no estado padrão aprezero
sentam entalpia
.
4. Calor de formação ou entalpia de formação ou ∆H formação é
a variação de entalpia na formação de 1 mol de subssubstância simples
tância composta a partir de
no estado padrão
.
∆HFORM
∆HFORM = Calor de Formação; Entalpia de Formação.
5. Escreva as equações correspondentes à entalpia de formação de:
Convenção: Substâncias simples no estado padrão possuem
entalpia zero.
a) C3H8 (g)
3 Cgraf. + 4 H2(g) → C3H8(g)
Entalpia
H0
O3(g)
CDiam
b) C2H6O (l)
SMON
2 Cgraf. + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) → C2H6O(l)
c) Na2SO4 (s)
Zero
O2(g)
Cgraf
SROMB
2 Na(s) + Srômb. + 2 O2(g) → Na2SO4(s)
A entalpia de 1 mol de uma substância composta é numericamente igual ao seu Calor de Formação.
Exercícios
1/2 H2(g) + 1/2 N2(g) + 3/2 O2(g) → HNO3(l)
6. No diagrama
1. Substâncias simples são constituídas por
um único elemento
d) HNO3 (l)
Entalpia
.
A
2. No estado padrão (estado mais estável a 25°C, 1 atm), teremos:
Elemento
Químico
Substância
Simples
Hidrogênio
H2(g)
Oxigênio
O2(g)
Carbono
Cgraf.
Enxofre
Srômbico
Sódio
Na(s)
Alumínio
Al(s)
Mercúrio
Hg(l)
CS2(l)
∆H = + 19 kcal
B
Cgraf + 2Sromb
zero
a) o ponto B vale
kcal.
+ 19
b) o ponto A vale
kcal.
c) este ∆H é numericamente igual à entalpia de 1 mol de
CS 2 (l).
✓
certo
errado
d) A entalpia padrão do CO2 (g), isto é, a entalpia do
CO2 (g) a 25°C e 1 atm, é numericamente igual ao seu
Calor de Formação (25°C, 1 atm).
7. No diagrama
H(kcal)
A
Cgrafite + O2(g)
✓
certo
errado
∆H = – 94 kcal
B
CO2(g)
a) A energia (entalpia) do ponto A, por convenção, vale
zero .
b) A energia (entalpia) do ponto B vale
– 94 kcal
.
c) A entalpia de um mol de CO2 (g) vale
– 94 kcal
.
TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE COMBUSTÃO
Qual dos dois combustíveis libertaria maior quantidade de
calor por grama ?
(C = 12, H = 1)
H2
Exercícios
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)
Cgraf. + O2(g) → CO2(g)
c) C3H8 (g)
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
d) C4H8O2(l)
C4H8O2(l) + 5 O2(g) → 4 CO2(g) + 4 H2O(l)
2. O calor de combustão de 1mol de H2 (g) é numericamente
igual ao calor de formação de H2O(l).
certo
1 g ——
errado
3. Dado:
Calor de combustão de H2 (g) = – 68 kcal/mol
Calor de combustão de CH4 (g) = – 213 kcal/mol
x
x = – 34 kcal
CH4
16 g libera
1g
libera
y = 13,3 kcal
Resposta: H2
b) Cgraf
✓
2 g —— (– 68) kcal
123
1. Escreva as equações termoquímicas correspondentes à entalpia de combustão de:
a) H2 (g)
123
Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação de
entalpia (∆H) da combustão completa de 1mol de combustível, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão.
213
y
CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO ATRAVÉS DE ENTALPIAS DE FORMAÇÃO
H(kcal ou kJ)
SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL)
+x
HFORM. = + x
zero
SUBSTÂNCIA SIMPLES
(ESTADO PADRÃO)
HFORM. = – y
–y
SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL)
A entalpia (H) de 1,0 mol de uma substância composta é numericamente igual ao respectivo Calor de Formação.
LEI DE HESS E ENTALPIAS DE FORMAÇÃO
aA + bB → cC + dD
∆H = ?
aHA
bHB
cHC dHD
14243
14243
HINICIAL
HFINAL
∆H = HFINAL – HINICIAL
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = [+ 10] – [2(+ 34)]
∆H = – 58 kJ
2. O valor do ∆H de uma equação termoquímica corresponde automaticamente às quantidades de mols indicadas pelos coeficientes da respectiva equação.
Portanto, com relação à questão anterior, qual o valor de
∆H em kJ por mol de NO2 que dimeriza?
2 NO2 → N2O4
2 mol
1 mol
NO2 →
1 mol
∆H = – 58 kJ
(por mol de N2O4)
1
N O ∆H = – 58/2 kJ
2 2 4
(por mol de NO2)
1
mol
2
3. Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol,
sendo dados:
Entalpia de formação de C2H6O(l) = – 66 kcal/mol
Entalpia de formação de CO2(g) = – 94 kcal/mol
Entalpia de formação de H2O(l) = – 68 kcal/mol
São expressões sinônimas:
• ENTALPIA DA SUBSTÂNCIA X
• ENTALPIA DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X
• CALOR DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X
C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = ?
1 mol
3 mol
2 mol
3 mol
⇓
⇓
⇓
⇓
(– 66)
Zero
2(– 94)
3(– 68)
1442443
14442443
Exercícios
Hinicial
1. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas moléculas iguais reunem-se para formar uma única estrutura.
Exemplo:
2 NO2(g) → N2O4(g)
Determine o valor de ∆H da dimerização acima, sendo dadas:
Entalpia de NO2(g) = + 34 kJ/mol
Entalpia de N2O4(g) = + 10 kJ/mol
2 NO2(g) → N2O4(g) ∆H = ?
2 mol
1 mol
⇓
⇓
2 (+ 34)
(+ 10)
123
123
Hinicial
Hfinal
Hfinal
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = [2 (– 94) + 3(– 68)] – [(– 66) + zero]
∆H = – 326 kcal/mol
4. Com relação à questão anterior, determine a entalpia de combustão do etanol em kcal/grama. (C = 12, O = 16, H = 1)
liberta 326 kcal
1 mol etanol —— 46 g ————
1 g ————
x
326
x=
= 7 kcal
46
Resposta: 7 kcal/grama
5. O gás SO3, importante poluente atmosférico, é formado de
acordo com o esquema geral:
Combustível
ar
fóssil contendo
queima
enxofre
SO2
6. A reação de trimerização cíclica do acetileno, dando benzeno, pode ser representada pela equação termoquímica:
3C2H2 (g) → C6H6 (l)
ar
∆H = –120kcal (25°C, 1atm)
Sabendo que a entalpia do benzeno vale + 30 kcal/mol,
determine a entalpia de um mol de acetileno.
SO3
Sabendo que o processo de oxidação de SO2 a SO3 apresenta ∆H = –99 kJ/mol de SO2, determine a entalpia de um
mol de SO3 gasoso.
3 C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = – 120
3 x
+ 30
Dado:
Entalpia de SO2 = – 297 kJ/mol
Hinicial
SO2 (g) +
– 297
Resposta: + 50 kcal/mol
123
Hinicial
Hfinal
– 120 = [+ 30] – [3x]
X = + 50 kcal
x
1442443
14243
∆H = Hf – Hi
1
O (g) → SO3 (g) H = – 99
2 2
zero
14243
Hfinal
Sugestão de exercícios:
∆H = Hf – Hi
– 99 = x – [– 297 + zero]
x = – 396kJ
Resposta: – 396 kJ/mol
Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD
Página 311
Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva.
Pág. 333
CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO PELO MÉTODO GERAL DA LEI DE HESS (SOMA DE EQUAÇÕES)
Lei de Hess: o valor do ∆H de um processo depende apenas das entalpias inicial e final, não dependendo do número de
etapas, nem do fato de serem endo ou exotérmicas.
Conseqüência
H
HINICIAL
REAGENTES
H1
H1
∆Htotal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ...
H2
HTotal
H2
H3
HFINAL
PRODUTO
O ∆Htotal será a soma algébrica dos ∆H das etapas.
Como resolver um problema:
I) Somar convenientemente as equações com ∆H conhecidos.
Obs: Se necessário, uma etapa poderá ser invertida e/ou
dividida ou multiplicada por 2, 3, 4 etc.
II) O resultado da soma das equações, deverá ser a equação
com ∆H desconhecido.
III) Aplicar a Lei de Hess:
∆Htotal = Σ∆HETAPAS
4. Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, a
25°C e 1 atm, em kJ/mol, sendo dados:
Exercícios
1. Dados:
Cgraf + O2(g) → CO2(g)
Cdiam + O2(g) → CO2(g)
Calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam.
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94
CO2(g) → Cdiam + O2(g) ∆H2 = + 94,5
Cgraf → Cdiam
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = –239 kJ/mol
∆H = – 94 kcal/mol
∆H = – 94,5 kcal/mol
∆H = – 286 kJ/mol
Cgraf + O2(g) → CO2(g)
∆H = – 94 + 94,5
∆H = + 0,5 kcal/mol
O2 → CO2 + 2H2O H = ?
CH3OH +
∆H = ?
∆H = – 393 kJ/mol
CH3OH → C + 2H2 +
O2
C + O2 → CO2
x2 {2H2 + O2 → 2H2O
2. Com relação à questão anterior, calcule o ∆H para transformar 240 g de grafite em diamante.
(C = 12)
Obs.: Para efeito de comparações, o professor poderá também resolver pelo método dos Calores de formação:
– 239
240 g —— x
x = 10 kcal
O2 → CO2 + 2H2O H = ?
zero
– 393 2(– 286)
14243
1442443
Hinicial
Hfinal
∆H = [– 393 + 2(–286)] – [– 239]
3. Dados:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H = – 136 kcal
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(v) ∆H = – 116 kcal
Calcule o ∆H de vaporização da água em kcal/mol.
2H2O(l) → 2H2 + O2
2H2 + O2 → 2H2O(v)
∆H1 = + 136
∆H2 = – 116
2H2O(l) → 2H2O(v)
∆H = ?
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = + 136 – 116 = + 20 kcal / 2 mols
Logo: ∆H = + 10 kcal/mol
H = ?
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = – 726 kJ/mol
CH3OH +
12 g C —— 0,5 kcal
H2 = – 393
H3 = 2 (– 286)
O2 → CO2 + 2H2O
CH3OH +
H1 = + 239
CÁLCULO DE ∆H DA REAÇÃO ATRAVÉS DE ENERGIAS DE LIGAÇÃO
a)
H
H
H(g) + F(g)
UNIÃO
EXOT.
QUEBRA
ENDOT.
ENERGIA DE LIGAÇÃO
ÁTOMOS
ISOLADOS
I
ÁTOMOS
LIGADOS
Energia de Ligação:
Energia necessária para romper 1 mol de ligações no estado
gasoso.
II
HF(g)
b) “Energia de ligação” da ligação HF(g).
Exercícios
1. Dadas as energias de ligação:
H — H . . . . . . . . . . . . 104 kcal/mol
Cl — Cl . . . . . . . . . . 59 kcal/mol
Qual a ligação mais forte? Justifique.
3. A energia da ligação C — H vale 100 kcal/mol
Determine o ∆H dos processos:
a) CH4 (g) → C(g) + 4 H(g)
∆H = + 4(100) = + 400 kcal
H—H
Porque é a que necessita de maior energia para ser
rompida.
b) C(g) + 4 H(g) → CH4(g)
∆H = – 4(100) = – 400 kcal
Obs.: Em um diagrama teríamos:
H
C(g) + 4F(g)
H = + 4 (100)
kcal
2. Observe os processos
I) HF (g) → H (g) + F (g)
II) H (g) + F (g) → HF (g)
a) Coloque os dois processos em um único diagrama de
entalpia.
b) Qual o nome que podemos dar para o ∆H do processo I?
CH4(g)
H = – 4 (100)
kcal
4. Dadas as energias de ligação em kcal/mol
HF . . . . . . . . . 135
H2 . . . . . . . . . 104
F2 . . . . . . . . . 37
Determine o valor da energia da ligação H — Cl
determine o valor de ∆H do processo
Chamando x a energia de ligação HCl:
H2 → 2 H
∆H1 = + 104
2 HF → H2 + F2
123
Quebras {2HF -------------- 2(135) = 270 kcal (absorvida)
103
H2
Uniões
37
F2
141 kcal (libertada)
Saldo = 270 – 141 = 129
(absorv.) (lib.) (absorv.)
Logo:
∆H = + 129 kcal
5. Com relação à questão anterior, complete o diagrama de
entalpia, colocando os valores de ∆H.
H(kcal)
2 H(g) + 2 F(g)
H2 = – 141
H1 = + 270
H2(g) + F2(g)
H =
2 HF(g)
6. Na reação H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H = –42kcal/mol
Sendo dadas as energias de ligação em kcal/mol
H — H ............... 104
Cl — Cl ............ 60
H1 + ∆H2
270 – 141 = + 129
∆H2 = + 60
Cl2 → 2 Cl
2H + 2Cl → 2 HCl
+
H2 + Cl2 → 2 HCl
Pela Lei de Hess:
– 42 = + 104 + 60 – 2x
x = 103 kcal
∆H3 = – 2x
∆H = – 42
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
TERMOQUÍMICA. EXERCÍCIOS DE REVISÃO
Exercícios
1. Dadas as informações:
a) Diagrama de entalpia:
H(kJ)
NO(g)
1
1
N2 (g) +
O2 (g)
2
2
∆H = + 90 kJ
(1 atm, 25°C)
2. O valor de ∆H de uma reação química pode ser previsto
através de diferentes caminhos. Iremos determinar o ∆H
do processo CH4 + F2 → CH3F + HF
Utilizando dois procedimentos diferentes, considerando
todos os participantes no estado padrão.
a) 1º- caminho: Lei de Hess
Dados:
∆H = – 75 kJ
(Equação I) C + 2H2 → CH4
(Equação II) C +
(Equação III)
b) entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol
(1 atm, 25ºC)
Determine a variação de entalpia de um dos processos
mais importantes de poluição atmosférica:
1
NO2(g) → NO(g) + O2(g)
2
∆H = +56 kJ/mol
1
1
H2 + F2 → HF
2
2
∆H = –271kJ
Equação I = inverter
Equação II = manter
Equação III = manter
CH4 → C + 2H2
C+
O diagrama fornece a entalpia de NO(g), que é numericamente igual ao respectivo calor de formação:
Entalpia de NO(g) = +90 kJ/mol
Portanto:
1
NO2(g) → NO(g) + O2(g) ∆H = ?
2
(+34)
(+90) (zero)
14243 1442443
H (inicial)
H (final)
∆H = H (final) – H (inicial)
∆H = +90 – (+34)
3
1
H + F → CH3F ∆H = –288kJ
2 2 2 2
3
1
H +
F → CH3F
2 2 2 2
1
1
H +
F → HF
2 2 2 2
∆H1 = + 75
∆H2 = – 288
∆H3 = – 271
+
CH4 + F2 → CH3F + HF
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = (+75) + (– 288) + (– 271)
∆H = – 484 kJ
∆H = ?
b) 2º- caminho: Através das energias de ligação
Dados:
Ligação
Energia (kJ/mol)
F—F
155
C—H
413
C—F
485
H—F
567
CH4 + F2
→
14243
Quebras
C — H  413
F — F  155
CH3F + HF ∆H = ?
14243
Uniões
C — F  485
H — F  567
Energia absorvida =
Energia libertada = 1 052 kJ
= 568 kJ
Saldo libertado = 1 052 – 568 = 484 kJ
ou seja
∆H = –484 kJ.
Comentário:
Se sobrar tempo, ou se o professor preferir indicar como
exercício extra, o valor do ∆H também poderá ser determinado pelas entalpias de formação. Basta observar
que:
• Equação I indica a entalpia de formação de CH4
• Equação II indica a entalpia de formação de CH3F
• Equação III indica a entalpia de formação de HF
Portanto:
CH4 + F2 → CH3F + HF
∆H = ?
(– 75)
zero
(– 288)
(–271)
14243
H (inicial)
1442443
Sugestão de exercícios:
H (final)
∆H = H (final) – H (inicial)
∆H = [–288 – 271] – [–75 + zero]
∆H = – 484 kJ
Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD
Pág. 323
Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva.
Pág. 336
Aprofudando o conhecimento sobre todo o capítulo:
Págs. 340 a 342.