Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveisem condição ambiente (25°C, 1atm).

⇒ ∆ HFORM

∆HFORM = Calor de Formação; Entalpia de Formação.

A entalpia de 1 mol de uma substância composta é numerica-mente igual ao seu Calor de Formação.

Exercícios1. Substâncias simples são constituídas por

2. No estado padrão (estado mais estável a 25°C, 1atm), te-remos:

3. Por convenção, substâncias simples no estado padrão apre-sentam entalpia .

4. Calor de formação ou entalpia de formação ou ∆Hformação éa variação de entalpia na formação de de subs-tância composta a partir de

.

5. Escreva as equações correspondentes à entalpia de forma-ção de:

a) C3H8(g)

3 Cgraf. + 4 H2(g) → C3H8(g)

b) C2H6O(l)

2 Cgraf. + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) → C2H6O(l)

c) Na2SO4(s)

2 Na(s) + Srômb. + 2 O2(g) → Na2SO4(s)

d) HNO3(l)

1/2 H2(g) + 1/2 N2(g) + 3/2 O2(g) → HNO3(l)

6. No diagrama

a) o ponto B vale kcal.b) o ponto A vale kcal.c) este ∆H é numericamente igual à entalpia de 1mol de

CS2(l).

certo

errado

✓

Entalpia

H � 0

Zero

O3(g) CDiam SMON

O2(g) Cgraf SROMB

Convenção: Substâncias simples no estado padrão possuementalpia zero.

1MOL de SubstânciaComposta

SubstânciasSimples no

Estado Padrão

TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE FORMAÇÃO

um único elemento

Elemento SubstânciaQuímico Simples

Hidrogênio H2(g)

Oxigênio O2(g)

Carbono Cgraf.

Enxofre Srômbico

Sódio Na(s)

Alumínio Al(s)

Mercúrio Hg(l)

zero

1 molsubstância simples

no estado padrão

Entalpia

ACS2(l)

Cgraf + 2SrombB

∆H = + 19 kcal

zero+ 19

.

Exercícios Resolvidos sobre TERMOQUÍMICA

7. No diagrama

a) A energia (entalpia) do ponto A, por convenção, vale.

b) A energia (entalpia) do ponto B vale .

c) A entalpia de um mol de CO2(g) vale .

d) A entalpia padrão do CO2(g), isto é, a entalpia doCO2(g) a 25°C e 1atm, é numericamente igual ao seuCalor de Formação (25°C, 1atm).

certo errado✓

H(kcal)

ACgrafite + O2(g)

CO2(g)B

∆H = – 94 kcal

zero

– 94 kcal

– 94 kcal

TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE COMBUSTÃO

Exercícios1. Escreva as equações termoquímicas correspondentes à en-

talpia de combustão de:a) H2(g)

H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)

b) Cgraf

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 errado

3. Dado:Calor de combustão de H2(g) = –68 kcal/molCalor de combustão de CH4(g) = –213 kcal/mol

Qual dos dois combustíveis libertaria maior quantidade decalor por grama?(C = 12, H = 1)

H22 g —— (– 68) kcal

1 g —— x

x = – 34 kcal

CH416 g libera 213

1 g libera y

y = 13,3 kcalResposta: H2

✓

Entalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação deentalpia (∆H) da combustão completa de 1mol de combustí-vel, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão. 1

23

12

3

LEI DE HESS E ENTALPIAS DE FORMAÇÃOaA + bB → cC + dD ∆H = ?aHA bHB cHC dHD

HINICIAL HFINAL

∆H = HFINAL – HINICIAL

Exercícios1. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas molé-

culas iguais reunem-se para formar uma única estrutura.Exemplo:

2NO2(g) → N2O4(g)

Determine o valor de ∆H da dimerização acima, sendo dadas:Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/molEntalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol

2 NO2(g) → N2O4(g) ∆H = ?2 mol 1 mol⇓ ⇓

2 (+ 34) (+ 10)123 123Hinicial Hfinal

∆H = Hfinal – Hinicial

∆H = [+ 10] – [2(+ 34)]∆H = – 58 kJ

2. O valor do ∆H de uma equação termoquímica correspon-de automaticamente às quantidades de mols indicadas pe-los 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 ∆H = – 58 kJ2 mol 1 mol (por mol de N2O4)

NO2 → N2O4 ∆H = – 58/2 kJ

1 mol mol (por mol de NO2)

3. Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol,sendo dados:

Entalpia de formação de C2H6O(l) = –66 kcal/molEntalpia de formação de CO2(g) = –94 kcal/mol

Entalpia de formação de H2O(l) = –68 kcal/mol

C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = ?1 mol 3 mol 2 mol 3 mol⇓ ⇓ ⇓ ⇓

(– 66) Zero 2(– 94) 3(– 68)1442443 14442443Hinicial 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 com-bustão do etanol em kcal/grama. (C = 12, O = 16, H = 1)

1 mol etanol —— 46 g ————liberta 326 kcal1 g ———— x

x = = 7 kcal

Resposta: 7 kcal/grama

32646

12

12

CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO ATRAVÉS DE ENTALPIAS DE FORMAÇÃO

+ x

– y

zero SUBSTÂNCIA SIMPLES

(ESTADO PADRÃO)

SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL)

SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL)

�HFORM. = + x

�HFORM. = – y

H(kcal ou kJ)

A entalpia (H) de 1,0 mol de uma substância composta é nu-mericamente igual ao respectivo Calor de Formação.

14243 14243

São expressões sinônimas:• ENTALPIA DA SUBSTÂNCIA X• ENTALPIA DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X• CALOR DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X

5. O gás SO3, importante poluente atmosférico, é formado deacordo com o esquema geral:

Combustível

fóssil contendo ar

SO2ar

SO3enxofre queima

Sabendo que o processo de oxidação de SO2 a SO3 apre-

senta ∆H = –99 kJ/mol de SO2, determine a entalpia de ummol de SO3 gasoso.

Dado:Entalpia de SO2 = –297 kJ/mol

SO2(g) + O2(g) → SO3(g) �H = – 99

– 297 zero x1442443 123

Hinicial Hfinal

∆H = Hf – Hi– 99 = x – [– 297 + zero]x = – 396kJResposta: – 396 kJ/mol

6. A reação de trimerização cíclica do acetileno, dando ben-zeno, pode ser representada pela equação termoquímica:

3C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = –120kcal (25°C, 1atm)

Sabendo que a entalpia do benzeno vale +30kcal/mol,determine a entalpia de um mol de acetileno.

3 C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = – 1203 x + 30

14243 14243

Hinicial Hfinal

∆H = Hf – Hi– 120 = [+ 30] – [3x]X = + 50 kcal

Resposta: + 50 kcal/mol

12

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 ape-nas das entalpias inicial e final, não dependendo do número deetapas, nem do fato de serem endo ou exotérmicas.

Conseqüência

∆Htotal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ...

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/oudividida ou multiplicada por 2, 3, 4 etc.

II) O resultado da soma das equações, deverá ser a equaçãocom ∆H desconhecido.

III) Aplicar a Lei de Hess:∆Htotal = Σ∆HETAPAS

�H1 �H1

�H2

�H2

�H3

�HTotal

REAGENTESH

HINICIAL

HFINALPRODUTO

Sugestão de exercícios:Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTDPágina 311

Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva.

Pág. 333

Exercícios1. Dados:

Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94 kcal/mol

Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94,5 kcal/mol

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 = ?

∆H = ∆H1 + ∆H2

∆H = – 94 + 94,5∆H = + 0,5 kcal/mol

2. Com relação à questão anterior, calcule o ∆H para transfor-mar 240g de grafite em diamante.(C = 12)

12 g C —— 0,5 kcal

240 g —— x

x = 10 kcal

3. Dados:

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H = –136 kcal

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(v) ∆H = –116 kcal

Calcule o ∆H de vaporização da água em kcal/mol.

2H2O(l) → 2H2 + O2 ∆H1 = + 136

2H2 + O2 → 2H2O(v) ∆H2 = – 116

2H2O(l) → 2H2O(v) ∆H = ?

∆H = ∆H1 + ∆H2

∆H = + 136 – 116 = + 20 kcal / 2 molsLogo: ∆H = + 10 kcal/mol

4. Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, a25°C e 1atm, em kJ/mol, sendo dados:

∆H = –239 kJ/mol

∆H = –286 kJ/mol

Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –393 kJ/mol

CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O �H = ?

CH3OH → C + 2H2 + O2 �H1 = + 239

C + O2 → CO2 �H2 = – 393

x2 {2H2 + O2 → 2H2O �H3 = 2 (– 286)

CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O �H = ?

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

∆H = – 726 kJ/molObs.: Para efeito de comparações, o professor poderá tam-

bém resolver pelo método dos Calores de formação:

CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O �H = ?

– 239 zero – 393 2(– 286)14243 1442443

Hinicial Hfinal

∆H = [– 393 + 2(–286)] – [– 239]

∆

H = – 726 kJ

32

32

12

32

H g O g H O2 2 212

( ) ( ) ( )+ → l

C H g O g C

graf + + →2122 2 3( ) ( ) ( )l

ALFA-4 85015048 78 ANGLO VESTIBULARES

12

3+

foiinvertida

Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva.

Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD

Sugestão de exercícios:

Pág. 339

Pág. 315

Exercícios1. Dadas as energias de ligação:

H — H . . . . . . . . . . . . 104 kcal/mol

Cl — Cl . . . . . . . . . . 59 kcal/mol

Qual a ligação mais forte? Justifique.

H — H

Porque é a que necessita de maior energia para serrompida.

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 deentalpia.

b) Qual o nome que podemos dar para o ∆H do processo I?

a)

b) “Energia de ligação” da ligação HF(g).

3. A energia da ligação C — H vale 100kcal/molDetermine o ∆H dos processos:

a) CH4(g) → C(g) + 4H(g)

∆H =

b) C(g) + 4H(g) → CH4(g)

∆H =

Obs.: Em um diagrama teríamos:

CÁLCULO DE ∆H DA REAÇÃO ATRAVÉS DE ENERGIAS DE LIGAÇÃO

H

QU

EB

RA

EN

DO

T.

UN

IÃO

EX

OT.

EN

ER

GIA

DE

LIG

AÇ

ÃO

ÁTOMOS

ISOLADOS

ÁTOMOS

LIGADOS

Energia de Ligação:Energia necessária para romper 1 mol de ligações no estadogasoso.

H

H(g) + F(g)

I

HF(g)

II

H

H(g) + F(g)

I

HF(g)

II

H

C(g) + 4F(g)

�H = + 4 (100)kcal

CH4(g)

�H = – 4 (100)kcal

H

C(g) + 4F(g)

�H = + 4 (100)kcal

CH4(g)

�H = – 4 (100)kcal

+ 4(100) = + 400 kcal

– 4(100) = – 400 kcal

4. Dadas as energias de ligação em kcal/mol

HF . . . . . . . . . 135H2 . . . . . . . . . 104F2 . . . . . . . . . 37

determine o valor de ∆H do processo

2HF → H2 + F2

Quebras {2HF -------------- 2(135) = 270kcal (absorvida)

UniõesH2 103

F2 37

141 kcal (libertada)

Saldo = 270 – 141 = 129(absorv.) (lib.) (absorv.)

Logo:∆H = + 129 kcal

5. Com relação à questão anterior, complete o diagrama deentalpia, colocando os valores de ∆H.

6. Na reação H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H = –42kcal/molSendo dadas as energias de ligação em kcal/mol

H — H ............... 104Cl — Cl ............ 60

Determine o valor da energia da ligação H — Cl

Chamando x a energia de ligação HCl:H2 → 2 H ∆H1 = + 104

Cl2 → 2 Cl ∆H2 = + 60

2H + 2Cl → 2 HCl ∆H3 = – 2x

H2 + Cl2 → 2 HCl ∆H = – 42

Pela Lei de Hess: ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3– 42 = + 104 + 60 – 2xx = 103 kcal

12

3

H(kcal)

2 H(g) + 2 F(g)

�H1 = + 270

2 HF(g)

�H2 = – 141

�H =�H1 + ∆H2

270 – 141 = + 129

H2(g) + F2(g)

+

Exercícios1. Dadas as informações:

a) Diagrama de entalpia:

b) entalpia de NO2(g) = +34kJ/mol(1atm, 25ºC)

Determine a variação de entalpia de um dos processosmais importantes de poluição atmosférica:

NO2(g) → NO(g) + O2(g)

O diagrama fornece a entalpia de NO(g), que é numerica-mente igual ao respectivo calor de formação:Entalpia de NO(g) = +90 kJ/molPortanto:

NO2(g) → NO(g) + O2(g) ∆H = ?

(+34) (+90) (zero)

H (inicial) H (final)∆H = H (final) – H (inicial)∆H = +90 – (+34)

2. O valor de ∆H de uma reação química pode ser previstoatravés de diferentes caminhos. Iremos determinar o ∆Hdo processo CH4 + F2 → CH3F + HFUtilizando dois procedimentos diferentes, considerandotodos os participantes no estado padrão.a) 1º- caminho: Lei de Hess

Dados:(Equação I) C + 2H2 → CH4 ∆H = –75kJ

(Equação II) C + H2 + F2 → CH3F ∆H = –288kJ

(Equação III) H2 + F2 → HF ∆H = –271kJ

Equação I = inverterEquação II = manterEquação III = manter

CH4 → C + 2H2 ∆H1 = + 75

C + H2 + F2 → CH3F ∆H2 = – 288

H2 + F2 → HF ∆H3 = – 271

+

CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ?

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

∆H = (+75) + (– 288) + (– 271)∆H = – 484 kJ

12

12

12

32

12

12

12

32

∆H = +56 kJ/mol

12

12

TERMOQUÍMICA. EXERCÍCIOS DE REVISÃO

12

N2 (g) +12

O2 (g)

NO(g)

∆H = + 90 kJ(1 atm, 25°C)

H(kJ)

14243 1442443

b) 2º- caminho: Através das energias de ligaçãoDados:

CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ?

Quebras Uniões

C — H 413 C — F 485F — F 155 H — F 567

Energia absorvida = Energia libertada = 1 052 kJ= 568 kJSaldo libertado = 1 052 – 568 = 484 kJou seja∆H = –484 kJ.

Comentário:Se sobrar tempo, ou se o professor preferir indicar comoexercício extra, o valor do ∆H também poderá ser deter-minado pelas entalpias de formação. Basta observarque:• 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 HFPortanto:CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ?

(– 75) zero (– 288) (–271)

H (inicial) H (final)

∆H = H (final) – H (inicial)∆H = [–288 – 271] – [–75 + zero]∆H = – 484 kJ

Ligação Energia (kJ/mol)

F — F 155

C — H 413

C — F 485

H — F 567

14243 14243

14243 1442443 Sugestão de exercícios:Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD

Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva.

Pág. 323

Pág. 336

Aprofudando o conhecimento sobre todo o capítulo:Págs. 340 a 342.