Termoquímica

     Termoquímica estuda a liberação ou absorção de calor em reações químicas ou em transformações de substâncias como dissolução, mudanças de estado físico,... As transformações termoquímicas podem ser:

Transformações endotérmicas: absorvem energia.

Transformações exotérmicas: liberam energia.

A energia transferida entre dois corpos (ou entre diferentes partes de um mesmo corpo), que têm temperaturas diferentes é denominada CALOR.

• unidade para medir energia é a caloria (cal), que equivale à quantidade de calor necessária para elevar em 1°C a temperatura de 1 g de água.

1 cal = 4,18 J aparelho utilizado – calorímetros

Entalpia (H)    

É o total de energia liberada ou absorvida em uma transformação de um dado sistema, a pressão constante.     

Transformação exotérmica: libera calor para o meio ambiente.

A + B→ C + D + calor Hi Hf ∆H

    Sendo que:

 Hf < Hi

∆ H = Hf - Hi 

∆ H < 0 

Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente.

A + B + calor → C + DHi ∆H Hf

    

Sendo que:

 Hf > Hi 

∆ H = Hf - Hi  

∆ H > 0 

FATORES QUE INFLUEM NO VALOR DA ENTALPIA

1. O estado físico

2. Estado alotrópico dos reagentes e produtos (lembre-se: Alotropia ocorre quando um mesmo elemento químico forma diferentes substâncias simples).

Principais variedades alotrópicas :

Gás oxigênio (O2) = mais estável, menor entalpia.Gás ozônio (O3) = mais reativo, maior entalpia.

Carbono grafite (C6) = mais estável, menor entalpia.Carbono diamante (C6) = mais reativo, maior entalpia.

Fósforo vermelho (Pn) = mais estável, menor entalpia.Fósforo branco (P4) = mais reativo, maior entalpia.

Enxofre rômbico (S8) = mais estável, menor entalpia.Enxofre monoclínico (S8) = mais reativo, maior entalpia.

A variedade alotrópica mais reativa sempre estará num patamar de energia mais alto, no diagrama de entalpia:

3. Temperatura: as determinações de ∆H devem ser feitas a temperatura constante, pois ela influi no seu valor. Geralmente as transformações são feitas em condições-padrão, a 25ºC.

4. Quantidades de reagentes e produtos: o valor do ∆H é determinado pelas quantidades dos reagentes.

Equação termoquímica: nela devem constar o valor da entalpia e todos os fatores que nela influem no seu valor:

estado físico

Pressão

Temperatura

variedade alotrópica

Ex:

Cgrafite + O2 (g) → CO2 (g)        ∆H = - 392,9 kJ/mol

(a 25ºC e 1 atm)

Entalpia padrão: é aquela medida no estado padrão.

Estado padrão:

temperatura de 25ºC pressão de 1 atm forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum da

substância.

Substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero.

Casos particulares de entalpias

•    Entalpia de formação corresponde à variação de entalpia envolvida na formação de um mol de substância, a partir de substâncias simples, no estado padrão.

Ex. da reação da síntese (formação) e da variação de entalpia, para um mol de metano:

Cgrafite   +   2 H2 (g)  →   CH4 (g)        ∆H = - 74,8 kJ/mol

     Para se determinar a variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de formação, usa-se a relação:

∆H = Hprodutos -   Hreagentes

• Entalpia de combustão é a variação de entalpia liberada na combustão de um mol de substância, estando todos os participantes no estado padrão.

Ex. da reação de combustão de um mol de metano:

CH4 (g) + O2 (g)→ CO2 (g) + 2 H2O (l)        ∆H = - 212,8 kcal/mol

 Entalpia de ligação é a energia absorvida no rompimento de um mol de ligações entre dois átomos, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25ºC e 1 atm. Sendo que:

Quebra de ligação: absorção de calor. Formação de ligação: liberação de calor.

Ex:

     A variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de ligação, é definida como:

∆H = Hlig. rompidas  +   Hlig. formadas

    É interessante notar que podemos analisar vários tipos de entalpias, de acordo com a transformação estudada: entalpia de dissolução, entalpia de neutralização, entalpia de síntese,...

 Lei de Hess  'A variação de entalpia da reação depende apenas dos seus estados

inicial e final.'     

A lei de Hess permite que se calcule variação de entalpia de reações difíceis de serem efetuadas experimentalmente, no calorímetro. Assim o seu ∆H é determinado indiretamente, por meio da soma adequada de suas equações intermediárias e respectivas entalpias.     Por ex., para uma reação que ocorre em várias etapas:

Pela lei de Hess, teremos:

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3...

Para isto, é necessário:

• somar as equações de todas as reações intermediárias, de forma adequada.

•Quando inverter uma equação química, deve-se inverter também o seu ∆H.

• se multiplicar ou dividir uma equação por um número, seu ∆H também deve ser multiplicado ou dividido.

Exercícios

1. Observe o gráfico e responda qual a variação de entalpia (∆H)?

∆H = Hp - Hr

∆H = 10 – 22

∆H = - 12

2. Observe o gráfico e responda qual a energia de ativação?

18

3. Qual é a energia do complexo ativado?

40

4. Observe o gráfico e classifique-o em exotérmico ou endotérmico.

Exotérmico

5. Indique os números que representam a variação de entalpia e a energia de ativação da reação direta.

Reação direta é a reação da esquerda para a direita. Dessa forma, A é o reagente e B é o produto. A energia de ativação da reação direta é o 2 e variação de entalpia, o 4.

6. Considerando o gráfico, responda os números que correspondem a variação de entalpia e a energia de ativação da reação inversa.

Reação inversa é a reação da direita para a esquerda. Dessa forma, o B é o reagente e o A é o produto. O 5 é a energia de ativação da reação inversa e a variação de entalpia é representada pelo 4.

7. Considere os seguintes processos: neutralização de leite de magnésia no estômago, oxidação de cobre, formando zinabre e ataque de ácido muriático (HCl) em pedaço de palha de aço. Quem apresenta alta energia de ativação?

Ter alta energia de ativação significa velocidade baixa, ou seja, reação muito lenta. Isso quer dizer que somente a oxidação do cobre formando zinabre apresenta, pois é uma reação lenta. Já os dois outros processos apresentam energia de ativação baixa, o que significa uma reação rápida

8. Observe o diagrama de energia e julgue as afirmativas:

I- O processo é exotérmico;

II- A reação tem variação de entalpia igual a –30 kcal

III- A energia de ativação vale +130 kcal 

IV- O valor do complexo ativado é +90 kcal

9. (UnB) para uma reação exotérmica, indique quais são as informações corretas:

a. a entalpia decresce.b. ∆ H tem sinal negativo.c. a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes.d. o calor é absorvido pelo meio ambiente.

a, b, c

10.(UFRGS)Uma das etapas envolvidas na produção de álcool combustível é a fermentação. A equação que representa essa transformação é :

C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2

Conhecendo os calores de formação da glicose = -302kcal/mol, do gás carbônico = -94kcal/mol e do álcool = -66 kcal/mol, podemos afirmar que a fermentação ocorre com:

a)liberação de 18 kcal/mol de glicoseb)absorção de 18 kcal/mol de glicosec)liberação de 142 kcal/mol de glicosed)absorção de 142 kcal/mol de glicosee)variação energética nula.

-302 2* (-66) 2 *(-94)

∆H = -132 -188 – (-302)

∆H = -18 kcal/mol

11. (Fuvest-SP) Com base nos dados:

Ligação Energia de ligação (kJ/mol)H – H 436Cl – Cl 243H – Cl 432

    Pede-se estimar que o ∆ H da reação representada por :

H2 (g) + Cl 2 (g) → 2 HCl (g)

dado em kJ por mol de HCl (g) é igual a:

a) – 92,5      b) –185      c) -247      d) +185      e) +92,5

436 243 2*432

∆H = 436 + 243 + 2*(-432)

∆H = -185 kJ → 2 mol

1 mol → -92,5 kJ

12. (Vunesp-SP) São dadas as equações termoquímicas a 25ºC e 1 atm.

   I) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O( l )      ∆ H1 = -2 602 kJ      (combustão do acetileno)

   II) 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O ( l )       ∆ H2 = - 3 123kJ      (combustão do etano)

   III) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O ( l )                ∆ H 3 = - 286 kJ      (formação da água)

a) Aplique a lei de Hess para a determinação do ∆ H da reação de hidrogenação do acetileno, de acordo com a equação:

C2H2 (g) + 2 H2 (g)→ C2H6(g)

    b) Calcule o ∆ H da reação de hidrogenação do acetileno.

Dividir a 1ª e 2ª equações por 2 e a 3ª, multiplicar por 2, inverter a 2° equação e ,somar tudo.

∆ H = -1031 + 1561,5 – 572

∆ H = 311,5 kJ/mol

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

Al2O3(s) = – 1670; MgO(s) = – 604.

Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da

reação representada por:

3 MgO (s) + 2 Al (s) 3 Mg (s) + Al2O3 (s)

Seu valor é igual a:

a) a) – 1066 kj.

b) b) – 142 kj.

c) c) + 142 kj.

d) d) + 1066 kj.

e) e) + 2274 kj.

ΔH = H final – H inicial

ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 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 Fe2O32 FeO + 1/2 O2 Fe2O3

ΔH = H final – H inicial

ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)]

a) – 68,4 kcal/mol.

b) + 68,4 kcal/mol.

c) – 132,5 kcal/mol.

d) + 132,5 kcal/mol.

e) – 260,5 kcal/molΔH = (– 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,

CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = – 108.

CH4 (g) + H2O (V) CO (g) + 3 H2 (g)CH4 (g) + H2O (V) CO (g) + 3 H2 (g)

a) + 254 kj.

b) – 127 kj.

c) – 479 kj.

d) + 508 kj.

e) – 254 kj.

ΔH = H final – H inicial

ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 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,

C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + H2O ()

Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2H2 (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 final – H inicial

ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)]

ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5

ΔH = – 1298,6 kj/mol

Pág. 333Ex. 04

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) + F2 (g) 2 HF (g) + Cl2 (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

2 X 431,8 + 1 X 153,1

863,6 + 153,1

+ 1016,7+ 1016,7

2 X 563,2 + 1 X 242,6

1126,4 + 242,6

– 1369– 1369

ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj= – 352,3 kj

02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da

reação seguinte:

3 Cl2 + 2 NH3 6 HCl + N2

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 + 936 x

+ 732 kcal

103 6 x + 225

618 + 225

– 843 kcal

ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 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

Cl2(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.

Cl – Cl + H – O – H H – Cl + H – O – Cl

1 x 243 + 2 x 464

243 + 928

+ 1171 kj

1 x 431 + 1 x 464 + 1 x 205

431 + 464 + 205

– 1100 kj

ΔH = 1171 – 1100 ΔH = + 71 kj/mol