- 2009 -

PROGRAMA DE REVISÃO INTENSIVA PARALELA

RUMO AO VESTIBULAR”

Disciplina

Tema

Professor

Natureza

Dia / Mês / Ano

Código Sequencial

Química

Termoquímica

Regina

Rumo ao Vestibular

Aula 21

Termoquímica

1 - Sistema e vizinhança

Chamaremos de sistema à reação química em estudo, e vizinhança, o ambiente ao redor do sistema. A vizinhança engloba o recipiente onde está ocorrendo a reação, o ar nas proximidades, a mão do operador, se este estiver segurando o recipiente e outro meio material em contato com o recipiente.

2 - Trocas de energia entre o sistema e a vizinhança

Uma reação química pode ocorrer com liberação de calor. Neste caso, o calor liberado estaria sendo transferido para a vizinhança, provocando uma elevação na temperatura do recipiente, do ar e do meio material em contato com o recipiente.

3 - Reação exotérmica e endotérmica

O processo será exotérmico, quando liberar calor para a vizinhança; e será endotérmico quando absorver calor da vizinhança. No primeiro caso, a temperatura da vizinhança irá aumentar e no segundo, diminuir.

Substância

Hm (kcal/mol)

Substância

Hm(kcal/mol)

CH4(g)

-17,9

C2H5OH(l)

-66,4

C2H2 (g)

+54,2

HBr(g)

-8,7

C2H6(g)

-20,2

HCl(g)

-22,1

C3H8(g)

-24,8

H2O(g)

-57,8

C4H10(g)

-29,8

H2O(l)

-68,3

CO(g)

-26,4

H2O2(l)

-44,8ol

CO2(g)

-94,1

NH3(g)

-11,0

4 - Calorimetria

O calor liberado ou absorvido em uma reação pode ser determinado através da variação de temperatura ocorrida na vizinhança, usando-se a equação: Q = m.c.ΔT,

onde: Q é o calor recebido ou cedido,

c é calor especifico da substancia que esta recebendo ou cedendo calor (cH20 = 1 cal.g-1 oC-1)

ΔT é a variação da temperatura. Se ΔT for maior que zero, significa que a vizinhança recebeu calor do sistema, e caso contrario, a vizinhança cedeu calor ao sistema.

Exemplo: "Qual o calor recebido por 100 g de água,sabendo-se que a temperatura passou de 25 oC para 40 oC?

Resolução:ΔT = Tf Ti = 40 25 = 15 oC

m = 100 g

c = 1 cal,g-1.oC-1

Q = m.c.ΔT

Q = 100.1.15

Q = 1500 cal ou 1,5 kcal

5 - Entalpia (H)

O conteúdo de calor de um sistema não pode ser medido, mas a variação de calor sofrida em uma reação química, pode ser medida pela calorimetria. Quando o processo se realiza à pressão constante, recebe o nome de "variação de entalpia". Assim, entalpia é o conteúdo energético de um sistema quando este sofre uma transformação à pressão constante.

ΔH = Hf - Hi

Por definição, a entalpia de substância simples, na forma alotrópica mais comum e a 25 oC e 1 atm, é zero.

Exemplos: H(H2) = 0 cal;

H(O2) = 0 cal;

HC(grafite) = 0 cal

Em uma reação exotérmica, o conteúdo de calor final é menor que o inicial, e portanto o ΔH é negativo; já na reação endotérmica, o ΔH é positivo.

ΔH< 0: reação exotérmica

ΔH> 0: reação endotérmica

6 - Entalpia molar (Hm)

É a razão entre a entalpia de uma substância e a quantidade de matéria da substância.

Hm = H/n

A seguir, temos os valores de entalpia molar de algumas substâncias:

7 - Calor de reação

É a variação de entalpia de uma dada reação, de acordo com o balanceamento proposto, tomados como quantidades molares.

Exemplo 1: Qual o calor da reação:

2HI(g) + CI2(g) ® 2HCI(g) + I2(s)?

Resolução: ΔH = Hf - Hi.

ΔH = [2.(22,1) + 0] [2 . 6,2 + 0]

ΔH = – 44,2 – 12,4

ΔH = – 56,6 kcal

Exemplo 2: Calcular o calor liberado ou absorvido na decomposição de 20,4 g de água oxigenada, de acordo com a equação : 2H2O2(l) ® 2H2O(l) + O2(g)

Resolução: ΔH = Hf -Hi

ΔH = [2.( 68,3) + 0] [2.( 44,8)]

ΔH = 136,6 + 89,6

ΔH = 47,0 kcal

Esse calor é liberado quando reagem 2 mol de H2O2, assim temos:

34 g -47,0 kcal

20,4 g x

x = – 28,2 kcal

A decomposição de 20,4 g de H2O2 libera 28,2 kcal.

8 - Calor de formação

É a variação de entalpia da reação de síntese total de um mol da referida substância.

Exemplo: "Qual é o calor de formação da amônia?"

Resolução: Inicialmente, devemos escrever a equação de síntese total da amônia:

N2(g) + 3H2(g) ® 2NH3(g)

A seguir, devemos calcular o calor da reação:

ΔH = Hf – Hi

ΔH = [2.( –11,0)] – [0 + 3.0]

ΔH = 22,0 kcal

O calor liberado nessa reação, corresponde à formação de 2 mol de NH3. O calor de formação deve ser para 1 mol. Assim temos que o calor de formação da amônia é – 11,0 kcal por mol de NH3.

9 - Calor de combustão

É a variação de entalpia da reação de combustão de um mol do referido combustível, onde a água produzida, deve estar no estado liquido.

Exemplo: Qual o calor de combustão do acetileno?

Resolução: Inicialmente, devemos escrever a equação:

2C2H2(g) + 5 O2(g) ® 4CO2(g) + 2H2O(l)

A seguir, devemos calcular o calor da reação:

ΔH = Hf - Hi

ΔH = [4.(94,1) + 2.(-68,3)] – [2 . 54,2 + 5.0]

ΔH = -513 108,4

ΔH - 621,4 kcal

Como o calor desta reação corresponde à combustão de 2 mol de C2H2, temos que o calor de combustão do acetileno é -310,7 kcal/mol de C2H2.

10 - Calor de dissolução

É a variação de entalpia devida à dissolução de um mol de soluto, em solvente suficiente para não se observar efeito térmico, após uma nova adição de solvente. Tal diluição, é chamada de diluição infinita.

Exemplo: calor de dissolução do NaOH = – 10,2 kcal

11 - Lei de Hess

A variação de entalpia de uma reação, depende apenas dos estados inicial e final.

Na prática, a lei de Hess é útil para encontrar o calor de uma dada reação, através dos calores de outras reações. Para isso, é preciso "ajeitar" as reações dadas, tal que somadas, membro a membro, resulte na reação desejada.

Exemplo: Calcular o calor da reação: 2SO2(g) + O2(g) ® 2SO3(g), sabendo-se que o calor de formação do SO2 é -71,0 kcal e o calor de formação do SO3 é 94,4 kcal.

Resolução: Inicialmente, devemos escrever as equações referentes à formação:

S(s) + O2(g) ® SO2(g) ΔH = 71 kcal

S(s) + 3/2O2(g) ® SO3(g) ΔH = 94,4 kcal

A seguir, comparando as equações dadas com a equação desejada, verificamos que devemos multiplicar e inverter a primeira e multiplicar por 2 a segunda:

2SO2® 2S(s) + 2O2(g) ΔH = + 142 kcal

2S(s) + 3O2(g) ® 2SO3(g) ΔH = 188,8 kcal

Finalmente, devemos somar as duas equações, membro a membro:

2SO2(g) + O2(g) ® 2SO3(g) ΔH = – 46,8 kcal

12 - Energia de ligação

É a variação de entalpia no processo de ruptura de um mol de ligações, de um determinado tipo, no estado gasoso.

Exemplo: H2(g) ® 2H(g) ΔH = 104,2 kcal

Cl2(g) ® 2Cl(g) ΔH = 57,9 kcal

Exemplo: Calcule o ΔH da reação:

C2H4 (g) + H2 (g)® C2H6 (g)

Dadas as energias de ligação em kcal:

C = C 146,8 kcal/mol C ― C 83,2 kcal/mol

C ― H 98,8 kcal/mol H ― H 104,2 kcal/mol

ΔH = [4 . 98,8 + 146,8 + 104,2 ] [ 6.(98,8) + 83,2]

ΔH = 29,8 kcal

Exercícios conceituais

1. As entalpias molares do CH4(g), H2O(l) e CO2(g) valem, respectivamente: – 18 kcal/mol, – 68 kcal/mol e –94 kcal/mol, calcular o calor de combustão do metano.

a) – 212 kcal

b) – 180 kcal

c) 180 kcal

d) 212 kcal

e) nda

2. A gasolina, que pode ser representada pela fórmula do octano, tem massa especifica 704 g/L. Estimar a variação da entalpia quando se queima 28,5 litros de gasolina, partindo das energias de ligação:

0 = 0 (117 kcal); C = 0 (173 kcal); 0–H (111 kcal); C–C (83 kcal); C–H (99 kcal).

a) 165000 kcal

b) –165000 kcal

c) –423000 kcal

d) 423000 kcal

e) –211000 kcal

3. São processos endotérmico e exotérmico, respectivamente:

a) fusão e ebulição

b) solidificação e liquefação

c) condensação e sublimação;

d) sublimação e fusão

e) vaporização e solidificação

4. A equação: H2(g) + 1/2O2(g) ® H2O(l)

ΔH = – 68 kcal, representa:

I - calor de formação da água liquida

II - calor de combustão do hidrogênio gasoso

III - calor de combustão do oxigênio gasoso

IV - calor de decomposição do hidrogênio gasoso

São corretas as afirmações:

a) I e II

b) I e III

c) II e III

d) II e IV.

e) III e IV

5. Queimando-se 20,0 g de carvão, obteve-se um desprendimento de 140 kcal. Qual o teor (porcentagem de pureza) de carbono nesse carvão, sabendo-se que o calor de combustão do carbono a -96 kcal?

a) 90%

b) 95%

c) 87,5%

d) 82,5%

e) 80%

6. As entalpias molares do gás carbônico, água liquida, etanol e metanol valem, respectivamente, – 393 kJ/mol, – 242 kJ/mol, – 259 kJ/mol e – 283 kJ/mol. Qual a razão entre as entalpias de combustão do etanol e metanol?

a) 1,50

b) 1,87

c) 1,96

d) 2,01

e) 2,12

Exercícios avançados

1. Determine o calor de formação do H2SO4, sabendo que:

S + O2® SO2DH = – 71 kcal

SO2 + ½ O2® SO3 DH = – 23 kcal

SO3 + H2O ® H2SO4DH = – 31 kcal

H2 + ½ O2® H2O DH = – 68 kcal

2. Um industrial descobriu um processo de obtenção de uma substância F a partir de uma substância A. Para verificar se sua produção é rentável, ele deseja saber quantas kcal/mol de A irá gastar nesse processo. Com base nas seguintes equações termoquímicas, calcule a energia gasta no processo:

A + B ®C + D DH = 65 kcal

E + B ® C DH = 25 kcal

E + D ® F DH = – 10 kcal

3. Quanto vale o calor da reação:

SO2 + NO2® SO3 + NO?

Sabe-se que:

½ N2 + O2® NO2DH = + 8091 cal

½ N2 + ½ O2® NO DH = + 21600 cal

S + 3/2 O2® SO3DH = – 94450 cal

S + O2® SO2DH = – 70960 cal

4. Calcule o DH para a combustão completa de 156 g de benzeno (C6H6), sabendo que os calores de formação são:

DH da água = – 68320 cal/mol

DH do gás carbônico = – 94050 cal/mol

DH do benzeno = +11729 cal/mol

5. Dadas as reações:

C2H5OH + 3 O2® 2 CO2 + 3 H2O DH=– 327,6 kcal

CH3CHO + 5/2 O2® 2 CO2 + 2 H2O DH = – 279 kcal

Qual o DH da reação:

C2H5OH + ½ O2® CH3CHO + H2O?

6. Calcular o DH da reação de combustão de 46 kg de C2H5OH sendo que são dadas as entalpias de formação do:

CO2DH = – 94,1 kcal/mol

C2H5OH DH = – 66,2 kcal/mol

H2O DH = – 68,3 kcal/mol

7. Calcular o DH da reação:

C2H4 + H2O ® C2H5OH

sabendo que:

O calor de combustão do C2H5OH é de – 1368 kJ/mol

O calor de combustão do C2H4 é de – 1410 kJ/mol

8. Calcular o DH de uma reação de combustão do etano (C2H6), sabendo que:

O calor de formação do etano é DH = – 20,2 kcal/mol

O calor de formação do dióxido de carbono é: DH=– 94,1 kcal/mol

O calor de formação da água líquida é DH = – 68,3 kcal/mol

9. Determine o DH de formação do metano (CH4), sabendo que:

O calor de combustão do carbono grafite é DH = –- 94,1 kcal/mol

O calor de formação da água é DH = – 68,3 kcal/mol

O calor de combustão do metano é DH = – 218,0 kcal/mol

10. Calcule o DH da transformação do óxido de ferro II (FeO) em óxido de ferro III (Fe2O3), segundo a equação:

2 FeO + ½ O2® Fe2O3

Dados o DH de formação do:

FeO: DH = – 64,04 kcal/mol

Fe2O3: DH = – 196,5 kcal/mol

11. Calcule o valor do DH para o processo:

3 C2H2® C6H6

sabendo que os calores de combustão do etino (C2H2) e do benzeno são:

Combustão do etino: DH = – 310,0 kcal/mol

Combustão do benzeno: DH = – 799,3 kcal/mol

12. Dados os calores de combustão das seguintes substâncias:

C2H4 : DH = – 337,3 kcal/mol

H2 : DH = – 68,3 kcal/mol

C2H6 : DH = – 372,8 kcal/mol

Calcule a variação de entalpia na hidrogenação do eteno, segundo a reação:

C2H4 + H2® C2H6

13. Calcule o calor de formação do CS2, considerando as equações de combustão do:

Carbono grafite: DH = – 94,1 kcal

S + O2® SO2: DH = – 70,2 kcal/mol

CS2 +3 O2® CO2 + 2 SO2 : DH = – 265 kcal

14. Dadas as equações:

C + O2®CO2DH = – 94,1 kcal/mol

H2 + ½ O2® H2O DH = – 68,3 kcal/mol

2 C + 3 H2 + ½ O2® C2H5OH DH = – 66,2 kcal/mol

Calcule a quantidade de calor desenvolvida na combustão completa de 46 kg de álcool etílico (C2H5OH).

15. O calor de combustão do eteno (C2H4) é DH= –337,2 kcal/mol. Que massa, em gramas, de eteno devemos queimar para obtermos 1753,44 kcal?

16. Dados os valores de DH de:

combustão do carbono: DH = – 94,1 kcal

combustão do hidrogênio: DH = – 68,3 kcal

Formação do C2H2: DH = 54,2 kcal

Calcular a quantidade de calor liberada na combustão completa de 104 g de acetileno (C2H2)

17. O calor de combustão do metano (CH4) é DH = –212,8 kcal. Que massa, em gramas, de metano devemos queimar para obtermos 18726,4 kcal?

18. Com as seguintes energias de ligação em kcal/mol:

C = C 146

C ≡ C 200

C – H 100

C – F 116

H – F 135

Qual é a energia total envolvida no processo?

HC ≡ CH + HF ® FHC = CH2

19. Conhecendo as seguintes energias de ligação no estado gasoso (em kcal/mol), qual é o DH da reação:

H2 + Cl2® 2 HCl

H – H 104

Cl – Cl 58

H – Cl 103

20. Dadas algumas energias de ligação em kcal.mol-1:

C – C 82,6

C = C 145,8

C ≡ C 199,6

C – Cl 81

C – F 116

F – F 37

Cl – Cl 57,9

H – F 135

H – Cl 103,1

H – C 98,8

Utilizando as energias médias de dissociação, e considerando que a reação pode tomar dois caminhos diferentes, calcule a variação de entalpia para as reações 1 e 2.

(reação 1) FC ≡ CH + HCl DH = x

FClC=CH2

(reação 2) ClC ≡ CH + HF DH = y

21. Com base na tabela abaixo (dados em kcal/mol), determine o DH da seguinte equação:

3 Cl2 + 2 NH3® 6 HCl + N2

H – N – 93

H – H – 104

C – C – 83

H – Cl – 103

N – N – 38

Cl – Cl – 58

N N – 225

22. Dadas as seguintes energias de ligação, em kJ/mol de ligação:

N ≡ N 950

H – H 430

N – H 390

Calcule o valor da energia térmica (em kJ por mol de NH3) envolvida no processo:

N2 + 3 H2 ® 2 NH3

23. Dada a reação:

C2H6® 1 (C–C) + 6 (C–H) DH = 2826 kJ/mol

Sabendo que a energia de ligação do C – H é + 416, calcule a energia envolvida na ligação C–C

24. Calcule a energia envolvida na reação:

C4H10 + 13/2 O2® 4 CO2 + 5 H2O DH = ?

Dadas as entalpias em kJ:

C – H H = 412,5

C – C H = 345,3

O = O H = 497,8

C = O H = 802,5

H – O H = 462,3

Exercícios conceituais

1. A

2. B

3. E

4. A

5. C

6. C

Exercícios avançados

1. DH = – 193 kcal/mol

2. +30 kcal/mol de A

3. – 9981 cal

4. DH = – 1561978

5. 48,6 kcal

6. DH = –326,9 kcal/mol—da reação

DH = –326900 kcal/46 kg

7. 42 kJ/mol

8. DH = – 372,9 kcal/mol

9. – 12,7 kcal/mol

10. – 68,42 kcal

11. – 130,7 kcal/mol

12. – 32,8 kcal/mol

13. 30,5 kcal/mol

14. 326900 kcal

15. 145,6 g

16. – 310,7 kcal / mol e 1242,8 kcal / 104g de acetileno

17. 1408 g

18. – 27 kcal

19. – 44kcal

20. 1(x) = – 118,6 kcal/mol

2(y) = – 83,6 kcal/mol

21. – 111 kcal

22. 50 kJ/mol de NH3

23. H = + 330 kJ/mol

24. 11043 – 8396,6 = – 2646,4 kJ/mol

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