Equações termoquimícas

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Equações termoquímicas
Química, 2ª Série
Equações termoquímicas
Equações termoquímicas:
Forma de se representar uma reação química,
semelhante a uma equação química comum, que
informa a variação de entalpia resultante do
processo, a pressão e a temperatura ambiente,
podendo informar também os estados físicos dos
reagentes e produtos (1).
H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(s) ΔH1= - 292,6 kJ
H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(l) ΔH2= - 286,6 kJ
H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(v) ΔH3= - 292,9 kJ
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fórmula_termoquímica
Química, 2ª Série
Equações termoquímicas
Quantidade de reagentes e produtos
O ΔH depende das quantidades de reagentes e 
produtos, assim ao multiplicar ou dividir os 
coeficientes de uma equação devemos fazer o 
mesmo com o ΔH da reação. (2)
H2(g) + Cl2(g) => 2HCl(g) ΔH= + 184,9 kJ
2H2(g) + 2Cl2(g) => 4HCl(g) ΔH= + 369,8 kJ
1/2H2(g) + 1/2Cl2(g) => HCl(g) ΔH= + 92,45 kJ
http://www.colegionotredame.com.br/Termoquimica.ppt
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Equações termoquímicas
Equações Exotérmicas: 
• Libera calor;
• Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes;
• ∆H<O.
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) +3 H2O(ℓ) ∆H=-1368kJ
SO2 (g) + 1/2 O2 (g) → SO3 (g) ΔH= - 23,4 Kcal
Exemplos:
Imagem: JulioNather / Reação 
exotérmica, em 30 de junho de 
2006 / Public Domain
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Equações Endotérmicas 
• Absorve calor;
• Como ∆H= Hprodutos - Hreagentes;
• ∆H>O.
C(grafite) + 2S(rômbico) → CS2(l) ΔH = +21 kcal
Fe2O3(s)+3 C(s) → 2 Fe(s)+3CO(g) ΔH=+490KJ
Exemplos:
Imagem:JulioNather / Reação 
endotérmica, em 30 de junho de 
2006 / Public Domain
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Estado Alotrópico
• C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393,1 kJ
• C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -395,0 kJ
• C(diamante) → C(grafite) ΔH = -1,9 kJ Exotérmica
• C(grafite) → C(diamante) ΔH = +1,9 kJ Endotérmica
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Estado Alotrópico
Imagem: Exemplos de diamante e grafite com suas respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / Montagem feita por Itub / GNU Free Documentation 
License, a partir das imagens (a) Itub / GNU Free Documentation License e (b) Rob Lavinsky / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported 
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Sentido da Equação:
• Se em um sentido a equação é exotérmica, no 
sentido inverso a equação é exotérmica e vice-
versa.
• C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g) ΔH = -
310,6 kcal Exotérmica
• 2 CO2(g) + H2O(g) → C2H2(g) + 5/2 O2(g) ΔH = 
+310,6 kcal Endotérmica
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Equação da Entalpia de Formação:
• Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis em condição 
ambiente (25°C, 1atm);
• Substâncias simples no estado padrão formam 1mol da substância 
composta;
• As substâncias simples no estado padrão possuem entalpia igual a 
zero;
• A entalpia de 1mol de substância composta é numericamente igual a 
seu calor de formação. (3)
Elemento Químico S. Simples no Estado Padrão
Hidrogênio H2(g)
Oxigênio O2(g)
Carbono C(grafite)
Enxofre S(rômbico)
http://www.agracadaquimica.com.br/quimica/arealegal/outros/165.pdf
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Montando a Equação de Formação
• C3H8 (g)
• 3C(grafite) + 4H2 (g) →C3H8 (g)
• C6H6 (l)
• 6C(grafite) + 3H2 (g) →C6H6 (g)
• C2H6O(l)
• 2C(grafite) + 3H2 (g) + 1/2O2(g) → C2H6O(l)
Elemento Químico S. Simples no 
Estado Padrão
Hidrogênio H2(g)
Oxigênio O2(g)
Carbono C(grafite)
Enxofre S(rômbico)
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Equação da Entalpia de Combustão:
• 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; (3)
• Combustão é a reação do combustível com o O2(g);
• Toda combustão libera energia, ou seja, é 
exotérmica.
http://www.agracadaquimica.com.br/quimica/arealegal/outros/165.pdf
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Montando a Equação Combustão
• H2(g)
• H2(g) + O2(g) → H2O (l)
• C4H8O2(l)
• C4H8O2(l) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O (l)
• S(rômbico)
• S(rômbico) + O2(g) → SO2(g)
Elemento Químico S. Simples no 
Estado Padrão
Hidrogênio H2(g)
Oxigênio O2(g)
Carbono C(grafite)
Enxofre S(rômbico)
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Lei de Hess
• “A variação de entalpia, ou 
seja, a quantidade de 
calor liberada ou 
absorvida por um 
processo só depende do 
estado inicial e final do 
processo, não 
dependendo das etapas 
intermediárias.” (4)
Imagem: Foto do químico suíço Germain Henri 
Hess / Source: Edgar Fahs Smith Collection / 
Public Domain
http://www.colegioweb.com.br/quimica/lei-de-hess-ou-da-aditividade-dos-calores-de-reacao.html
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Lei de Hess
Observe:
A variação de Entalpia em uma transformação 
é a mesma. Passando por etapas intermediárias ou 
não.
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Consequências da Lei de Hess
• Permitiu que as equações termoquímicas fossem 
realizadas a céu aberto;
• Permitiu calcular a entalpia de várias substâncias 
até então desconhecidas, a partir da entalpia da 
própria reação;
• Permitiu calcular a entalpia de várias reações 
difíceis de ocorrer pelo método direto, ou seja, 
reações que ocorrem pelo método indireto (5).
http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?&ds=1&acao=quimica/ms2&i=2&id=41
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Lei de Hess e Equações Termoquímicas:
• As equações termoquímicas podem ser somadas 
como se fossem equações matemáticas ou 
algébricas;
• Invertendo-se uma equação termoquímica, o sinal 
do ∆H também será invertido;
• Multiplicando-se ou dividindo-se uma equação 
termoquímica por um número diferente de zero, o 
valor do ∆H também será multiplicado ou dividido 
por esse número (5). 
http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?&ds=1&acao=quimica/ms2&i=2&id=41
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Equações termoquímicas
Usando a Lei de Hess – Ex.: 1
• A partir das equações calcule o ∆H da transformação de 
Cgraf em Cdiam:
• Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94 kcal/mol
• Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = – 94,5 kcal/mol
• Resolução:
• Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = –94 kcal/mol
• CO2(g) → Cdiam + O2(g) ∆H2 = +94,5 kcal/mol
Mantida
Invertida
∆H = ∆H1 + ∆H2 
∆H = -94 + 94,5 = 0,5 Kcal/mol
Cgraf → Cdiam
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Considerações do exemplo 1
Conhecendo as regras de como mexer nas equações: 
• Você deve deixar nos reagentes quem é o reagente na 
equação desejada, o mesmo vale para os produtos;
• Para fazer a soma algébrica das substâncias é 
necessário que as substâncias sejam as mesmas, 
estejam no mesmo estado de agregação e/ou no 
mesmo estado alotrópico;
• Trata-se de uma reação endotérmica, pois a variação 
de entalpia é positiva.
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Usando a Lei de Hess – Ex.: 2
Durante a produção industrial do ácido sulfúrico são 
necessárias as seguintes etapas intermediárias: 
combustão do enxofre e oxidação do dióxido de 
enxofre.
2 S(s) + 3 O2(g) → 2 SO3(g) ∆H = -791,44 kJ
S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H = -296,83 kJ
Determine a entalpia padrão de formação do trióxido 
de enxofre de acordo com a reação abaixo:
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) (6)
http://quimica-exercicios.blogspot.com/2009/09/lei-de-hess.html
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Equações termoquímicas
Resolução do exemplo 2
2 S(s) + 3 O2(g) → 2 SO3(g) ∆H1 = -791,44 kJ
2SO2(g) → 2S(s) + 2O2(g) ∆H2 = +593,66 kJ
Invertida e multiplicada por 2
Mantida
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = -791,44 + 593,66
∆H = -197,78 KJ Exotérmica
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Equações termoquímicas
Usando a Lei de Hess – Ex.: 3 
• Considere as seguintes equações termoquímicas:
• N2(g) + 3 O2(g) + H2(g) → 2HNO3(aq)∆H1 = -415 kJ
• 2 H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H2 = -572 kJ
• N2O5(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) ∆H3 = -140 kJ
• Qual é a entalpia de formação do pentóxido de 
nitrogênio?
(6)
http://quimica-exercicios.blogspot.com.br/2009/09/lei-de-hess.html
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Resolução do Exemplo 3
• A equação desejada é:
• N2 + 5/2O2 → N2O5 para isso fazemos:
• N2(g) + 3 O2(g) + H2(g) →2HNO3(aq) ∆H1 = -415 kJ
• H2O(l) → H2(g) + 1/2O2(g) ∆H2 = +286 kJ
• 2 HNO3(aq) → N2O5(g) + H2O(l) ∆H3 = +140 kJ
Mantida
Invertida e dividida por 2
Invertida
N2 + 5/2O2 → N2O5
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Equações termoquímicas
Conclusão do Exemplo 3
• ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
• ∆H = -415 + 286 + 140
• ∆H = 11 KJ/mol
• Reação Endotérmica
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Usando a Lei de Hess – Ex.: 4 
• Dadas as equações termoquímicas:
• C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393 kJ/mol
• H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆H = -286,0 kJ/mol
• 2C(graf) + 2H2(g) + O2(g) → CH3COOH(l) ∆H = -484,0 kJ
• Qual a entalpia-padrão de combustão de um mol de 
ácido acético?
• A Equação desejada é:
• CH3COOH(l) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l)
(6)
http://quimica-exercicios.blogspot.com.br/2009/09/lei-de-hess.html
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Equações termoquímicas
Resolução do Exemplo 4
• 2C(graf) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H1 = -786 kJ/mol
• 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H2 = -572,0 kJ/mol
• CH3COOH(l)→ 2C(graf)+2H2(g)+ O2(g) ∆H3=+484,0kJ/mol
Mantida e multiplicada por 2
Invertida
CH3COOH(l) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l)
Mantida e multiplicada por 2
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Conclusão do Exemplo 3
• ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
• ∆H = -786 +(-572) + 484
• ∆H = -874 KJ/mol
• Reação Exotérmica
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Equações termoquímicas
Atividade Extra - 1
• Observe as equações termoquímicas:
I) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ∆H = + 31,4 kcal
II) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = - 67,6 kcal
III) H2(g) + ½O2(g) → H2O(g) ∆H = - 57,8 kcal
• De acordo com o ∆H ( variação de entalpia), podemos afirmar que:
a) II é endotérmica, I e III exotérmica.
b) I e III são endotérmicas, II exotérmica.
c) II e III são endotérmicas, I exotérmica.
d) I e II são endotérmicas, III exotérmica.
e) I é endotérmica, II e III exotérmicas.
(7)
http://files.laysomena.webnode.com.br/200000034-2616e2710f/Termoquímica.ppt
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Atividade Extra - 2
• A respiração celular é um processo vital e ocorre por meio 
de reações químicas. Um exemplo pode ser a conversão da 
glicose em ácido pirúvico por meio da reação:
• C6H12O6(S) + O2(g) → 2 C3H4O3(s) + 2 H2O(l)
• glicose ácido pirúvico
• Considere as reações a 25 ºC e 1 atm:
• C6H12O6(s)+6O2(g)→6CO2(g) + 6H2O(l) ∆H=-2808kJ/mol
• C3H4O3(s) + 5/2 O2(g) → 3 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = -1158 kJ/mol
(6)
http://quimica-exercicios.blogspot.com.br/2009/09/lei-de-hess.html
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Continuação da Atividade Extra - 2
• Pode-se então afirmar que, na formação do ácido pirúvico a 
partir de 1 mol de glicose, há:
(A) liberação de 492 kJ de energia.
• (B) absorção de 492 kJ de energia.
• (C) liberação de 1650 kJ de energia.
• (D) absorção de 1650 kJ de energia.
• (E) liberação de 5124 kJ de energia.
(6)
http://quimica-exercicios.blogspot.com.br/2009/09/lei-de-hess.html
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Atividade Extra – 3 
• Quando o óxido de magnésio está na presença de 
uma atmosfera de gás carbônico, este é convertido 
a carbonato de magnésio.
• São dadas as entalpias-padrão de formação:
• Mg(s) + ½O2(g) → MgO(s) ∆H = -602 kJ/mol
• C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -394 kJ/mol
• Mg(s) + C(graf) + 3/2O2(g) → MgCO3(s) ∆H =-1096kJ/mol
(6)
http://quimica-exercicios.blogspot.com.br/2009/09/lei-de-hess.html
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Continuação da Atividade Extra -3 
• A formação de um mol de carbonato de magnésio, a partir 
do óxido de magnésio e gás carbônico, é uma reação:
• (A)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.
• (B)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.
• (C)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.
• (D)exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.
• (E)endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 1 304 kJ. (6)
http://quimica-exercicios.blogspot.com/2009/09/lei-de-hess.html
Slide Autoria / Licença Link da Fonte Data do 
Acesso
4 JulioNather / Reação exotérmica, em 30 de junho 
de 2006 / Public Domain
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Entalpia_r_
exotermica.PNG
12/04/2012
5 JulioNather / Reação endotérmica, em 30 de 
junho de 2006 / Public Domain
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Entalpia_r_
endotermica1.PNG
12/04/2012
6 Exemplos de diamante e grafite com suas 
respectivas estruturas, em 16 de julho de 2009 / 
Montagem feita por Itub / GNU Free 
Documentation License
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diamon
d_and_graphite2.jpg
12/04/2012
6 (a) Itub / GNU Free Documentation License http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Diamon
d_and_graphite.jpg
12/04/2012
6 (b) Rob Lavinsky / Creative Commons 
Attribution-Share Alike 3.0 Unported
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Graphit
e-tn19a.jpg
12/04/2012
12 Foto do químico suíço Germain Henri Hess / 
Source: Edgar Fahs Smith Collection / Public 
Domain
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hess_G
ermain_Henri.jpg
12/04/2012
14 Representação gráfica da Lei de Hess / Dr. T / 
Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 
Unported.
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hess_L
aw.png
17/04/2012
Tabela de Imagens