3 Quinzena - Termoquímica

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SECRETARIA DE ESTADO DA EDUCAÇÃO - E.E.E.M DOM DANIEL COMBONI 
APNPs - ATIVIDADES PEDAGÓGICAS NÃO PRESENCIAIS - 2021 
3º TRIMESTRE: 3ª Quinzena 27/09 a 08/09 SÉRIE/CURSO: 2ª Série Regular/ 2º Técnico 
em Análises 
Química 
PROFESSOR: Anderson Felicori Fernandes DISCIPLINA: QUÍMICA 
 Douglas Magno Eleotério 
 
 
ALUNO (A): TURMA: 
 
 
TERMOQUÍMICA 
Parte da química que estuda o calor envolvido nos processos físicos e químicos. 
 
Nessa parte, o calor é chamado Entalpia (H). A entalpia tem como unidades caloria (cal) ou Joule 
(J). A relação entre tais unidades é a seguinte: 
1 cal = 4,18 J 
De acordo com a entalpia (calor), há dois tipos de processos: 
a. Endotérmico: absorve calor 
b. Exotérmico: libera calor 
 
ENTALPIA E ESTADO DE AGREGAÇÃO: 
 
 
ENTALPIA NAS REAÇÕES QUÍMICAS: 
 
a. Reação endotérmica: 
 é aquela que absorve calor 
 resfria a vizinhança 
 HP > HR 
 
Reagente  PRODUTO 
 
GRAFICAMENTE 
 
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H): 
 
H = HP – HR 
 
Como HP > HR, temos que o H é maior que zero (positivo). 
 
b. Reação exotérmica: 
 
 é aquela que libera calor 
 aquece a vizinhança 
 HP < HR 
 
REAGENTE  Produto 
GRAFICAMENTE 
 
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H): 
 
H = HP – HR 
 
Como HP < HR, temos que o H é menor que zero (negativo). 
 
ENTALPIA E ESTADO PADRÃO 
 
Estado Padrão: é a forma mais estável de uma substância a 25 ºC e 1 atm. 
 
 Exemplo: H2(g), H2O(l), Fe(s), CO2(g), O2(g), O3(g). 
 
Para as substâncias simples no estado padrão, atribui-se entalpia igual a zero (H = 0). 
Nos exemplos: H2(g), Fe(s) e O2(g) teriam H = 0. 
O O3(g) não é a forma alotrópica mais estável do elemento oxigênio, por isso não tem entalpia 
igual a zero. 
CALORES DE REAÇÃO: 
 
a. Calor de formação: é o calor envolvido na síntese de 1 mol de substância, a partir de seus 
elementos no estado padrão. 
Exemplo: 
2C(grafite) + 3 H2(g) + ½ O2(g)  C2H5OH(l) H = – 278 kJ/mol 
 
Como todos os reagentes têm entalpia igual a zero, a entalpia da reação é o calor necessário 
para formar 1 mol do produto. Logo, a entalpia padrão de formação (Hof ) do etanol é – 278 
kJ/mol. 
 
b. Calor de combustão: é o calor liberado na queima de 1 mol de substância, no estado padrão. 
Exemplo: 
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = – 890 kJ/mol 
 
CÁLCULO DO H 
 
a. Através dos calores de formação: 
H = HP – HR 
Exemplo: 
Determine a entalpia de combustão do etanol, em kJ/mol, sendo dados: 
C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(l) H = ? 
Entalpia de formação de C2H5OH(l) H = – 278 kJ/mol 
Entalpia de formação de CO2(g) H = – 394 kJ/mol 
Entalpia de formação de H2O(l) H = – 286 kJ/mol 
H = HP – HR 
H = [2.(HCO2) + 3.(HH2O)] – [HC2H5OH + 3.(HO2)] 
H = [2.( – 394) + 3.( – 286)] – [– 278 + 3.0] 
H = [( – 788) + ( – 858)] – [– 278] 
H = [– 788 – 858] + 278 
H = – 1646 + 278 
H = – 1368 kJ/mol 
 
b. Através da Lei de Hess: 
Lei de Hess: O calor envolvido numa reação depende apenas dos reagentes iniciais e dos 
produtos finais, sendo independente de intermediários da reação. 
 
Dessa forma, podemos calcular o H de uma reação pela soma de reações adequadas. 
Teremos uma equação problema (aquela cujo H se deseja calcular) e reações auxiliares. 
Utilizando a Lei de Hess: 
 Trabalhar matematicamente (multiplicando, dividindo, invertendo) as equações auxiliares, 
de forma que a soma delas, forneça a equação problema. 
 
Exemplo: 
Determine a variação de entalpia da reação equacionada: 
C2H4(g) + 6 F2(g)  2 CF4(g) + 4 HF(g) H = ? 
Dados: 
I - H2(g) + F2(g)  2 HF(g) H = – 546 kJ/mol 
II - C(graf.) + 2F2(g)  CF4(g) H = – 680 kJ/mol 
III - 2C(graf.) + 2H2(g)  C2H4(g) H = – 52 kJ/mol 
 
Inverte a III: 
C2H4(g) 2C(graf.) + 2H2(g) H = + 52 kJ/mol 
Multiplica por 2 a II: 
2 C(graf.) + 4F2(g)  2 CF4(g) H = – 1360 kJ/mol 
Multiplica por 2 a I: 
2 H2(g) + 2 F2(g)  4 HF(g) H = – 1092 kJ/mol 
 
Somando as equações: 
C2H4(g) 2C(graf.) + 2H2(g) H = + 52 kJ/mol 
2 C(graf.) + 4F2(g)  2 CF4(g) H = – 1360 kJ/mol 
2 H2(g) + 2 F2(g)  4 HF(g) H = – 1092 kJ/mol 
C2H4(g) + 6 F2(g)  2 CF4(g) + 4 HF(g) H = – 2400 kJ/mol 
 
b. Através das energias de ligação: 
 
Energia de ligação: energia necessária para romper 1 mol de ligações entre dois átomos. 
 
H – H(g)  2 H(g) H = 436 kJ/mol 
 
Utilizando as energias de ligação: 
Ligações rompidas  reagentes  sinal + 
Ligações formadas  produtos  sinal – 
 
H =  das energias de ligação 
 
Exemplo: 
Determine a variação de entalpia da reação equacionada a seguir: 
C2H4(g) + H2(g)  C2H6(g) H = ? 
Dados: 
Ligação Energia de ligação 
(kJ/mol) 
C = C 612 
C – C 348 
C – H 412 
H – H 436 
 
Procedimento: 
 
 
 
H =  das energias de ligação 
 
H = [4 . (+ 412)] + 612 + 436 + (– 348) + 6 . (– 412) 
H = 1648 + 612 + 436 – 348 – 2472 
H = 2696 – 2820 
H = – 124 kJ/mol 
 
 
Exercícios Propostos 
(OBS: APRESENTAR OS CÁLCULOS QUANDO OS MESMOS EXIGIREM) 
01) 
 
 
 
02) 
 
03) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes, sente-se uma 
sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação da água que, no 
caso, está em contato com o corpo humano. Essa sensação de frio explica-se 
corretamente pelo fato de que a evaporação da água: 
 
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo. 
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo. 
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. 
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo. 
 
 
04) 
 
 
 
05) Dadas as energias de ligação em kcal/mol, H H :104,0; Br Br : 45,0; H Br : 87,0 ; 
o H da reação ½H2 + ½Br2 ⎯⎯→HBr é igual a: 
 
a) + 62,0 kcal. b) + 149,0 kcal. c) - 12,5 kcal. d) - 236,0 kcal. e) - 161,5 kcal 
 
06) O gás propano é um dos integrantes do GLP (gás liquefeito de petróleo) e, desta forma, é 
um gás altamente inflamável. Abaixo está representada a equação química não balanceada de 
combustão completa do gás propano. 
C3H8(g ) + O2(g) ⎯⎯→ CO2(g) + H2O(v) 
Na tabela, são fornecidos os valores das energias de ligação, todos nas mesmas condições de 
pressão e temperatura da combustão. 
 
 
 
Assim, a variação de entalpia da reação de combustão de um mol de gás propano será igual a 
a) – 1670 kJ. b) – 6490 kJ. c) + 1670 kJ. d) – 4160 kJ. e) + 4160 kJ 
 
 
07) 
 
 
 
08) 
 
 
09) 
 
 
10)