Química - Livro 1-325-327

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Resolução:
Para compreender esse tipo de problema, a melhor
maneira é analisar o gráco de entalpia versus cami-
nho da reação. Como as reações são exotérmicas, o
patamar dos reagentes deve car acima do patamar
dos produtos. Em todas as reações, os reagentes são
os mesmos. Apenas o produto difere quanto ao estado
físico. Para analisar o gráco, lembre-se de que o ∆H
pode ser representado por uma echa que parte dos
reagentes e chega aos produtos. Dessa forma, temos:
H
Reação C.R.
H
2
O(g)
H
2
O(s)
H
2
O()
∆H
1
∆H
2
∆H
3
H
2
(g) + O
2
(g)
1
2
Com base no gráco que compara os três valores de
∆H, podemos concluir que a ordem crescente de seus
módulos é:
∆ ∆ ∆H < H < H
1 2 3
2 Para as reações exotérmicas representadas pelas
equações termoquímicas a seguir, qual a ordem cres-
cente dos módulos das variações de entalpia?
S(s, rômbico) + O2(g)→ SO2(g); ∆H1
S(l) + O2(g)→ SO2(g); ∆H2
S(g) + O2(g)→ SO2(g); ∆H3
Resolução:
Da mesma forma que no exercício anterior, é possível
traçar o gráco de entalpia versus caminho da reação.
Como as reações são exotérmicas, o patamar dos rea-
gentes deve car acima do patamar dos produtos. Em
todas as reações, o produto é o mesmo. Apenas um dos
reagentes difere quanto ao estado físico. Lembre-se de
que, para uma mesma substância, a entalpia do gás é
maior que a do líquido, que por sua vez é maior que a
do sólido. Para analisar o gráco, considere que o ∆H
pode ser representado por uma echa que parte dos
reagentes e chega aos produtos. Dessa forma, temos:
H
Reação C.R.
SO
2
(g)
∆H
1
∆H
2
∆H
3
S(g) + O
2
(g)
S() + O
2
(g)
S(s, rômbico) + O
2
(g)
Com base no gráco que compara os três valores de
∆H, podemos concluir que a ordem crescente de seus
módulos é:
∆ ∆ ∆H < H < H
1 2 3
3 Para as reações endotérmicas representadas pelas
equações termoquímicas a seguir, qual a ordem cres-
cente dos módulos das variações de entalpia?
X2(g)→ Y(g); ∆H1
X2(g)→ Y(l); ∆H2
X2(g)→ Y(s); ∆H3
Resolução:
Neste exercício, as reações dadas são endotérmicas.
Portanto, o patamar dos reagentes deve car abaixo
do patamar dos produtos. Em todas as reações, o
reagente é o mesmo, e o produto difere quanto ao
estado físico. Dessa forma, temos:
H
Reação C.R.
∆H
1
∆H
2
∆H
3
Y(g)
Y()
Y(s)
X
2
(g)
Com base no gráco que compara os três valores de
∆H, podemos concluir que a ordem crescente de seus
módulos é:
∆ ∆ ∆H < H < H
3 2 1
Formas alotrópicas
Alguns elementos químicos apresentam formas alo-
trópicas, que são diferentes substâncias simples formadas
pelo mesmo elemento (assunto já estudado na frente 2).
Esses elementos são: carbono, oxigênio, fósforo e enxo-
fre. Cada forma alotrópica tem uma entalpia diferente, e é
importante conhecer quais são as formas alotrópicas mais
entálpicas de cada elemento. Para isso, observe os gráficos
a seguir:
(a) H
C(diamante) *
C(grafite) **
+1,87 kJ
QUÍMICA Capítulo 3 Termoquímica326
(b) H
O
3
(g) *
+142,3 kJ
O
2
(g) **
3
2
(c) H
P
4
(s) (branco) *
+17,4 kJ
P
N
(s) (vermelho) **
4
N
(d) H
S(monoclínico) *
S(rômbico) **
+0,3 kJ
Fig. 4.a, 4.b, 4.c e 4.d Comparação entre as entalpias de formas alotrópicas
distintas dos elementos carbono, oxigênio, fósforo e enxofre (fora de escala).
Podem ser feitas algumas observações importantes
sobre esses gráficos:
• Nem todas as fórmulas alotrópicas existentes estão
representadas. Faltam, por exemplo, formas do carbo-
no como o fulereno e o grafeno, além do fósforo preto
e do violeta. Entretanto, para o estudo da Termoquí-
mica, só é pertinente lidar com as formas alotrópicas
presentes nos gráficos anteriores.
• Note que as diferenças de entalpia entre as formas
alotrópicas de cada elemento estão na seguinte
ordem decrescente: oxigênio, fósforo, carbono e
enxofre.
• As formas alotrópicas mais entálpicas estão marcadas
com um asterisco e são, dentre as que foram repre-
sentadas, as mais instáveis e as menos abundantes na
natureza. Da mesma maneira, vale o inverso para as
formas alotrópicas marcadas com dois asteriscos, que
são as mais estáveis.
Exercício resolvido
4 Para as reações exotérmicas representadas pelas
equações termoquímicas a seguir, qual a ordem cres-
cente dos módulos das variações de entalpia?
C(grate) + O2(g)→ CO2(g); ∆H1
C(diamante) + O2(g)→ CO2(g); ∆H2
Resolução:
A técnica de resolução utilizada aqui é a mesma para
o caso de diferenças em estados físicos: a análise do
gráco. Nesse exercício, as reações são exotérmicas.
O produto das duas reações é o mesmo, e a diferença
entre os reagentes está na forma alotrópica. Lembran-
do que o carbono diamante é mais entálpico do que o
carbono grate, temos:
H
C(grafite) + O
2
(g)
C(diamante) + O
2
(g)
C.R.
∆H
1
∆H
2
CO
2
(g)
Com base no gráco que compara os dois valores de
∆H, podemos concluir que a ordem crescente de seus
módulos é:
∆ ∆H < H
1 2
Quantidade de substâncias
Essa é a influência mais intuitiva no ∆H de uma reação.
Para entendê-la, é possível considerar o seguinte exem-
plo: se a queima de um saco de carvão libera determinada
quantidade de calor, a queima de dois sacos de carvão irá
liberar o dobro de calor. Isto é, a quantidade de calor troca-
da, seja absorvida ou liberada, é diretamente proporcional
à quantidade de substâncias que participam da reação.
Também é importante ressaltar que, se uma reação
no sentido direto libera calor, a mesma reação no sentido
inverso irá absorver calor e vice-versa.
Observe os casos a seguir:
I. C(grafite) + O2(g)→ CO2(g); ∆H = –394 kJ
II. 2 C(grafite) + 2 O2(g)→ 2 CO2(g); ∆H = 2·(–394 kJ)
III. 4 CO2(g)→ 4 C(grafite) + 4 O2(g); ∆H = 4·(+394 kJ)
A equação II tem o dobro de substâncias, em mols,
da equação I. Portanto, o ∆H teve que ser multiplicado
por 2. Do mesmo modo, a equação III tem o quádruplo de
substâncias, em mols, da equação I e, portanto, o ∆H teve
que ser multiplicado por 4. Além disso, a equação III está
invertida em relação à equação I e, por isso, teve o sinal
do ∆H trocado.
Logo, é possível estabelecer as seguintes relações:
Se multiplicarmos as quantidades de uma equação
por x, o ∆H deverá ser multiplicado também por x.
Se invertermos uma equação termoquímica,
devemos trocar o sinal do ∆H.
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Exercício resolvido
5 A reação de queima completa da glicose, que re-
presenta a reação global do processo de respiração
celular por meio do qual obtemos energia, pode ser
representada pela seguinte equação termoquímica:
C6H12O6(aq) + 6 O2(s)→ 6 CO2(g) + 6 H2O(l);
∆H = –2 805 kJ/mol de glicose
Sabendo que o processo de fotossíntese é o inverso
do processo global da respiração, qual o valor do ∆H
para a obtenção de 48 g de gás oxigênio obtido por
fotossíntese?
Dado: massa molar em g/mol: (O = 16)
Resolução:
Pela equação termoquímica fornecida, podemos esta-
belecer a seguinte regra de três:
6 mols de O : H = 2805 kJ
6 32 g de O : H = 2805 kJ
 48 g de O : x
x = 701,25 kJ
2
2
2
∆ −
⋅ ∆ − 


⇒ −
Mas, como o processo de fotossíntese é o inver-
so do processo global da respiração, temos que o
∆H do processo pedido, para a quantidade pedida,
é ∆H = 701,25 kJ.
Temperatura
A influência da temperatura é pequena e difícil de
ser calculada. A mudança do ∆H por meio de mudança
de temperatura se dá através da lei de Kirchhoff, que
não é objeto do nosso estudo. No momento, basta saber
que, se a uma determinada temperatura T1 uma reação
tem variação de entalpia ∆H1, então a mesma reação em
uma temperatura T2, diferente de T1, terá uma variação
de entalpia ∆H2 e diferente de ∆H1.
Lei de Hess
O suíço Germain Henry Hess (1802-1850) foi químico,
médico e geólogo, e atuou como professor e autor de livros
bastante respeitado quando lecionava na Rússia, em São
Petersburgo. No ano de 1840, enunciou a lei que o tornou
célebre, cujo enunciado é:
O ∆H de uma reação só depende de seus estados ini-
cial e final, e independe de seus estados intermediários.
Para compreender esse enunciado de forma mais clara,
podemos interpretá-locomo uma lei de conservação de
energia para fenômenos químicos. Segundo essa lei, nas
mesmas condições, uma reação tem troca de calor cons-
tante, independentemente do número de etapas em que
ela ocorre. Assim, durante as etapas em que um fenômeno
ocorre, a energia não pode ser criada nem destruída, ape-
nas convertida em outras formas de energia.
Desse modo, ao somar todas as etapas de um processo
para encontrar a sua reação global, devemos somar as ener-
gias trocadas com o meio externo para encontrar a variação
de entalpia global do processo. Veja o exemplo a seguir:
H
C.R.
∆H
1
∆H
2
∆H
3
∆H
total
Reagentes
Intermediário 1
Intermediário 2
Produtos
Fig. 5 Entalpia ao longo do caminho da reação para um fenômeno que ocorre
em diversas etapas.
→ ∆
→ ∆
→ ∆





→ ∆ = ∆ + ∆ + ∆
reagentes intermediário 1; H
intermediário 1 intermediário 2; H
intermediário 2 produtos; H
reagentes produtos; H H H H
1
2
3
total 1 2 3
Com base no que foi exposto, podemos concluir que
a lei de Hess apresenta uma importante consequência,
que será bastante útil para resolver problemas: as equa-
ções termoquímicas podem ser tratadas como equações
matemáticas. Ou seja, ao multiplicarmos uma equação
termoquímica, devemos multiplicar o seu ∆H pelo mesmo nú-
mero; ao invertermos uma equação termoquímica, devemos
trocar o sinal do ∆H; ao somarmos equações termoquímicas,
devemos somar os seus respectivos valores de ∆H.
Exercícios resolvidos
6 São dadas as seguintes equações termoquímicas:


C H (g) 5 O (g) 3 CO (g) 4 H O( ); H 2220 kJ/mol
C(grafite) O (g) CO (g); H 394 kJ/mol
H (g)
1
2
O (g) H O( ); H 286 kJ/mol
3 8 2 2 2 1
2 2 2
2 2 2 3
+ → + ∆ = −
+ → ∆ = −
+ → ∆ = −