Energia e Reações Químicas

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<p>3Termoquímica</p><p>9 Reações endotérmicas e</p><p>exotérmicas</p><p>10 Entalpia de reação</p><p>11 Entalpia padrão: uma</p><p>convenção</p><p>12 Classi!cação dos calores</p><p>de reação</p><p>13 Combinando entalpias de</p><p>reação</p><p>14 Processos espontâneos e</p><p>não espontâneos</p><p>Capítulos</p><p>Atualmente, ter acesso à energia é sinônimo</p><p>de conforto. Durante a Revolução Industrial,</p><p>na Inglaterra, as locomotivas, fábricas e tur-</p><p>binas eram movidas por vapor de água. No</p><p>entanto, o rápido crescimento populacional</p><p>durante o século XX, ocasionado principal-</p><p>mente pela maior produtividade de alimentos</p><p>e pelos avanços da medicina, tornou neces-</p><p>sário “produzir” cada vez mais energia para</p><p>o consumo. Na época da Revolução Indus-</p><p>trial, a Terra era habitada por centenas de</p><p>milhões de habitantes, hoje somos mais de</p><p>sete bilhões. Essa grande demanda de ener-</p><p>gia trouxe consigo uma série de riscos para</p><p>o meio ambiente, pois converteu-se em uma</p><p>força destrutiva em potencial para o planeta</p><p>Terra. O consumo de energia mundial é de</p><p>aproximadamente 12,7 trilhões de joules, ou</p><p>seja, 3,5 milhões de quilowatt-hora a cada</p><p>segundo. Atualmente, a maior parte da ener-</p><p>gia produzida provém da queima de com-</p><p>bustíveis fósseis, termoelétricas, hidroelétricas</p><p>e usinas nucleares. A produção energética</p><p>feita de maneira inadequada pode causar</p><p>contaminações irreversíveis no ambiente.</p><p>Nesse contexto, torna-se extremamente im-</p><p>portante aproveitar de forma sustentável a</p><p>energia acumulada nas ligações químicas</p><p>para a produção de energia, como, por</p><p>exemplo, o calor. Ao estudar essa unidade,</p><p>procure estabelecer um vínculo entre a ener-</p><p>gia na forma de calor, a química e as neces-</p><p>sidades sociais. Não economize sua ener-</p><p>gia e comece logo a estudar os fundamentos</p><p>da relação entre reações químicas e calor.</p><p>Termoquímica</p><p>Desde a Revolução Industrial no século XVIII, a sociedade começou a perceber a impor-</p><p>tância da produção de energia para abastecer as indústrias, os sistemas de comunicação</p><p>e as residências.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>Reações endotérmicas e exotérmicas9</p><p>126</p><p>Observação</p><p>Introdução</p><p>As reações químicas são acompanhadas por variações de energia, e esse é um</p><p>dos aspectos mais importantes da química. A variação de energia pode ser apro-</p><p>veitada na realização de algum trabalho. A produção de energia é algo funda-</p><p>mental para a sociedade e cerca de 90 % da energia que consumimos é produzida</p><p>por reações químicas como, por exemplo, a combustão de combustíveis fósseis.</p><p>O estudo da energia e de suas transformações é realizado pela termodinâmica, um</p><p>ramo da física que surgiu durante a Revolução Industrial no intuito de melhorar</p><p>o desempenho das revolucionárias máquinas a vapor. Existem diversos tipos de</p><p>energia e transformações, entre elas:</p><p>■ Uma hidrelétrica transforma a energia potencial da água em energia elétrica.</p><p>■ Uma lâmpada !uorescente transforma energia elétrica em energia luminosa.</p><p>■ Uma bateria transforma energia química em energia elétrica.</p><p>■ A queima de combustíveis transforma energia química em energia calorí"ca.</p><p>Dentro da termodinâmica, existe um ramo que estuda as variações de</p><p>energia na forma de calor, que acompanham as reações químicas. Esse ramo é</p><p>denominado termoquímica.</p><p>A termoquímica estuda a variação do calor de um sistema diante da ocorrência</p><p>de uma reação química. Toda reação química absorve ou gera calor, ou seja, há</p><p>sempre uma troca de energia.</p><p>O calor é uma forma de energia em trânsito que passa de um corpo quente</p><p>(maior temperatura) para outro frio (menor temperatura). De acordo com a</p><p>Calorimetria, que é a parte da física que estuda e efetua a medição da quanti-</p><p>dade de calor liberado ou absorvido em um fenômeno, existem dois tipos de</p><p>calor que podem ser trocados: sensível e latente. A troca de calor sensível causa</p><p>variação de temperatura dos corpos e a troca de calor latente causa mudança de</p><p>estado físico. A quantidade de calor sensível e de calor latente pode ser calculada</p><p>pelas seguintes equações:</p><p>Qsensível = m ∙ c ∙ ∆T Qlatente = m ∙ L</p><p>■ Q: quantidade de calor.</p><p>■ m: massa da substância.</p><p>■ c: calor especí"co sensível da substância (quantidade de calor necessária para</p><p>variar em 1 ºC a temperatura de 1 g da substância).</p><p>■ ∆T: variação de temperatura (T"nal – Tinicial).</p><p>■ L: calor especí"co latente.</p><p>Muito cuidado para não</p><p>confundir temperatura com</p><p>calor. O calor só se manifes-</p><p>ta quando há diferença de</p><p>temperatura, que é a medi-</p><p>da do grau de agitação das</p><p>partículas.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>127</p><p>ObservaçõesOs valores de c e L são característicos de cada substância. Os valores que mais</p><p>vamos utilizar são os da água.</p><p>Tipos de processos</p><p>Em relação ao calor, podemos classi"car os processos físicos e químicos em</p><p>exotérmicos ou endotérmicos. Nos processos físicos não ocorre formação de no-</p><p>vas substâncias, já nos químicos ocorre.</p><p>Processos endotérmicos</p><p>Absorvem energia e o calor é representado como reagente.</p><p>• A unidade de energia no</p><p>SI é o Joule ( J ) e outra unidade</p><p>muito comum é a caloria (cal).</p><p>1 cal = 4,18 J</p><p>ou</p><p>1 kcal = 4,18 kJ</p><p>• 1 cal é a quantidade de</p><p>energia necessária para ele-</p><p>var 1 ºC a temperatura de</p><p>1 g de água. Os nutricionistas</p><p>utilizam a unidade "Caloria"</p><p>com C maiúsculo para indi-</p><p>car a quantidade de energia</p><p>contida nos alimentos. Uma</p><p>Caloria é igual a mil calorias.</p><p>1 Cal = 1 kcal</p><p>Todo processo de queima (combustão) é exotérmico.</p><p>O derretimento das calotas polares ocasionado pelo aque-</p><p>cimento global é um exemplo de fenômeno endotérmico.</p><p>Processos exotérmicos</p><p>Liberam energia e o calor é representado como produto.</p><p>processo físico exotérmico</p><p>H O2 (s)2 (l)</p><p>H O 7,3 kJ+</p><p>127</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>9 Reações endotérmicas e exotérmicas</p><p>128</p><p>Resumo da variação de energia nas</p><p>mudanças de estado físico</p><p>Caminhando do estado sólido para o gasoso, ocorre um aumento da energia</p><p>cinética das partículas, portanto, as mudanças de estado físico nessa direção são</p><p>todas endotérmicas e, no sentido contrário, exotérmicas.</p><p>01. (VUNESP SP) Em uma cozinha, estão ocorrendo</p><p>os seguintes processos:</p><p>I. Gás queimando em uma das “bocas” do</p><p>fogão.</p><p>II. Água fervendo em uma panela que se encon-</p><p>tra sobre esta “boca” do fogão.</p><p>Com relação a esses processos, pode-se afirmar que:</p><p>a. I e II são exotérmicos.</p><p>b. I é exotérmico e II é endotérmico.</p><p>c. I é endotérmico e II é exotérmico.</p><p>d. I é isotérmico e II é exotérmico.</p><p>e. I é endotérmico e II é isotérmico.</p><p>02. (UFAC) A reação</p><p>é exotérmica porque:</p><p>03. (UFG GO) A quantidade de calor recebida por</p><p>um corpo é igual ao produto da sua massa pelo</p><p>seu calor especí!co e pela variação de sua tem-</p><p>peratura. Considere um cilindro de cobre, um</p><p>de ferro e um de chumbo, todos com a mesma</p><p>massa metálica, o mesmo formato e com 1 kg</p><p>de água em seu interior. Os calores especí!cos</p><p>desses metais constam na tabela abaixo.</p><p>Com base nessas informações, responda justifi-</p><p>cando:</p><p>a. Ao fornecer a mesma quantidade de calor</p><p>aos cilindros, em qual deles o aquecimento</p><p>da água será mais rápido?</p><p>a. Absorve calor.</p><p>b. Libera oxigênio.</p><p>c. É higroscópica.</p><p>d. Perde água.</p><p>e. Libera calor.</p><p>Energia cinética é a energia</p><p>que uma partícula possui em</p><p>virtude do seu movimento.</p><p>Observação</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>129</p><p>b. Em qual desses cilindros a água não pode ser</p><p>usada para consumo humano?</p><p>04. (UNIFOR CE) Durante o ciclo hidrológico natural</p><p>a água muda constantemente de estado físico e</p><p>de lugar. Entre os fenômenos que ocorrem estão:</p><p>I. Derretimento de “icebergs”.</p><p>II. Formação de gotículas de água na atmosfera</p><p>a partir do vapor.</p><p>III. Formação de neve.</p><p>IV. Dissipação de nevoeiros.</p><p>Dentre esses fenômenos, são exotérmicos</p><p>somente:</p><p>a.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>14 Processos espontâneos e não espontâneos</p><p>165</p><p>∆H = 117 000 – 89 000</p><p>∆H = 28 000 J · mol–1</p><p>Por substituição:</p><p>∆G = 28 000 – 298 · (87)</p><p>∆G = 28 000 – 25 926</p><p>∆G = 2 074 J</p><p>No cálculo de ∆G, a temperatura deve estar em</p><p>Kelvin e as unidades de ∆H e ∆G devem ser</p><p>iguais.</p><p>Um processo é espontâneo se a variação da</p><p>energia de Gibbs for negativa, ∆G < 0. Ora, de</p><p>acordo com o valor calculado no item anterior,</p><p>∆G é positivo, o que significa que este processo</p><p>não é espontâneo.</p><p>03. O gás hidrogênio pode ser obtido a partir da</p><p>reação do metano (componente do gás natural)</p><p>com vapor de água:</p><p>4(g)CH 2 (g)H O (g)CO 2(g)3H+ +</p><p>Sabendo que para esta reação ∆Hº = +206,5 kJ</p><p>e ∆Sº = +213 J · K–1.</p><p>a. Indique, justi!cando, qual o sentido da reação</p><p>que favorece a temperatura de 25 °C.</p><p>b. Assumindo que ∆Hº e ∆Sº não são signi!ca-</p><p>tivamente afetados pela temperatura, determi-</p><p>ne a temperatura para a qual esta reação está</p><p>em equilíbrio.</p><p>c. Indique, justi!cando, em qual dos sentidos –</p><p>direto ou inverso – a reação é espontânea no</p><p>caso de a temperatura ser superior à determi-</p><p>nada no item anterior.</p><p>Resolução</p><p>a. Devemos calcular a variação de energia de</p><p>Gibbs. Assim, por substituição de valores:</p><p>∆G = ∆H – T · ∆S</p><p>∆G = 206,5 – 298 · 0,213</p><p>∆G = 143 kJ</p><p>Sendo a energia de Gibbs positiva, o processo</p><p>não é espontâneo para esta temperatura e, con-</p><p>sequentemente, é favorecida a reação inversa de</p><p>formação de reagentes.</p><p>b. A reação estará em equilíbrio se ∆G = 0, ou</p><p>seja:</p><p>T · ∆S = ∆H</p><p>T · 213 · 10–3 = +206,5 kJ</p><p>T = 969,5 K</p><p>O sistema estará em equilíbrio para uma tempe-</p><p>ratura de aproximadamente 969,5 K.</p><p>c. Se aumentarmos a temperatura, aumentamos o</p><p>termo T · ∆S, tornando-o mais positivo e, con-</p><p>sequentemente, ∆H < T·∆S, ou seja, ∆G < 0.</p><p>Neste caso, a reação será espontânea no</p><p>sentido direto, favorecendo a formação dos</p><p>produtos da reação.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>14 Processos espontâneos e não espontâneos</p><p>166</p><p>01. (IME RJ) Considere as supostas variações de en-</p><p>tropia (∆S) nos processos abaixo:</p><p>I. Cristalização do sal comum (∆S > 0).</p><p>II. Sublimação da naftalina (naftaleno) (∆S > 0).</p><p>III. Mistura de água e álcool (∆S < 0).</p><p>IV. .</p><p>V. .</p><p>As variações de entropia indicadas nos proces-</p><p>sos que estão corretas são:</p><p>03. (UFCG PB) O estudo das reações químicas que</p><p>ocorrem com absorção da radiação solar de alta</p><p>energia e dos processos químicos industriais que</p><p>causam dano ao meio ambiente faz parte da quí-</p><p>mica ambiental. Alguns exemplos desses tipos de</p><p>reações são mostrados a seguir. Assinale, dentre</p><p>as alternativas abaixo, aquela na qual não se</p><p>observa um aumento da entropia.</p><p>a. Calcinação de calcário:</p><p>b. Fotodissociação de oxigênio:</p><p>c. Fotodissociação de Freon-12:</p><p>d. Obtenção de Ferro a partir de seu minério:</p><p>e. Formação de ozônio na atmosfera:</p><p>04. (UFPI) Assinale a alternativa que está incorreta no</p><p>que concerne à entropia:</p><p>a. A entropia de gases é geralmente maior que</p><p>a dos líquidos e a entropia de líquidos é ge-</p><p>ralmente maior que a dos sólidos.</p><p>b. A entropia normalmente aumenta quando</p><p>um líquido puro ou sólido dissolve em um</p><p>solvente.</p><p>c. A entropia aumenta quando um gás dissolvido</p><p>escapa de uma solução.</p><p>d. A entropia do universo está aumentando con-</p><p>tinuamente.</p><p>e. A entropia de um processo complexo é a</p><p>soma das entalpias simples desse processo.</p><p>a. I, III e IV.</p><p>b. III, IV e V.</p><p>c. II, III e V.</p><p>d. I, II e IV.</p><p>e. II, IV e V.</p><p>02. (CEFET PR) O benzeno (C6H6) é um produto alta-</p><p>mente tóxico, cancerígeno, produzido industrial-</p><p>mente por ser matéria prima para uma série de</p><p>compostos. Uma das reações de obtenção do</p><p>benzeno é:</p><p>A 25 °C essa reação possui os seguintes dados</p><p>termodinâmicos:</p><p>■ ∆Hº = +12 kcal · mol–1.</p><p>■ ∆Sº = –61 cal · K–1 · mol–1.</p><p>Com base nessas informações, pode-se afirmar</p><p>que:</p><p>a. Quando o equilíbrio é atingido, este é favorá-</p><p>vel ao produto.</p><p>b. A reação não é espontânea nesta tempera-</p><p>tura.</p><p>c. A reação é exotérmica.</p><p>d. A variação de energia Gibbs padrão para</p><p>essa reação é de +18,2 kcal · mol–1.</p><p>e. A variação de energia Gibbs padrão para</p><p>essa reação é de –30,2 kcal · mol–1.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>14 Processos espontâneos e não espontâneos</p><p>167</p><p>05. (Unimontes MG) A energia livre de Gibbs (G) é</p><p>uma grandeza termodinâmica, cuja variação ∆G</p><p>corresponde à máxima energia útil possível de ser</p><p>retirada do sistema. Ela pode ser usada para pre-</p><p>ver a espontaneidade ou não do processo, através</p><p>da expressão ∆G = ∆H – T · ∆S, em que T · ∆S</p><p>corresponde à energia para organizar o processo</p><p>e T · ∆H à variação de entalpia. A uma mesma</p><p>temperatura e pressão, têm-se os valores termodi-</p><p>nâmicos a seguir para quatro reações químicas.</p><p>Todas as reações são espontâneas, exceto a:</p><p>c. O sinal de ∆S para o óleo queimando é ne-</p><p>gativo.</p><p>d. O sinal de ∆S para o congelamento do ar é</p><p>positivo.</p><p>e. O sinal de ∆H para a queima da madeira é</p><p>positivo.</p><p>08. (UFG GO) Observe os diagramas de energia de</p><p>duas reações químicas, nas CNTP, a seguir:</p><p>Classifique essas reações de acordo com:</p><p>a. O calor de reação. Justi!que.</p><p>b. A espontaneidade da reação. Justi!que.</p><p>09. (UCS RS) Um recente !lme que no Brasil recebeu</p><p>o nome de “O Curioso Caso de Benjamin Button”,</p><p>protagonizado pelo ator Brad Pitt, conta a história</p><p>curiosa de um personagem que nasce velho e, à</p><p>medida que o tempo passa, vai rejuvenescendo.</p><p>Se pensarmos no envelhecimento humano como um</p><p>processo energeticamente irreversível, qual título alter-</p><p>nativo do !lme !caria coerente com as leis da Física?</p><p>a. A Curiosa Obediência à Equação de Cla-</p><p>peyron.</p><p>b. O Extraordinário Caso da Violação da Segun-</p><p>da Lei de Newton</p><p>c. O Estranho Caso de Violação da Segunda Lei</p><p>da Termodinâmica</p><p>d. O Incomum Caso de Con!rmação da Primei-</p><p>ra Lei da Termodinâmica</p><p>e. O Intrigante Caso de Violação da Terceira Lei</p><p>de Newton.</p><p>a. II.</p><p>b. IV.</p><p>c. III.</p><p>d. I.</p><p>06. (UFSC) A termodinâmica propõe para o cálculo</p><p>de ∆G a equação ∆G = ∆H – T · ∆S, válida</p><p>para pressão e temperatura constantes. Em rela-</p><p>ção ao processo:</p><p>temos ∆H = 9 713 cal · mol–1 (1 atm) e</p><p>∆S = 26,04 cal · K–1 · mol (1 atm). Determine a</p><p>temperatura, em graus Celsius, a partir da qual,</p><p>a vaporização da água é espontânea nas condi-</p><p>ções ambientes (K = ºC + 273).</p><p>07. (PUC RJ) Indique, entre as opções abaixo, a alter-</p><p>nativa correta</p><p>a. O sinal de ∆S para a condensação do vapor</p><p>de amônia é negativo.</p><p>b. O sinal de ∆S para a separação dos compo-</p><p>nentes do ar é positivo.</p><p>I e II.</p><p>b. I e III.</p><p>c. II e III.</p><p>d. II e IV.</p><p>e. III e IV.</p><p>05. (FURG RS) Quando uma criança está febril, é</p><p>prática comum passar no corpo da criança um</p><p>algodão umedecido em álcool. Esse procedimen-</p><p>to funciona porque:</p><p>a. O álcool atua como antisséptico.</p><p>b. Ao evaporar, o álcool diminui a temperatura.</p><p>c. Para evaporar, o álcool precisa de energia.</p><p>d. Ao evaporar, o álcool aumenta a temperatura.</p><p>e. A reação do álcool com a pele é exotérmica.</p><p>06. (Unioeste PR) Assinale a alternativa incorreta.</p><p>a. Calor é uma forma de "uxo de energia entre</p><p>dois corpos com temperaturas diferentes.</p><p>b. A quantidade de calor transferida é proporcio-</p><p>nal ao inverso da temperatura.</p><p>c. A temperatura é associada à energia cinética</p><p>das moléculas.</p><p>d. O calor é transferido do corpo de maior tem-</p><p>peratura para o corpo de menor temperatura.</p><p>e. A quantidade de calor transferida depende</p><p>da capacidade calorí!ca do material, da</p><p>massa e da diferença de temperatura.</p><p>07. (UFES) Um método conhecido para controlar</p><p>febres é a imersão do doente em uma banhei-</p><p>ra com água a uma temperatura ligeiramente</p><p>inferior à temperatura do doente. Suponha que</p><p>um doente com febre de 40 ºC é imerso em</p><p>0,45 m3 de água a 35 ºC. Após um tempo de</p><p>imersão, a febre abaixa para 37,5 ºC e o pa-</p><p>ciente é retirado da banheira. A temperatura da</p><p>água na banheira, logo após o paciente ser reti-</p><p>rado, é de 36,5 ºC. Considerando que a água</p><p>da banheira não perde calor para o ambiente,</p><p>calcule, em kcal, a quantidade de calor trocada</p><p>entre o paciente e a água.</p><p>A resposta correta é:</p><p>a. 3.</p><p>b. 6,75.</p><p>c. 30.</p><p>d. 300.</p><p>e. 675.</p><p>08. (PUC MG) Sejam dados os processos abaixo:</p><p>I. .</p><p>II.</p><p>2(g) 2(g)2 (l)</p><p>1</p><p>H OH O</p><p>2</p><p>+ .</p><p>III. .</p><p>IV. .</p><p>V. .</p><p>A opção que representa somente fenômenos quí-</p><p>micos endotérmicos é:</p><p>a. I, II e V.</p><p>b. II e V apenas.</p><p>c. III e IV apenas.</p><p>d. II, III e V.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>9 Reações endotérmicas e exotérmicas</p><p>130</p><p>09. (UECE) Potes, moringas ou !ltros de cerâmica, ain-</p><p>da usados em algumas regiões remotas do Bra-</p><p>sil, esfriam em relação à temperatura ambiente</p><p>e mantêm fresca a água potável das habitações</p><p>mais humildes. O resfriamento da água ocorre</p><p>por conta da:</p><p>a. Porosidade da cerâmica e da vaporização</p><p>da água.</p><p>b. Composição química do material e da subli-</p><p>mação da água.</p><p>c. Permeabilidade da cerâmica e da condensa-</p><p>ção da água.</p><p>d. Força das ligações de hidrogênio da água.</p><p>10. (UNESP SP) O carbonato de cálcio pode ser</p><p>encontrado na natureza na forma de rocha se-</p><p>dimentar (calcário) ou como rocha metamór!ca</p><p>(mármore). Ambos encontram importantes apli-</p><p>cações industriais e comerciais. Por exemplo, o</p><p>mármore é bastante utilizado na construção civil</p><p>tanto para !ns estruturais como ornamentais. Já</p><p>o calcário é usado como matéria-prima em di-</p><p>versos processos químicos, dentre eles, a produ-</p><p>ção da cal.</p><p>A cal é obtida industrialmente por tratamento térmi-</p><p>co do calcário em temperaturas acima de 900 ºC,</p><p>pela reação:</p><p>+CaCO3(s) calor CaO(s) CO2(g)+</p><p>Por suas diferentes aplicações, constitui-se num</p><p>importante produto da indústria química. Na</p><p>agricultura é usado para correção da acidez</p><p>do solo, na siderurgia como fundente e escori-</p><p>ficante, na fabricação do papel é um agente</p><p>branqueador e corretor de acidez, no trata-</p><p>mento de água também corrige a acidez e</p><p>atua como agente floculante e na construção</p><p>civil é agente cimentante. Sobre o processo</p><p>de obtenção e as propriedades associadas ao</p><p>produto, indique qual das afirmações é total-</p><p>mente correta.</p><p>a. A reação é de decomposição e o CaO é usa-</p><p>do como branqueador na indústria do papel,</p><p>porque é um agente oxidante.</p><p>b. A reação é endotérmica e o CaO é classi!ca-</p><p>do como um óxido ácido.</p><p>c. A reação é exotérmica e, se a cal reagir com</p><p>água, produz Ca(OH)2 que é um agente ci-</p><p>mentante.</p><p>d. A reação é endotérmica e o CaO é classi!ca-</p><p>do como um óxido básico.</p><p>e. A reação é de decomposição e no tratamento</p><p>de água o CaO reduz o pH, atuando como</p><p>"oculante.</p><p>11. (UNESP SP) Diariamente podemos observar que</p><p>reações químicas e fenômenos físicos implicam</p><p>em variações de energia. Analise cada um dos</p><p>seguintes processos, sob pressão atmosférica.</p><p>I. A combustão completa do metano (CH4) pro-</p><p>duzindo CO2 e H2O.</p><p>II. O derretimento de um iceberg.</p><p>III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de</p><p>uma altura h.</p><p>Em relação aos processos analisados, pode-se</p><p>afirmar que:</p><p>a. I é exotérmico, II e III são endotérmicos.</p><p>b. I e III são exotérmicos e II é endotérmico.</p><p>c. I e II são exotérmicos e III é endotérmico.</p><p>d. I, II e III são exotérmicos.</p><p>e. I, II e III são endotérmicos.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>Entalpia de reação10</p><p>131</p><p>Observação</p><p>Energia interna</p><p>De acordo com a termodinâmica, a energia interna de um sistema é igual à</p><p>soma de toda energia cinética e potencial de suas partículas. Na prática, o valor exa-</p><p>to da energia interna de um sistema não pode ser calculado. Porém, podemos cal-</p><p>cular as variações de energia interna (∆E) que acompanham um fenômeno físico</p><p>ou químico. De acordo com a primeira lei da termodinâmica, nas transformações</p><p>físicas ou químicas a energia sempre se conserva (Lei da Conservação de Energia).</p><p>Para ocorrer variação de energia interna de um sistema, este deve interagir com o</p><p>meio, seja através de troca de calor e/ou realização de trabalho. Portanto, a varia-</p><p>ção de energia interna é dada pela diferença do calor liberado ou absorvido com o</p><p>trabalho realizado pelo sistema ou sobre ele.</p><p>∆E = Q – τ</p><p>Onde:</p><p>■ ∆E ou ∆U: variação da energia interna (E"nal – Einicial).</p><p>■ Q : calor recebido ou liberado pelo sistema.</p><p>■ τ: trabalho realizado pelo sistema ou sobre o sistema.</p><p>Nos processos que estudaremos, os trabalhos realizados são trabalhos mecâ-</p><p>nicos de expansão ou compressão do sistema. O cálculo desse tipo de trabalho, a</p><p>uma pressão constante, é feito pela seguinte equação:</p><p>τ = P ∙ ∆V ∆E = Q – P ∙ ∆V</p><p>Onde:</p><p>■ P: pressão.</p><p>■ ∆V: variação de volume.</p><p>A maioria dos processos físicos e químicos nos laboratórios ou no cotidiano</p><p>ocorrem sob pressão constante (condições isobáricas) com uma variação despre-</p><p>zível de volume. Por exemplo, grande parte das reações são realizadas em béqueres</p><p>ou em tubos de ensaio abertos e, com exceção dos sistemas que envolvem gases,</p><p>as variações de volume são praticamente nulas. Portanto, em processos físicos ou</p><p>químicos que ocorrem a pressão constante com variação de volume desprezível, o</p><p>produto P ∙ ∆V é desprezível, e o calor recebido ou liberado pelo sistema é igual à</p><p>variação de energia interna.</p><p>∆E = Q</p><p>Essa quantidade de calor liberada ou absorvida pelo sistema sob pressão cons-</p><p>tante é denominada entalpia (H). Semelhante à energia interna, não podemos cal-</p><p>A variação de entalpia ∆H</p><p>é a medida da quantidade</p><p>de calor liberado ou absor-</p><p>vido em uma transformação</p><p>física ou química, à pressão</p><p>constante.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>10 Entalpia de reação</p><p>132</p><p>Observação cular o valor exato da entalpia de um sistema, mas podemos calcular a variação de</p><p>entalpia (∆H) de uma transformação física ou química.</p><p>De maneira simpli"cada, podemos dizer que, em química, entalpia é sinônimo</p><p>de energia. Na prática, a variação de entalpia pode ser medida em calorímetros.</p><p>Antes de explicarmos o que é um calorímetro, é importante de"nir o que é sistema</p><p>e meio ambiente.</p><p>Tipos de sistemas</p><p>Sistema é a parte do universo que está sob observação. Um sistema pode ser</p><p>formado por um único corpo ou por um conjunto de corpos. Tudo que está em</p><p>volta do sistema é denominado meio ambiente ou vizinhança. Os sistemas são</p><p>classi"cados em:</p><p>Entalpia é um termo deriva-</p><p>do do grego enthalpein, que</p><p>signi!ca "aquecer".</p><p>Sistemas abertos</p><p>Permitem a troca de massa e energia (calor) com o meio</p><p>ambiente. Uma panela, sem tampa, com água sendo</p><p>aquecida em um fogão, é um exemplo de sistema aberto.</p><p>Sistemas fechados</p><p>Não permitem a troca de massa com o meio ambiente,</p><p>mas permitem a troca de energia (calor). Uma lata de refri-</p><p>gerante gelada e fechada que foi retirada da geladeira e</p><p>colocada sobre a mesa é um exemplo de sistema fechado.</p><p>Sistemas isolados</p><p>Não permitem a troca de massa ou energia (calor) com o meio</p><p>ambiente. Na realidade, não existe um sistema perfeitamente iso-</p><p>lado. No entanto, alguns sistemas podem ser considerados, para</p><p>efeitos práticos, como isolados por um certo período de tempo. Uma</p><p>garrafa térmica de café é quase um sistema isolado.</p><p>Calorímetro</p><p>O calorímetro é um recipiente hermeticamente fechado, com excelente</p><p>isolamento térmico, que contém uma massa de água conhecida. Na prática,</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>10 Entalpia de reação</p><p>133</p><p>podemos considerar que o calorímetro é um sistema</p><p>isolado praticamente perfeito. Esse aparelho permi-</p><p>te medir a quantidade de calor liberada ou absorvida</p><p>em um fenômeno químico ou físico. Existem di-</p><p>versos modelos de calorímetros, sendo que os mais</p><p>comuns possuem uma bomba calorimétrica no seu</p><p>interior e são utilizados para medir o calor liberado</p><p>durante a combustão (processo exotérmico) de uma</p><p>dada amostra. Após a queima da amostra dentro da</p><p>bomba calorimétrica que é iniciada por fios de igni-</p><p>ção, ocorrerá um aumento da temperatura da água contida no calorímetro.</p><p>Como a massa de água é conhecida e a variação de temperatura é determina-</p><p>da pelo termômetro, podemos calcular o calor liberado utilizando a equação</p><p>Q = m ∙ c ∙ ∆T. Em processos endotérmicos, a temperatura da água dentro do</p><p>calorímetro diminui e a quantidade de calor absorvida pode ser calculada pela</p><p>mesma equação já apresentada. Dessa forma, concluímos que, utilizando um</p><p>calorímetro, podemos calcular o calor de reação.</p><p>Funções de estado</p><p>Para continuarmos o nosso estudo sobre termoquímica, temos que definir</p><p>o que é uma grandeza com característica de função de estado. Para receber</p><p>a denominação função de estado, a variação da grandeza deve depender so-</p><p>mente dos estados inicial e final do fenômeno, não dependendo, portanto,</p><p>dos valores intermediários que foram assumidos pela grandeza. Por exemplo,</p><p>para determinarmos a variação de volume (∆V) de certa amostra de gás que</p><p>sofreu aquecimento, só precisamos saber qual era o volume da amostra antes</p><p>do aquecimento e depois do aquecimento. Dessa forma, podemos dizer que</p><p>o volume de um gás é uma função de estado.</p><p>∆V = Vfinal – Vinicial</p><p>Uma analogia que facilita a diferenciação entre uma grandeza que é fun-</p><p>ção de estado e outra que não, é a comparação entre distância e altitude. Se</p><p>partirmos do nível do mar para uma cidade que está a 1 000 m de altitude, in-</p><p>dependentemente do caminho tomado, a variação de altitude é de 1 000 m.</p><p>Já a distância percorrida depende do caminho tomado, portanto, a altitude</p><p>é uma função de estado e a distância não. A entalpia (H) também é uma</p><p>função de estado, pois a sua variação (∆H) depende apenas dos estados ini-</p><p>cial e final do sistema que sofreu uma transformação química ou física. As</p><p>principais grandezas que possuem característica de função de estado são:</p><p>pressão, volume, temperatura e entalpia.</p><p>Calor de reação é a quan-</p><p>tidade de calor liberado ou</p><p>absorvido em uma reação</p><p>química.</p><p>Observação</p><p>10 Entalpia de reação</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>10 Entalpia de reação</p><p>134</p><p>Variação de entalpia em</p><p>fenômenos endotérmicos</p><p>Os processos endotérmicos ocorrem com absorção de calor (energia).</p><p>Sendo assim, a entalpia final deve ser maior que a inicial. O calor é absorvido</p><p>da vizinhança.</p><p>Generalizando:</p><p>Hproduto > Hreagentes</p><p>∆H = Hprodutos – Hreagentes</p><p>∆H > 0 (positivo)</p><p>Portanto, todo processo endotérmico possui ∆H > 0 e pode ser representado</p><p>gra"camente da seguinte maneira:</p><p>Exemplos:</p><p>Variação de entalpia em</p><p>fenômenos exotérmicos</p><p>Os processos exotérmicos ocorrem com liberação de calor (energia). Sen-</p><p>do assim, a entalpia final deve ser menor que a inicial. O calor é liberado para</p><p>a vizinhança.</p><p>Generalizando:</p><p>Hproduto < Hreagentes</p><p>∆H = Hprodutos – Hreagentes</p><p>∆H < 0 (negativo)</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>135</p><p>Portanto, todo processo exotérmico possui ∆H < 0 e pode ser re-</p><p>presentado gra"camente, tal como o grá"co ao lado:</p><p>Exemplos:</p><p>(fenômeno químico)</p><p>+ + H∆ = –212 kcal4(g)CH 2 O2(g) 2(g)CO 2 (l)</p><p>2H O</p><p>01. Na sauna a vapor, o calor liberado na conden-</p><p>sação do vapor de água é, em parte, respon-</p><p>sável pelo aquecimento que pode ser sentido</p><p>na superfície de nossa pele. Isso se deve ao</p><p>fato de que a mudança de estado físico de</p><p>uma substância altera o seu conteúdo energéti-</p><p>co (entalpia).</p><p>Sobre esse assunto, e com base no grá!co ao</p><p>lado, determine os valores das variações de en-</p><p>talpia dos processos abaixo.</p><p>Resolução</p><p>∆H1 = +285,8 kJ</p><p>∆H2 = –285,8 – (–241,8) = –44 kJ</p><p>∆H3 = +44 kJ</p><p>01. (UFR RJ) Desde a pré-história, quando aprendeu</p><p>a manipular o fogo para cozinhar seus alimentos</p><p>e se aquecer, o homem vem percebendo sua de-</p><p>pendência cada vez maior das várias formas de</p><p>energia. A energia é importante para uso indus-</p><p>trial e doméstico, nos transportes etc.</p><p>Existem reações químicas que ocorrem com li-</p><p>beração ou absorção de energia, sob a forma</p><p>de calor, denominadas, respectivamente, como</p><p>exotérmicas e endotérmicas. Observe o gráfico a</p><p>seguir e assinale a alternativa correta:</p><p>H (kJ)</p><p>HP</p><p>∆H</p><p>Reagentes</p><p>Produtos</p><p>ENERGIA</p><p>Sentido da reação</p><p>HR</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>10 Entalpia de reação</p><p>136</p><p>a. O grá!co representa uma reação endotérmica.</p><p>b. O grá!co representa uma reação exotérmica.</p><p>c. A entalpia dos reagentes é igual a dos produtos.</p><p>d. A entalpia dos produtos é maior que a dos</p><p>reagentes.</p><p>e. A variação de entalpia é maior que zero.</p><p>02. (Unimontes MG) O diagrama de entalpia a se-</p><p>guir representa os calores envolvidos na reação</p><p>de obtenção de dois óxidos de cobre, a partir</p><p>deste metal e do oxigênio.</p><p>Analisando-se esse diagrama, a variação de en-</p><p>talpia, ∆Hº (kJ), para a reação</p><p>é igual a:</p><p>Determine, em kcal, a variação de entalpia (∆H)</p><p>da reação: .</p><p>04. (UECE) O sal de cozinha, em contato com a água,</p><p>mesmo na forma de gelo, tende a se dissolver.</p><p>Essa dissolução é um processo endotérmico, isto</p><p>é, exige uma quantidade de energia para se con-</p><p>cretizar. A temperatura da mistura pode chegar</p><p>a –18 ºC e, em 5 minutos, seu isopor será ca-</p><p>paz de fazer por sua latinha de cerveja o que o</p><p>freezer faria em 15 minutos. Assinale a opção</p><p>que contém o grá!co que representa um processo</p><p>endotérmico, em uma reação química.</p><p>a.</p><p>b.</p><p>c.</p><p>d.</p><p>a. +141.</p><p>b. –479.</p><p>c. –141.</p><p>d. +310.</p><p>03. (UFRJ) O diagrama a seguir contém valores das</p><p>entalpias das diversas etapas de formação do</p><p>NaCl(s), a partir do Na(s) e do Cl2(g).</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>10 Entalpia de reação</p><p>137</p><p>05. (UEPG PR) Durante a Guerra do Golfo, os sol-</p><p>dados aqueciam seus alimentos utilizando-se de</p><p>recipientes de plástico que continham magnésio</p><p>metálico. Para que houvesse o aquecimento, pe-</p><p>quenas quantidades de água eram adicionadas</p><p>ao magnésio, produzindo hidróxido de magné-</p><p>sio e hidrogênio. O diagrama de entalpia dessa</p><p>reação é mostrado na !gura abaixo. Com rela-</p><p>ção a esse diagrama, assinale o que for correto.</p><p>01. A reação do magnésio com a água é exo-</p><p>térmica.</p><p>02. A entalpia da reação é de −80 kcal/mol.</p><p>04. O valor de X representa a variação de en-</p><p>talpia da reação.</p><p>08. A representa os reagentes da reação, Mg(s)</p><p>e H2O(l), e B os produtos Mg(OH)2(s) e H2(g).</p><p>16. A diminuição da entalpia de A para B indi-</p><p>ca que houve liberação de calor.</p><p>06. (UCS RS) Atualmente, a indústria automobilística</p><p>busca</p><p>o desenvolvimento de motores que utilizam</p><p>combustíveis alternativos (GNV, álcool, biodiesel,</p><p>gás hidrogênio). Dentre esses, o H2 é considerado</p><p>o combustível que não causa poluição. O grá!co</p><p>abaixo representa a combustão do gás hidrogênio.</p><p>Fonte: USBERCO, J.; SALVADOR, J. Química, 2: físico-química.</p><p>9. ed. São Paulo: Saraiva, 2005. p. 146.</p><p>Analise, quanto à veracidade (V) ou falsidade (F),</p><p>as proposições abaixo, com base na reação quí-</p><p>mica de combustão do gás hidrogênio.</p><p>( ) Ocorre liberação de calor, ou seja, o pro-</p><p>cesso é exotérmico.</p><p>( ) Ocorre absorção de calor, ou seja, o pro-</p><p>cesso é endotérmico.</p><p>( ) Os reagentes ganham calor ao se converte-</p><p>rem em água.</p><p>( ) O calor envolvido na formação de 180 g</p><p>de água é de 2 416 kJ.</p><p>Assinale a alternativa que preenche corretamente</p><p>os parênteses, de cima para baixo.</p><p>a. V – F – V – F.</p><p>b. F – V – V – V.</p><p>c. F – V – F – V.</p><p>d. F – V – V – F.</p><p>e. V – F – F – V.</p><p>07. (UEG GO) Os primeiros registros do uso do</p><p>chumbo são de 4 000 a.C. A maquiagem que</p><p>Cleópatra usava em volta dos olhos consistia em</p><p>um pó feito com galena, um minério de chumbo.</p><p>A obtenção do chumbo é simples. Ele é encontra-</p><p>do na natureza principalmente na forma de gale-</p><p>na (sulfeto de chumbo). A produção de chumbo</p><p>metálico a partir de galena envolve duas etapas.</p><p>Em um primeiro momento, ela é submetida à</p><p>queima com carvão, onde o calor liberado possi-</p><p>bilita a reação do minério com o oxigênio do ar.</p><p>Na sequência, o óxido de chumbo obtido da pri-</p><p>meira etapa reage com o carbono (do carvão),</p><p>formando o chumbo metálico.</p><p>Sobre esse assunto, responda ao que se pede.</p><p>a. Escreva as duas equações do processo de ob-</p><p>tenção do chumbo citado no texto.</p><p>b. Esboce um grá!co mostrando a variação da</p><p>entalpia durante a reação I e classi!que a rea-</p><p>ção do ponto de vista da termoquímica.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>Entalpia padrão: uma convenção11</p><p>138</p><p>Fatores que afetam as entalpias (calores)</p><p>das reações</p><p>Como comentado anteriormente, é impossível determinar diretamente a en-</p><p>talpia de um sistema ou de uma substância. O que pode ser calculado é a variação</p><p>de entalpia (∆H) de um fenômeno, porém, essa variação depende do estado físico,</p><p>da forma alotrópica dos reagentes e produtos, da quantidade de matéria dos rea-</p><p>gentes e da temperatura e pressão na qual foi realizada a medição do ∆H.</p><p>Influência do estado físico dos participantes</p><p>Os estados físicos gasoso, líquido e sólido não possuem a mesma entalpia,</p><p>sendo que a relação entre eles é a seguinte:</p><p>Hgasoso > Hlíquido > Hsólido</p><p>Portanto, o estado físico dos participantes pode aumentar ou diminuir a varia-</p><p>ção de entalpia, como mostra o grá"co a seguir:</p><p>Influência do estado alotrópico dos participantes</p><p>Alotropia é o fenômeno de ocorrência de substâncias simples diferentes for-</p><p>madas pelo mesmo elemento químico. Os principais exemplos de alotropia são</p><p>dos elementos: oxigênio, fósforo, enxofre e carbono. Os principais alótropos de</p><p>cada um desses elementos são:</p><p>Oxigênio = O2(gás oxigênio); O3(gás ozônio)</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>139</p><p>Fósforo = P4(branco) e Pn (vermelho)</p><p>Enxofre = S8(rômbico) e S8(monoclínico)</p><p>Carbono = Cn(diamante) e Cn(grafite) e C60(buckminsterfullerene)</p><p>As formas alotrópicas de cada elemento não possuem o mesmo conteú-</p><p>do energético, ou seja, não possuem a mesma entalpia. A forma alotrópica</p><p>mais estável (menor entalpia) de cada elemento é aquela que é mais abun-</p><p>dante na natureza.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>11 Entalpia padrão: uma convenção</p><p>140</p><p>Portanto, o estado alotrópico dos participantes pode aumentar ou diminuir a</p><p>variação de entalpia, como mostra o grá"co a seguir:</p><p>C(diamante) + O2(g)</p><p>C(grafite) + O2(g)</p><p>1,9</p><p>0</p><p>!394</p><p>Entalpia H (kJ)</p><p>CO2(g)</p><p>Caminho da reação</p><p>∆H1</p><p>∆H2</p><p>∆H3</p><p>(diamante)</p><p>C 2(g)O 2(g)CO+ H = !395,9 kJ · mol1</p><p>!1∆</p><p>(grafite)</p><p>C 2(g)O 2(g)CO+ H = !394 kJ · mol2</p><p>!1∆</p><p>Como a combustão do carbono diamante liberou uma quantidade de energia</p><p>maior que a do carbono gra"te, podemos concluir que o seu conteúdo energético</p><p>é maior e, consequentemente, que a diferença entre eles é de 1,9 kJ.</p><p>Influência da temperatura</p><p>A temperatura in#uencia no valor da variação de entalpia graças à diferença dos</p><p>calores especí"cos dos participantes da reação. Por isso, a quantidade de energia</p><p>necessária para causar uma determinada variação de temperatura nos reagentes</p><p>não é a mesma para os produtos. Isso pode ser comprovado pela equação funda-</p><p>mental da calorimetria Q = m · c · ∆t.</p><p>Influência da pressão</p><p>A influência da pressão na variação de entalpia é mínima para sistemas</p><p>gasosos e desprezível para sistemas sólidos e líquidos. A pressão só passa</p><p>a ter influência significativa a partir de valores muito elevados (na ordem</p><p>de 1 000 atm). Como normalmente as reações são realizadas em valores</p><p>bem menores do que esse, não precisaremos nos preocupar com o valor da</p><p>pressão nos cálculos da ∆H. No entanto, a pressão pode influenciar a va-</p><p>riação de entalpia de modo indireto, pois o estado físico dos participantes</p><p>depende da pressão.</p><p>Observação</p><p>O ∆H3 indica a variação</p><p>de entalpia envolvida na trans-</p><p>formação de carbono diaman-</p><p>te em carbono gra!te.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>141</p><p>Influência da quantidade de matéria dos reagentes</p><p>A variação de entalpia de um processo é diretamente proporcional à quanti-</p><p>dade de matéria (número de mol) dos reagentes. Portanto, se dobramos a quanti-</p><p>dade de reagentes, vamos obter o dobro de produtos e a variação de entalpia tam-</p><p>bém dobrará. Quando multiplicamos ou dividimos uma equação por algum fator,</p><p>o mesmo acontecerá com a variação de entalpia (∆H). Sendo assim, nos cálculos</p><p>da quantidade de calor liberada ou absorvida em um processo, utilizaremos como</p><p>ferramenta matemática a regra de três direta.</p><p>01. Considerando que a combustão completa do álco-</p><p>ol comum (etanol) é representada pela equação:</p><p>Responda:</p><p>a. Qual a quantidade de calor liberado ou ab-</p><p>sorvido na queima de 2 mol de C2H5OH?</p><p>b. Qual a quantidade de calor liberado ou ab-</p><p>sorvido na formação de 5 mol de CO2?</p><p>c. Calcule a quantidade de calor liberado ou</p><p>absorvido na queima de 230 g de etanol.</p><p>Dado: M (etanol) = 46 g · mol–1.</p><p>Resolução</p><p>a.</p><p>⇒ x = 2 ∙ 1 373</p><p>⇒ x = 2 746 kJ, liberados</p><p>b.</p><p>c.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>11 Entalpia padrão: uma convenção</p><p>142</p><p>Equações termoquímicas</p><p>Como a variação de entalpia de um processo depende dos fatores já menciona-</p><p>dos, uma equação termoquímica deve mostrar todos os fatores que podem in#uir</p><p>no valor da ∆H.</p><p>Para facilitar a comparação de variações de entalpia de processos diferentes e a</p><p>escrita das equações termoquímicas, foi criado um referencial para calcular a ∆H</p><p>denominado estado padrão.</p><p>Por convenção, toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual</p><p>a zero. A entalpia padrão de uma substância é representada por Hº e a variação</p><p>de entalpia padrão de um processo por ∆Hº. A partir desse momento vamos</p><p>considerar que todas as reações trabalhadas no capítulo foram realizadas no es-</p><p>tado padrão, ou seja, a 25 ºC e 1 atm. Não é, portanto, necessária a representação</p><p>dessas duas condições nas equações termoquímicas, que serão representadas da</p><p>seguinte maneira:</p><p>Estado padrão é o estado</p><p>mais estável e comum de uma</p><p>substância, isto é, a 25 °C e</p><p>a 1 atm.</p><p>Observação</p><p>01. (UFCG PB) O gás nitrogênio e o gás oxigênio são</p><p>os dois principais gases encontrados no ar que</p><p>respiramos. Eles podem, em determinadas con-</p><p>dições, reagir para fornecer o óxido de dinitro-</p><p>gênio como produto, segundo a reação descrita</p><p>abaixo.</p><p>Considerando a equação da reação acima, res-</p><p>ponda as questões abaixo.</p><p>a. A reação libera ou absorve calor? Justi!que.</p><p>b.</p><p>Demonstre e calcule a energia necessária</p><p>para a formação de 25 g de N2O.</p><p>02. (UDESC SC) A formação do dióxido de enxofre</p><p>pode ser feita pela oxidação de duas das suas</p><p>formas alotrópicas. As reações químicas são re-</p><p>presentadas pelas equações termoquímicas:</p><p>H = !70,96 kcal·mol!1∆</p><p>2(g)(rômbico)</p><p>S 2(g)O SO+</p><p>H = !71,03 kcal·mol!1∆</p><p>2(g)S(monoclínico) 2(g)O SO+</p><p>Podemos afirmar:</p><p>I. A conversão da forma rômbica na forma mo-</p><p>noclínica é endotérmica.</p><p>II. A formação do SO2 é sempre endotérmica.</p><p>III. A forma alotrópica estável do enxofre na tem-</p><p>peratura da experiência é a monoclínica.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>143</p><p>Assinale a alternativa correta:</p><p>a. Somente as a!rmativas I e III são verdadeiras.</p><p>b. Somente a a!rmativa II é verdadeira.</p><p>c. Somente as a!rmativas I e II são verdadeiras.</p><p>d. Somente as a!rmativas II e III são verdadeiras.</p><p>e. Somente a a!rmativa I é verdadeira.</p><p>03. (UFPEL RS) Considere, para as transformações</p><p>representadas abaixo, as mesmas condições de</p><p>temperatura e pressão.</p><p>I.</p><p>II.</p><p>III.</p><p>Assinale a alternativa que completa corretamente</p><p>as lacunas nas seguintes frases, a respeito das</p><p>equações consideradas acima:</p><p>A água apresenta maior entalpia no estado</p><p>__________ e menor no __________.</p><p>A fusão de 6 g de água é um processo</p><p>__________ no qual __________ kJ de energia</p><p>são __________.</p><p>a. Gasoso; sólido; endotérmico; 2; absorvidos.</p><p>b. Gasoso; sólido; exotérmico; 6; absorvidos.</p><p>c. Gasoso; líquido; endotérmico; 44; absorvidos.</p><p>d. Sólido; gasoso; exotérmico; 2; liberados.</p><p>e. Sólido; gasoso; endotérmico; 6; liberados.</p><p>f. I.R.</p><p>04. (UNESP SP) Entre as formas alotrópicas de um</p><p>mesmo elemento, há aquela mais estável e, por-</p><p>tanto, menos energética, e também a menos es-</p><p>tável, ou mais energética. O grá!co, de escala</p><p>arbitrária, representa as entalpias (∆H) do dia-</p><p>mante e gra!te sólidos, e do CO2 e O2 gasosos.</p><p>a. Sabendo-se que os valores de ∆H1 e ∆H2</p><p>são iguais a –393 e –395 kJ, respectivamen-</p><p>te, calcule a entalpia (∆H) da reação: C(gra!te)</p><p>C(diamante). Indique se a reação é exotérmica ou</p><p>endotérmica.</p><p>b. Considerando-se a massa molar do</p><p>C = 12 g/mol, calcule a quantidade de</p><p>energia, em kJ, necessária para transformar</p><p>240 g de C(grafite) em C(diamante).</p><p>05. (UFAL) A reação</p><p>foi estudada como parte de uma pesquisa para</p><p>usar alumínio em pó como combustível de fogue-</p><p>te para o ônibus espacial. Foi encontrado que</p><p>1,00 mol de alumínio produziu 3 378 kJ de calor</p><p>sob condições de pressão constante a 1 000 ºC.</p><p>Nessas condições, é correto afirmar que, para se</p><p>obter 2 mol de Al2O3, serão produzidos:</p><p>a. 6 756 kJ, e a reação é exotérmica.</p><p>b. 6 756 kJ, e a reação é endotérmica.</p><p>c. 3 378 kJ, e a reação é exotérmica.</p><p>d. 13 512 kJ, e a reação é endotérmica.</p><p>e. 13 512 kJ, e a reação é exotérmica.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>11 Entalpia padrão: uma convenção</p><p>144</p><p>06. (ACAFE SC) No jornal Folha de São Paulo, de</p><p>16 de setembro de 2 011, foi publicada uma</p><p>reportagem sobre o Shopping Center Norte de</p><p>São Paulo - SP. “[...] Segundo a Cetesb, foi en-</p><p>contrado gás metano no terreno, que serviu como</p><p>depósito de lixo na década de 1 980, antes da</p><p>construção do shopping […]”.</p><p>Dado: CH4 = 16 g · mol‒1, entalpia de combustão</p><p>do metano = – 889,5 kJ · mol‒1.</p><p>Com base no texto acima e nos conceitos quími-</p><p>cos, analise as afirmações a seguir.</p><p>I. O gás metano é uma molécula apolar, possui</p><p>estrutura tetraédrica e fórmula molecular CH4.</p><p>II. O gás metano é um dos principais gases pre-</p><p>sentes no biogás.</p><p>III. A energia liberada na combustão de 100 kg</p><p>de metano é +5,56 · 106 kJ, aproximadamente.</p><p>IV. Caso a concentração do gás metano na re-</p><p>gião do shopping seja elevada, há o risco de</p><p>ocorrer explosões.</p><p>Assinale a alternativa correta.</p><p>a. Apenas a a!rmação III está correta.</p><p>b. Apenas I, II e IV estão corretas.</p><p>c. Apenas I e IV estão corretas.</p><p>d. Todas as a!rmações estão corretas.</p><p>07. (UERJ) Cada mol de glicose metabolizado no or-</p><p>ganismo humano gera o equivalente a 3 000 kJ</p><p>de energia. A atividade da célula nervosa, em</p><p>condições normais, depende do fornecimento</p><p>constante dessa fonte energética. A equação quí-</p><p>mica a seguir representa a obtenção de glicose a</p><p>partir do glicogênio.</p><p>Considere uma molécula de glicogênio de massa</p><p>molar igual a 4,86 · 106 g · mol–1. A metaboli-</p><p>zação da glicose originada da hidrólise dessa</p><p>molécula de glicogênio proporciona o ganho de</p><p>energia, em quilojoules, equivalente a:</p><p>a. 1,50 · 10–16.</p><p>b. 2,70 · 10–14.</p><p>c. 3,20 · 10–12.</p><p>d. 6,50 · 10–10.</p><p>08. (FUVEST SP) O monóxido de nitrogênio (NO)</p><p>pode ser produzido diretamente a partir de dois</p><p>gases que são os principais constituintes do ar at-</p><p>mosférico, por meio da reação representada por:</p><p>∆H = +180 kJ</p><p>O NO pode ser oxidado, formando o dióxido de</p><p>nitrogênio (NO2), um poluente atmosférico produ-</p><p>zido nos motores a explosão:</p><p>(g)2NO + 2(g)O 2(g)2NO</p><p>∆H = –114 kJ</p><p>Tal poluente pode ser decomposto nos gases</p><p>N2 e O2:</p><p>Essa última transformação:</p><p>a. Libera quantidade de energia maior do que</p><p>114 kJ.</p><p>b. Libera quantidade de energia menor do que</p><p>114 kJ.</p><p>c. Absorve quantidade de energia maior do que</p><p>114 kJ.</p><p>d. Absorve quantidade de energia menor do que</p><p>114 kJ.</p><p>e. Ocorre sem que haja liberação ou absorção</p><p>de energia.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>Classi!cação dos calores de reação12</p><p>145</p><p>Casos particulares das variações de</p><p>entalpia (calor) das reações</p><p>A variação de entalpia pode ser classi"cada de acordo com o tipo de processo</p><p>no qual foi medida. Por exemplo, na mudança de estado físico da água represen-</p><p>tada a seguir, a variação de entalpia pode ser classi"cada como entalpia ou calor</p><p>de fusão da água, porque o processo envolvido é a fusão. Portanto, a variação de</p><p>entalpia de um processo assume o próprio nome do processo.</p><p>Seguindo o mesmo raciocínio, outras variações de entalpia receberam denomi-</p><p>nações importantes, que vamos de"nir a seguir:</p><p>Entalpia ou calor de formação (∆Hf</p><p>º )</p><p>É a variação de entalpia observada (calor liberado ou absorvido) na formação</p><p>de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão. Va-</p><p>mos considerar a água como sendo esta substância:</p><p>A entalpia de formação da água (H2O) é –68,3 kcal · mol–1. Esse valor corres-</p><p>ponde à obtenção de 1 mol de H2O(l) através das substâncias nos respectivos esta-</p><p>dos padrões. A variação de entalpia de uma reação é calculada da seguinte maneira:</p><p>∆H = Hfinal – Hinicial</p><p>Portanto, na reação apresentada acima, o cálculo seria o seguinte:</p><p>∆H = Hprodutos – Hreagentes</p><p> ∆   2 2</p><p>2</p><p>1(H O) (H )</p><p>( O )</p><p>2</p><p>Como já foi convencionado que a entalpia de toda substância simples no seu</p><p>estado padrão é igual a zero, o ∆H da reação medido em um calorímetro é, conse-</p><p>quentemente, igual à entalpia da água no estado padrão.</p><p>O índice superior (°) indica</p><p>as condições do estado pa-</p><p>drão.</p><p>Observação</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>146</p><p>Através desse mesmo caminho, determinaram-se os valores das entalpias de</p><p>formação de outras substâncias que normalmente são expostos em tabelas.</p><p>A partir das entalpias de formação das substâncias que participam da reação, po-</p><p>demos calcular a variação de entalpia da reação utilizando o seguinte raciocínio:</p><p>∆Hreação = Hfinal – Hinicial</p><p>Portanto:</p><p>Sendo que:</p><p>■ : somatório das entalpias de formação dos produtos.</p><p>■ : somatório das entalpias de formação dos reagentes.</p><p>Por exemplo, a reação de combustão da sacarose é representada por:</p><p>Qual é a variação de entalpia dessa reação?</p><p>Resolução:</p><p>Observação</p><p>A tabela acima mostra os</p><p>valores de algumas entalpias</p><p>de formação (∆Hfº ) de algu-</p><p>mas substâncias a 25 °C e</p><p>1 atm em kJ · mol–1.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>147</p><p>Lembre-se de que toda substância simples no estado padrão possui entalpia de</p><p>formação igual a zero por convenção. Sendo assim, o valor da entalpia de formação</p><p>do O2(g) que não foi fornecido é igual a zero.</p><p>∆H = [11 · (–286) + 12 · (–394)] – [(–2 221) + 12 · (0)]</p><p>∆H = [–3 146 – 4 728] + 2 221</p><p>∆H = –7 874 + 2 221</p><p>∆H = –5 653 kJ · mol–1</p><p>Observações</p><p>• Muito cuidado para não associar de forma errada algumas reações com a entalpia de formação. Isso é muito co-</p><p>mum em reações como esta:</p><p>• A variação de entalpia dessa reação não é o calor de formação do CO2(g), pois o Cdiamante não é o estado padrão</p><p>do carbono.</p><p>• A variação de entalpia dessa reação não é o calor de formação do HCl(g), porque foram formados dois mols</p><p>do produto.</p><p>• A variação de entalpia dessa reação não é o calor de formação do Ca(OH)2, porque os reagentes são substâncias</p><p>compostas e o estado padrão do hidróxido de cálcio é sólido e não aquoso.</p><p>01. (UESPI) Sulfetos metálicos têm importante papel na</p><p>química analítica para a identi!cação de metais.</p><p>Uma das primeiras etapas na re!nação destes sul-</p><p>fetos é o processo de ustulação, na qual o minério</p><p>é aquecido com oxigênio para formar o óxido me-</p><p>tálico e SO2(g). Em um processo de ustulação da</p><p>esfalerita (ZnS), qual será, em kJ, o Hº298?</p><p>Calor de formação em kcal ∙ mol–1 (25 ºC):</p><p>ZnS(s) = –49,23; ZnO(s) = –83,24;</p><p>SO2(g) = –70,994 (1 kcal equivale a 4,184 kJ).</p><p>a. –105,00 kJ.</p><p>b. –205,97 kJ.</p><p>c. –296,83 kJ.</p><p>d. –348,27 kJ.</p><p>e. –439,32 kJ.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>148</p><p>02. (FEPECS DF) O metanol é um líquido in#amável e</p><p>perigoso, que apresenta efeito tóxico no sistema</p><p>nervoso, particularmente no nervo óptico. Essa</p><p>substância pode ser preparada através da hidro-</p><p>genação controlada do monóxido de carbono,</p><p>em uma reação que se processa sob pressão e</p><p>em presença de um catalisador metálico.</p><p>Com base na tabela de calores-padrão de forma-</p><p>ção a seguir,</p><p>a variação de entalpia da reação descrita para</p><p>obtenção do metanol é:</p><p>a. –506 kJ.</p><p>b. +616 kJ.</p><p>c. –616 kJ.</p><p>d. –836 kJ.</p><p>e. +836 kJ.</p><p>03. (UFRN) A amônia é um composto utilizado como</p><p>matéria-prima em diversos processos químicos.</p><p>A obtenção da amônia pode ser expressa pela</p><p>equação a seguir:</p><p>A entalpia-padrão de formação da amô-</p><p>nia é de –46,0 kJ ∙ mol–1.</p><p>a. –23,0 kJ.</p><p>b. +92,0 kJ.</p><p>c. –92,0 kJ.</p><p>d. +23,0 kJ.</p><p>04. (UFMS) É correto a!rmar que o ∆Hº para a rea-</p><p>ção balanceada,</p><p>considerando os respectivos , em kJ · mol–1,</p><p>de H2S(g) = −20,6, de Ag2S(s) = −32,6 e de</p><p>H2O(l) = −285,8, será:</p><p>a. 485,6 kJ.</p><p>b. 495,6 kJ.</p><p>c. 585,6 kJ.</p><p>d. 595,6 kJ.</p><p>e. 600,0 kJ.</p><p>05. (FGV SP)</p><p>5 H2(g) 2 CO2(g)</p><p>H C3 CH2 OH(l) + 2 H O2 (g) + O2(g)</p><p>1</p><p>2</p><p>+ !H = ?</p><p>Considere:</p><p>∆Hf o C2H5OH = –278 kJ mol–1.</p><p>∆Ho H2O = –286 kJ mol–1</p><p>∆Ho CO2 = –394 kJ mol–1</p><p>Pode-se afirmar corretamente que a entalpia da</p><p>reação de produção de hidrogênio(H2) a partir</p><p>do etanol, em kJ, é igual a</p><p>Entalpia ou calor de combustão</p><p>É a variação de entalpia observada (calor liberado) na combustão completa de 1 mol de</p><p>uma substância, considerando todos os participantes nos respectivos estados padrões.</p><p>Exemplos:</p><p>■ Combustão do metano:</p><p>A variação da entalpia-padrão na reação é:</p><p>a. +62.</p><p>b. +1 654.</p><p>c. –62.</p><p>d. –1 082.</p><p>e. –2 798.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>149</p><p>■ Combustão do etanol:</p><p>■ Combustão da glicose:</p><p>Lembre-se de que toda combustão libera calor e sempre envolve a reação</p><p>de uma substância denominada combustível com o oxigênio, que é denomi-</p><p>nado comburente.</p><p>Uma importante aplicação para os calores de combustão é a análise dos</p><p>combustíveis, considerando apenas o aspecto energético denominado poder</p><p>calorífico.</p><p>Na escolha de um melhor combustível, a capacidade calorí"ca não é o único</p><p>fator que devemos analisar. Além do aspecto energético, é importante avaliar o</p><p>impacto ambiental e o preço por grama de cada combustível.</p><p>O poder calorí!co de uma</p><p>substância é igual a quantida-</p><p>de de calor liberada quando</p><p>há a combustão de 1 g da</p><p>substância.</p><p>Observação</p><p>Julio Verne, em seu livro A ilha misteriosa (1 870), já havia previsto que o hidrogênio seria o combustível do futuro. O</p><p>gás hidrogênio possui um poder calorí!co muito grande e a sua combustão forma somente água, produto não poluente.</p><p>A substituição dos combustíveis fósseis dos veículos automotivos por hidrogênio ajudaria a diminuir consideravelmente o</p><p>problema da poluição atmosférica. No entanto, o hidrogênio não pode ser utilizado como fonte de</p><p>energia primária devido a sua pequena presença na natureza. Os principais desa!os para a utili-</p><p>zação do gás hidrogênio como combustível são: obtenção, alta in#amabilidade, armazenamento</p><p>e autonomia do veículo. É necessário que se desenvolva um método barato e prático de obtenção</p><p>do hidrogênio. Atualmente, o método mais barato é o da reforma do gás natural:</p><p>Devido a sua inflamabilidade, o manuseio desse gás é muito perigoso. Esse problema já originou dois grandes</p><p>desastres na história, um envolvendo o mais famoso dos dirigíveis, o Hindemburg, em 1 937, e o outro com o</p><p>ônibus espacial da NASA, Challenger, em 1 986. Ambos os acidentes foram filmados e os vídeos podem ser</p><p>vistos no Youtube.</p><p>Hidrogênio, o combustível limpo</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>150</p><p>Após a produção, temos o problema do armazenamento do gás hi-</p><p>drogênio. Devido a sua baixa densidade, uma pequena quantidade de</p><p>hidrogênio ocupa um enorme volume. Para contornar esse problema, o</p><p>hidrogênio é armazenado na forma líquida, só que esse processo exige</p><p>um sistema de refrigeração muito caro. Outra alternativa é o uso de de-</p><p>terminadas ligas metálicas, como de titânio e ferro, que possuem a carac-</p><p>terística de absorver grandes quantidades desse gás. Os protótipos de</p><p>automóveis movidos a hidrogênio que estão apresentando um futuro mais</p><p>promissor utilizam uma célula combustível movida a hidrogênio. Nesse</p><p>caso, ao invés da combustão do hidrogênio, ocorre um processo eletroquímico que produz água e energia elétrica que</p><p>move o automóvel. No entanto, a autonomia dos protótipos ainda está abaixo do exigido para um veículo comercial,</p><p>que é de 480 km. O melhor desempenho alcançado até o momento foi de aproximadamente 320 km. Essa transição da</p><p>utilização de combustíveis fósseis para o hidrogênio pode durar décadas, mas esses novos veículos vão contribuir para</p><p>a manutenção da temperatura global e vão reduzir a dependência mundial do petróleo em relação ao Oriente Médio.</p><p>06. (UFMG) Para se minimizar o agravamento do</p><p>efeito estufa, é importante considerar-se a relação</p><p>entre a energia obtida e a quantidade de CO2</p><p>liberada na queima do combustível.</p><p>Neste quadro, apresentam-se alguns hidrocarbo-</p><p>netos usados como combustíveis, em diferentes</p><p>circunstâncias, bem como suas correspondentes</p><p>variações de entalpia de combustão completa:</p><p>Tendo-se em vista essas informações, é correto</p><p>afirmar que, entre os hidrocarbonetos citados,</p><p>aquele que, em sua combustão completa, libera</p><p>a maior quantidade de energia por mol de CO2</p><p>produzido é o:</p><p>a. CH4.</p><p>b. C2H2.</p><p>c. C3H8.</p><p>d. C4H10.</p><p>07. (UDESC SC) Determine o calor de combustão</p><p>para o metanol (CH3OH) quando ele é</p><p>queimado, sabendo-se que ele libera dióxido de</p><p>carbono e vapor de água.</p><p>Dirigível Hindemburg Ônibus espacial da NASA Challenger</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>151</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>a. Hº = +638,1 kJ ∙ mol–1.</p><p>b. Hº = –396,3 kJ ∙ mol–1.</p><p>c. Hº = –638,1 kJ ∙ mol–1.</p><p>d. Hº = +396,3 kJ ∙ mol–1.</p><p>e. Hº = –874,3 kJ ∙ mol–1.</p><p>08. (FEPECS DF) As reações de combustão</p><p>produzem</p><p>energia para diferentes atividades. A gasolina,</p><p>obtida a partir da destilação fracionada do pe-</p><p>tróleo, é um dos combustíveis mais utilizados nos</p><p>motores de diferentes tipos de veículos. Conside-</p><p>re a gasolina uma mistura de hidrocarbonetos de</p><p>fórmula molecular C8H18 e a reação de combus-</p><p>tão a seguir:</p><p>Observe a seguinte tabela:</p><p>Utilizando os valores das entalpias de formação</p><p>no estado padrão da tabela, o valor da energia</p><p>envolvida na queima de 1 mol de gasolina, em</p><p>kJ ∙ mol–1 é igual a:</p><p>a. –10 130.</p><p>b. –5 065.</p><p>c. –2 532.</p><p>d. –1 266.</p><p>e. –603.</p><p>09. (UEMG) Considere os dados apresentados na ta-</p><p>bela a seguir:</p><p>Levando-se em conta o aspecto energético, den-</p><p>tre os álcoois constantes nesta tabela, o melhor</p><p>combustível apresenta entalpia de combustão</p><p>igual a:</p><p>a. –956 kJ ∙ mol–1.</p><p>b. –1 198 kJ ∙ mol–1.</p><p>c. –1 218 kJ ∙ mol–1.</p><p>d. –1 810 kJ ∙ mol–1.</p><p>10. (UEL PR) A sacarose é um alimento importante</p><p>para o ser humano. O metabolismo dos açúcares</p><p>envolve reações que são as fontes de energia</p><p>para que a célula possa realizar os trabalhos me-</p><p>cânico, elétrico e químico.</p><p>O metabolismo de açúcares durante a respiração</p><p>é representado pela reação de combustão:</p><p>Dados: (formação) C12H22O11 = –2 222 kJ ∙ mol–1;</p><p>CO2 = –394 kJ ∙ mol–1; H2O = –286 kJ ∙ mol–1.</p><p>Massas molares (g ∙ mol–1): C = 12; O = 16; H = 1.</p><p>Qual a massa de sacarose necessária para a li-</p><p>beração de 314 kJ de energia?</p><p>a. 11 g.</p><p>b. 25 g.</p><p>c. 19 g.</p><p>d. 29 g.</p><p>e. 31 g.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>152</p><p>Energia ou entalpia de ligação</p><p>É a energia absorvida na quebra de 1 mol de uma ligação química, no estado</p><p>gasoso, a 25 ºC e 1 atm.</p><p>A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual à energia</p><p>liberada na sua formação.</p><p>Portanto, a quebra ou ruptura de ligações químicas é sempre um processo en-</p><p>dotérmico e a formação, sempre exotérmico. A tabela a seguir apresenta alguns</p><p>valores de energia de ligação em kJ · mol–1.</p><p>Os valores das energias de ligação dos participantes da reação também podem</p><p>ser usados para calcular a variação de entalpia (∆H) de uma reação. Para se calcular</p><p>a variação do calor (entalpia) da reação, através da energia de ligação, usa-se a quan-</p><p>tidade de energia absorvida na quebra da ligação e a quantidade de energia liberada</p><p>na formação de novas ligações, portanto:</p><p>Sendo que:</p><p>■</p><p>■</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>153</p><p>Como exemplo, vamos calcular a variação de entalpia da seguinte reação atra-</p><p>vés das energias de ligação dos participantes:</p><p>Dados:</p><p>∆ = Σ – Σ</p><p>∆ = + +</p><p>∆ = + +</p><p>∆ = –</p><p>∆ = −</p><p>reação ligações rompidas ligações formadas</p><p>reação</p><p>reação</p><p>reação</p><p>reação</p><p>H [ ] [ ]</p><p>H [4 · ((416) 2 · (498)] [2 · (805) 4 · (464)]</p><p>H [1664 996] [1610 1856]</p><p>H [2 660 3 466]</p><p>H 806 kJ · mol–1</p><p>–</p><p>–</p><p>11. (UESPI) Os cloro#uorcarbono (CFCs) são usados</p><p>extensivamente em aerosóis, ar-condicionado,</p><p>refrigeradores e solventes de limpeza. Os dois</p><p>principais tipos de CFCs são o tricloro#uorcar-</p><p>bono (CFCl3) ou CFC-11 e diclorodi#uormetano</p><p>(CF2Cl2) ou CFC-12. O tricloro#uorcarbono é</p><p>usado em aerosóis, enquanto que o diclorodi-</p><p>#uormetano é tipicamente usado em refrigerado-</p><p>res. Determine o H para a reação de formação</p><p>do CF2Cl2:</p><p>Dados de energia de ligação em kJ ∙ mol–1:</p><p>a. –234 kJ.</p><p>b. –597 kJ.</p><p>c. –1 194 kJ.</p><p>d. –2 388 kJ.</p><p>e. –3 582 kJ.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>154</p><p>12. (UNIFEI MG) Considerando os dados de entalpia</p><p>de ligação abaixo, o calor associado (kJ ∙ mol–1)</p><p>à reação:</p><p>à pressão constante, deverá ser:</p><p>a. +420 kJ ∙ mol–1.</p><p>b. +105 kJ ∙ mol–1.</p><p>c. –105 kJ ∙ mol–1.</p><p>d. –420 kJ ∙ mol–1.</p><p>13. (PUC SP) Dados: entalpia de ligação:</p><p>■ H — H = 435 kJ ∙ mol–1.</p><p>■ N — H = 390 kJ ∙ mol–1.</p><p>A reação de síntese da amônia, processo indus-</p><p>trial de grande relevância para a indústria de</p><p>fertilizantes e de explosivos, é representada pela</p><p>equação:</p><p>A partir dos dados fornecidos, determina-se que</p><p>a entalpia de ligação contida na molécula de N2</p><p>é igual a:</p><p>a. 645 kJ ∙ mol–1.</p><p>b. 0 kJ ∙ mol–1.</p><p>c. 645 kJ ∙ mol–1.</p><p>d. 945 k ∙ mol–1.</p><p>e. 1 125 kJ ∙ mol–1.</p><p>14. (UFTM MG) O fósforo branco e o fósforo verme-</p><p>lho são alótropos do elemento fósforo. O arranjo</p><p>estrutural dessas moléculas é tetraédrico, com áto-</p><p>mos de P em cada vértice. A energia de dissocia-</p><p>ção do fósforo branco, P4, é 1 260 kJ ∙ mol–1. O</p><p>valor médio previsto para a energia de ligação</p><p>P — P no fósforo branco é, em kJ ∙ mol–1:</p><p>a. 210.</p><p>b. 252.</p><p>c. 315.</p><p>d. 420.</p><p>e. 630.</p><p>15. (UFPE) Utilize as energias de ligação da tabela</p><p>abaixo para calcular o valor absoluto do ∆H de</p><p>formação (em kJ ∙ mol–1) do cloroetano a partir do</p><p>eteno e do HCl.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>155</p><p>Entalpia ou calor de neutralização</p><p>É a variação de entalpia observada (calor liberado) na reação entre 1 mol de íons proveniente de um ácido</p><p>com 1 mol de íons proveniente de uma base, considerando-se todas as substâncias diluídas, a 25 ºC e 1 atm.</p><p>Quando a neutralização envolve um ácido forte e uma base forte, a variação de entalpia é praticamente constante e</p><p>igual a –58 kJ ∙ mol–1 ou 13,8 kcal ∙ mol–1 H+.</p><p>Esse valor constante de calor liberado por mol de neutralizado é explicado pelo fato de os ácidos fortes esta-</p><p>rem completamente ionizados em uma solução aquosa e as bases fortes estarem completamente dissociadas. Se um</p><p>dos reagentes for fraco, ou se ambos o forem, o calor liberado será menor que 58 kJ.</p><p>Eletrólitos fracos não estão totalmente ionizados em uma solução aquosa e uma parte da energia que seria</p><p>liberada é gasta no processo de ionização do ácido ou dissociação da base.</p><p>01. (UFES) O etano (componente do gás natural) e o</p><p>hexano (componente da gasolina) possuem calo-</p><p>res de combustão iguais:</p><p>■ ∆HC° = –1 560 kJ ∙ mol–1 e</p><p>■ ∆HC° = –4 163 kJ ∙ mol–1, respectivamente.</p><p>a. Escreva as equações químicas balanceadas das</p><p>reações de combustão do etano e do hexano.</p><p>b. O que irá produzir mais CO2 na combustão:</p><p>1,0 kg de etano ou 1,0 kg de hexano? Justi!-</p><p>que sua resposta.</p><p>c. O que irá produzir mais calor na combustão:</p><p>1,0 kg de etano ou 1,0 kg de hexano? Justi!-</p><p>que sua resposta.</p><p>d. Para as mesmas quantidades de energia libe-</p><p>rada na combustão, qual composto irá produ-</p><p>zir mais CO2? Justi!que sua resposta.</p><p>02. (UNIFESP SP) Devido aos atentados terroristas</p><p>ocorridos em Nova Iorque, Madri e Londres, os</p><p>Estados Unidos e países da Europa têm aumen-</p><p>tado o controle quanto à venda e produção de</p><p>compostos explosivos que possam ser usados</p><p>na confecção de bombas. Dentre os compostos</p><p>químicos explosivos, a nitroglicerina é um dos</p><p>mais conhecidos. É um líquido à temperatura am-</p><p>biente, altamente sensível a qualquer vibração,</p><p>decompondo-se de acordo com a equação:</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>156</p><p>53 3 3(l)</p><p>2 C H (NO )</p><p>C 2(g)O</p><p>2(g)</p><p>3 N</p><p>2 (g)</p><p>5 H O</p><p>2(g)</p><p>1</p><p>O</p><p>2</p><p>+ + 6+</p><p>Considerando-se uma amostra de 4,54 g de nitro-</p><p>glicerina, massa molar 227 g ∙ mol–1, contida em</p><p>um frasco fechado com volume total de 100,0 mL:</p><p>a. Calcule a entalpia envolvida na explosão.</p><p>Substância ∆H (kJ · mol )–1</p><p>C H (NO53 3 3)</p><p>C 2O</p><p>H O2</p><p>–239,0</p><p>–393,5</p><p>–241,8</p><p>–364,0</p><p>–394,0</p><p>–242,0</p><p>b. Calcule a pressão máxima no interior do fras-</p><p>co antes de seu rompimento, considerando-se</p><p>que a temperatura atinge 127 ºC.</p><p>Dado: R = 0,082 atm ∙ L ∙ k−1 ∙ mol−1.</p><p>03. (UEG GO)</p><p>Baseado na tabela contendo valores de entalpias</p><p>de ligação acima, o calor liberado em kJ ∙ mol–1,</p><p>na reação de combustão completa do butano em</p><p>fase gasosa, seria:</p><p>A reação de combustão completa do ciclopropa-</p><p>no tem, como produtos finais, dióxido de carbo-</p><p>no e água. Na tabela adiante são apresentados</p><p>os valores médios de energia de ligação envolvi-</p><p>dos neste processo, nas condições-padrão.</p><p>a. Determine a fórmula mínima do 2,4,6-trimetil-</p><p>s-trioxano.</p><p>b. Calcule a entalpia-padrão de combustão do</p><p>ciclopropano.</p><p>05. (UFBA)</p><p>I. .</p><p>∆ = +181 kJ</p><p>II. .</p><p>∆ = – 113 kJ</p><p>III. .</p><p>∆ = +304 kJ</p><p>Os óxidos de nitrogênio são os principais com-</p><p>ponentes das névoas fotoquímicas, um fenôme-</p><p>no de poluição que ocorre nos grandes centros</p><p>urbanos. Um desses componentes, o monóxido</p><p>de nitrogênio, NO(g), é resultante da combustão</p><p>interna nos motores de automóveis, conforme é</p><p>representado na equação química I. No ar, o</p><p>monóxido de nitrogênio, em condições favorá-</p><p>veis de temperatura, é rapidamente oxidado a</p><p>dióxido de nitrogênio, NO2(g), como mostra a</p><p>equação química II. A fotodissociação de NO2(g),</p><p>na presença da luz solar, produz átomos livres</p><p>de oxigênio, O(g)</p><p>•, e NO(g), como mostra a equa-</p><p>ção química III, e esses átomos podem reagir,</p><p>na baixa atmosfera, com oxigênio molecular e</p><p>a. 1 970.</p><p>b. 2 264.</p><p>c. 4 180.</p><p>d. 5 410.</p><p>04. (UERJ) O ciclopropano, anestésico, e o 2,4,6-tri-</p><p>metil-s-trioxano, sedativo, cuja estrutura é apre-</p><p>sentada a seguir, são dois compostos químicos</p><p>utilizados como medicamentos.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>12 Classi!cação dos calores de reação</p><p>157</p><p>formar ozônio, O3(g), um dos constituintes da né-</p><p>voa fotoquímica, extremamente tóxico e reativo.</p><p>Com base na análise dessas informações e das</p><p>equações químicas I, II e III:</p><p>a. Calcule a variação de entalpia do oxigênio</p><p>atômico, ∆Hº, representado na equação quí-</p><p>mica III.</p><p>b. Escreva um argumento que justi!que a classi!-</p><p>cação do oxigênio, O2(g), e do ozônio, O3(g),</p><p>como substâncias simples e não como elemen-</p><p>to químico.</p><p>06. (UEM PR) Assinale o que for correto, consideran-</p><p>do as reações nas CNTP.</p><p>01. Na reação</p><p>∆H = –269 kJ · mol–1 HF(g), o somatório das en-</p><p>talpias dos reagentes é igual a +2 69 kJ · mol–1.</p><p>02. Dada a reação cujo ∆H é igual a +824 kJ</p><p>, pode-se de-</p><p>terminar que a quantidade de energia necessá-</p><p>ria para decompor 620 g de Na2O(s) é igual a</p><p>8 240 kJ.</p><p>04. Considerando que a energia da ligação</p><p>é 437 kJ · mol–1, que da ligação</p><p>é de 494 kJ · mol–1 e da ligação é de</p><p>463 kJ · mol–1, pode-se estimar que a entalpia pa-</p><p>drão de formação de H2O(g), em kJ · mol–1 H2O(g),</p><p>a partir de O2(g) e H2(g), é de +442 kJ.</p><p>08. A mudança de estado físico H2O(s) para</p><p>H2O(l) deve ser um processo endotérmico.</p><p>16. A mudança de estado I2(g) para I2(s) é um</p><p>processo exotérmico.</p><p>07. (UFC CE) A reação de fotossíntese é</p><p>estima-se que, em uma floresta tropical, cerca</p><p>de 34 000 kJ · m–2 de energia solar são arma-</p><p>zenados pelas plantas para realização da fotos-</p><p>síntese durante o período de um ano. A partir</p><p>dos valores de entalpia padrão de formação</p><p>fornecidos abaixo, calcule:</p><p>a. A massa de CO2 que será retirada da atmos-</p><p>fera por m2 de #oresta tropical durante o perí-</p><p>odo de um ano.</p><p>b. A massa de O2 que será adicionada à at-</p><p>mosfera por m2 de #oresta tropical durante o</p><p>período de um ano.</p><p>08. (FEPECS DF) A reação do 4-bromo-but-1-eno com</p><p>o bromo molecular produz a substância 1,2,4-tri-</p><p>bromo-butano:</p><p>A tabela a seguir apresenta valores médios de</p><p>algumas energias de ligação em kJ · mol–1.</p><p>A variação de entalpia envolvida na produção</p><p>de um mol de 1,2,4-tribromo-butano, em kJ, cal-</p><p>culada com os dados da tabela, é igual a:</p><p>a. +295.</p><p>b. +179.</p><p>c. +36.</p><p>d. –102.</p><p>e. –245.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>Combinando entalpias de reação13</p><p>158</p><p>Lei de Hess</p><p>Em 1 840, o químico Germain H. Hess descobriu que a variação de ental-</p><p>pia de um determinado processo que se passa em uma sequência de etapas de-</p><p>pendia somente do estado inicial dos reagentes e do estado "nal dos produtos.</p><p>Portanto, se uma reação química ocorre em uma só etapa ou em várias etapas,</p><p>a soma das variações de entalpia de cada etapa é igual à variação de entalpia da</p><p>reação feita em uma só etapa. Isso é uma consequência do fato de a variação de</p><p>entalpia ser uma função de estado.</p><p>A lei de Hess a!rma que a variação de entalpia de um processo físico ou quími-</p><p>co pode ser obtida por meio da soma algébrica das variações de entalpia de cada</p><p>etapa em que o processo possa ser dividido.</p><p>A lei de Hess é uma con"rmação do princípio da conservação da energia. Essa</p><p>lei permite trabalhar as equações termoquímicas como se fossem equações mate-</p><p>máticas: podemos multiplicar ou dividir uma equação termoquímica por um nú-</p><p>mero ou adicionar ou subtrair uma série de equações termoquímicas para obter-</p><p>mos a variação de entalpia de uma determinada reação. A lei de Hess é muito útil</p><p>no cálculo de variações de entalpia que são difíceis de serem medidas diretamente.</p><p>Observe os exemplos a seguir:</p><p>Exemplo 1</p><p>Qual a ∆H para a reação de obtenção do CO2?</p><p>Dadas as seguintes reações:</p><p>G. H. Hess</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>159</p><p>Resolução</p><p>Observando a equação de obtenção do CO2, deduzimos que a soma</p><p>da primeira equação e da segunda fornece a equação desejada. Ob-</p><p>serve a seguir:</p><p>Exemplo 2</p><p>Qual o ∆H para a reação de combustão do propano (C3H8)?</p><p>Sendo dadas as seguintes reações:</p><p>C (s)</p><p>+ O2 (g) CO2 (g)</p><p>H2 (g)</p><p>+ H O2 (l)</p><p>1</p><p>O2 (g)</p><p>2</p><p>3 C (s) 4 H2 (g) C H3 8 (g)</p><p>∆H = –94 kcal</p><p>∆H = –68 kcal</p><p>+ ∆H = –33,8 kcal</p><p>Resolução</p><p>Observando a reação de combustão do propano, deduzimos que a pri-</p><p>meira equação deve ser multiplicada por três, a segunda por quatro e a</p><p>terceira deve ser invertida. Observe:</p><p>01. (Unimontes MG) O esquema a seguir ilustra a</p><p>formação do gás metano (CH4) através da com-</p><p>binação direta dos elementos, nos seus estados</p><p>normais, e combinação dos gases monoatômicos</p><p>dos elementos.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>13 Combinando entalpias de reação</p><p>160</p><p>a. .</p><p>b. .</p><p>c. .</p><p>d. .</p><p>02. (UDESC SC) Dados os calores de reação nas con-</p><p>dições padrões para as reações químicas abaixo:</p><p>∆H° = !68,3 kcal</p><p>∆H° = !94,0 kcal</p><p>∆H° = !310,6 kcal</p><p>H2 (g) H O2 (l)O2 (g)</p><p>1</p><p>2</p><p>+</p><p>C (s) O2 (g) CO2 (g)</p><p>+</p><p>C H2 2 (s) 2 CO2 (g) H O2 (l)O2 (g)</p><p>5</p><p>2</p><p>+ +</p><p>Pode-se afirmar que a entalpia padrão do acetile-</p><p>no, em kcal ∙ mol–1, é:</p><p>04. (UDESC SC) A reação termite ou termita é uma</p><p>reação aluminotérmica em que o metal alumínio</p><p>é oxidado pelo óxido de ferro III, Fe2O3, liberan-</p><p>do uma grande quantidade de calor. Em poucos</p><p>segundos, a reação produz ferro fundido. Dadas</p><p>as equações:</p><p>Determine a quantidade de calor liberada na re-</p><p>ação a seguir:</p><p>a. +400 kcal.</p><p>b. +200 kcal.</p><p>c. –400 kcal.</p><p>d. –200 kcal.</p><p>e. –100 kcal.</p><p>05. (UNISA) Com o objetivo de solucionar o proble-</p><p>ma da grande demanda de energia proveniente</p><p>de fontes energéticas não renováveis, uma das</p><p>alternativas propostas é o uso da biomassa, ma-</p><p>téria orgânica que, quando fermenta, produz</p><p>biogás, cujo principal componente é o metano,</p><p>utilizado em usinas termelétricas, gerando eletrici-</p><p>dade a partir da energia térmica liberada na sua</p><p>combustão.</p><p>O calor envolvido, em kJ, na combustão de</p><p>256 g do principal componente do biogás é,</p><p>aproximadamente:</p><p>Dados:</p><p>a. –310,6.</p><p>b. –222,5.</p><p>c. –54,3.</p><p>d. +54,3.</p><p>e. +222,5.</p><p>03. (UFRR) Um estudante de química chegou ao la-</p><p>boratório e observou escrito no quadro duas rea-</p><p>ções de combustão a seguir:</p><p>I.</p><p>∆H° = ! 194, kcal mol⋅ !1</p><p>∆H° = !94,5 kcal mol⋅ !1</p><p>C(grafita) O2 (g) CO .2 (g)</p><p>+</p><p>C(diamante) O2 (g) CO .2 (g)</p><p>+</p><p>II.</p><p>Logo após, chegou o monitor de química e per-</p><p>guntou para ele quantos kcal ∙ mol–1 seriam ne-</p><p>cessários para transformar grafita em diamante.</p><p>Observe as alternativas abaixo e assinale a ver-</p><p>dadeira.</p><p>a. –188,6 kcal ∙ mol–1.</p><p>b. –0,4 kcal ∙ mol–1.</p><p>c. +0,4 kcal ∙ mol–1.</p><p>d. +188,6 kcal ∙ mol–1.</p><p>e. +4 kcal ∙ mol–1.</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>161</p><p>nas condições ambientes (25 ºC e 1 atm), saben-</p><p>do-se que:</p><p>I.</p><p>II.</p><p>III.</p><p>08. (FUVEST SP) As reações, em fase gasosa, repre-</p><p>sentadas pelas equações I, II e III, liberam, res-</p><p>pectivamente, as quantidades de calor Q1 J, Q2 J</p><p>e Q3 J, sendo Q3 > Q2 > Q1.</p><p>será:</p><p>a. Exotérmica, com ∆H4 = (Q3 – Q1) J.</p><p>b. Endotérmica, com ∆H4 = (Q2 – Q1) J.</p><p>c. Exotérmica, com ∆H4 = (Q2 – Q3) J.</p><p>d. Endotérmica, com ∆H4 = (Q3 – Q2) J.</p><p>e. Exotérmica, com ∆H4 = (Q1 – Q2) J.</p><p>H 11,3kcal.mol∆ = +</p><p>Endotérmica, uma vez que a variação de entalpia é positiva.</p><p>a. –801,0.</p><p>b. +1 606,0.</p><p>c. –6 425,0.</p><p>d. +8 120,0.</p><p>e. –13 010,0.</p><p>06. (UEG GO) Nos processos industriais, a termoquí-</p><p>mica tem sido muito empregada para o aprovei-</p><p>tamento do calor do sistema em trocas térmicas,</p><p>as quais geram benefícios econômicos para as</p><p>indústrias. Muitas reações químicas liberam ca-</p><p>lor, e esse calor pode ser estimado a partir da</p><p>variação de entalpia de outras reações químicas.</p><p>Considerando este assunto e a reação de for-</p><p>mação do benzeno (C6H6), responda ao que se</p><p>pede:</p><p>I.</p><p>II.</p><p>III.</p><p>a. Calcule a variação de entalpia para a reação</p><p>de formação do benzeno (C6H6), a partir das</p><p>demais reações, cuja variação de entalpia é</p><p>conhecida.</p><p>b. Classi!que a reação de formação do benze-</p><p>no em exotérmica ou endotérmica.</p><p>07. (UFMS) Calcule a entalpia, ∆H, em kcal · mol–1,</p><p>da reação:</p><p>Processos espontâneos e não espontâneos14</p><p>162</p><p>Espontaneidade das reações</p><p>Você já percebeu que algumas coisas ocorrem espontaneamente e outras</p><p>não? A água desce por uma cachoeira naturalmente; mas devemos bombeá-la</p><p>cachoeira acima. Um refrigerante gelado "ca quente naturalmente; mas para</p><p>gelá-lo precisamos usar uma geladeira. Naturalmente envelhecemos; mas o con-</p><p>trário infelizmente não ocorre. O seu quarto espontaneamente "ca bagunçado,</p><p>mas, para arrumá-lo, você precisará gastar um pouco do seu tempo e de sua ener-</p><p>gia. Com esses exemplos surge uma pergunta: o que determina o sentido natu-</p><p>ral das transformações físicas ou químicas? Inicialmente tentou-se relacionar a</p><p>espontaneidade de um processo com a variação de entalpia. O químico francês</p><p>Berthelot (1 827 - 1 907), defendia a ideia de que quanto mais exotérmico é um</p><p>processo, mais espontâneo ele é. No entanto, existem processos endotérmicos</p><p>espontâneos como, por exemplo, a fusão do gelo.</p><p>Dessa forma, deve existir outra explicação para se determinar a espontaneidade</p><p>de um processo. Outra proposta para explicar a espontaneidade de uma transfor-</p><p>mação foi criada por Clausius (1 822 - 1 888), em 1 854. Toda transformação es-</p><p>pontânea ocorre com um aumento de desordem do sistema. Clausius denominou</p><p>a medida do grau de desordem de um sistema de entropia (S).</p><p>A entropia é uma grandeza relacionada ao grau de desordem de um sistema.</p><p>Quanto maior o grau de desordem, maior a entropia.</p><p>Utilizando-se a teoria de Clausius podemos justi"car por que a fusão do gelo</p><p>é um processo espontâneo. As moléculas de água no cristal de gelo possuem um</p><p>arranjo extremamente ordenado (organizado), enquanto na água líquida, devido à</p><p>liberdade de movimentação das moléculas, o sistema é totalmente desorganizado.</p><p>A relação de entropia entre os estados físicos é a seguinte:</p><p>Ssólido < Slíquido < Sgás</p><p>Organizar um sistema não é um processo natural, portanto, é muito mais fácil</p><p>desorganizar do que organizar. A organização de um sistema requer a realização de</p><p>trabalho sobre ele. A variação de entropia é dada por:</p><p>∆S = Sfinal – Sinicial</p><p>Segundo a teoria de Clausius:</p><p>■ ∆S > 0: entropia aumenta (aumenta a desordem) → processo espontâneo.</p><p>■ ∆S < 0: entropia diminui (diminui desordem) → processo não espontâneo.</p><p>Desordem em química sig-</p><p>ni!ca uma distribuição mais</p><p>homogênea de matéria e/ou</p><p>energia.</p><p>Observação</p><p>R</p><p>ep</p><p>ro</p><p>du</p><p>çã</p><p>o</p><p>pr</p><p>oi</p><p>bi</p><p>da</p><p>A</p><p>rt.</p><p>1</p><p>84</p><p>d</p><p>o</p><p>C</p><p>ód</p><p>ig</p><p>o</p><p>Pe</p><p>na</p><p>l e</p><p>L</p><p>ei</p><p>9</p><p>.6</p><p>10</p><p>d</p><p>e</p><p>fe</p><p>ve</p><p>re</p><p>iro</p><p>d</p><p>e</p><p>19</p><p>98</p><p>.</p><p>163</p><p>A entropia está relacionada com o segundo princípio da termodinâmica. Ele</p><p>a"rma que os processos naturais só ocorrem na direção de máxima dispersão de</p><p>energia. No entanto, existem processos com ∆S < 0 espontâneos, mostrando, as-</p><p>sim, que a espontaneidade de uma transformação não pode ser avaliada somente</p><p>pela variação de entalpia ou entropia de um sistema.</p><p>Energia livre de Gibbs</p><p>A resposta para o enigma da espontaneidade foi dada pelo físico norte-ame-</p><p>ricano Josiah Willard Gibbs (1 839 - 1 903), que conseguiu unir as ideias de</p><p>Berthelot e Clausius em uma única equação, criando uma nova função de esta-</p><p>do denominada energia livre, simbolizada por G.</p><p>G = H – TS</p><p>Durante uma transformação química ou física, essa relação é a seguinte:</p><p>∆G = ∆H – T · ∆S</p><p>■ ∆G: variação da energia livre.</p><p>■ ∆H: variação da entalpia.</p><p>■ ∆S: variação da entropia.</p><p>■ T: temperatura (K).</p><p>São espontâneos os processos que ocorrem com diminuição de energia livre,</p><p>isto é, possuem variação de energia livre negativa.</p><p>■ ∆G > 0: processo não espontâneo (reações endogênicas). É necessário que as</p><p>vizinhanças façam trabalho sobre o sistema para o processo avançar. O ∆G nesse</p><p>caso é igual ao trabalho mínimo que deve ser efetuado sobre o sistema para provo-</p><p>car a transformação.</p><p>■ ∆G < 0: processo espontâneo (reações exogênicas). O ∆G nesse caso é igual</p><p>ao trabalho útil máximo que o sistema pode efetuar sobre as vizinhanças a tempe-</p><p>ratura e pressão constantes.</p><p>■ ∆G = 0: sistema em equilíbrio. Essa situação será estudada no capítulo Equi-</p><p>líbrio químico.</p><p>Em baixas temperaturas o fator mais importante em relação à espontaneidade</p><p>é ∆H, pois T · ∆S é pequeno. Já em altas temperaturas o fator T · ∆S é grande</p><p>sendo, portanto, mais signi"cativo.</p><p>O terceiro princípio da ter-</p><p>modinâmica diz que, na tem-</p><p>peratura de zero kelvin, a en-</p><p>tropia de um cristal perfeito de</p><p>uma determinada substância</p><p>possui entropia igual a zero.</p><p>Observação</p><p>Observação</p><p>O produto T∆S é chamado</p><p>de energia de organização.</p><p>R</p><p>eprodução proibida Art. 184 do C</p><p>ódigo Penal e Lei 9.610 de fevereiro de 1998.</p><p>14 Processos espontâneos e não espontâneos</p><p>164</p><p>01. Considere as seguintes equações químicas, sob</p><p>a temperatura de 300 K:</p><p>I. .</p><p>■ ∆S° = 31,0 kcal · K–1 · mol–1.</p><p>■ ∆H° = –50,5 kcal · K–1 · mol–1.</p><p>II. .</p><p>■ ∆S° = –28,7 kcal · K–1 · mol–1.</p><p>■ ∆H° = 16,2 kcal · K–1 · mol–1.</p><p>III. .</p><p>■ ∆S° = –47,4 kcal · K–1 · mol–1.</p><p>■ ∆H° = –22,1 kcal · K–1 · mol–1.</p><p>Com base nos dados anteriormente fornecidos,</p><p>justifique as seguintes afirmações:</p><p>a. A reação química traduzida pela equação re-</p><p>presentada por I é uma reação espontânea.</p><p>b. A reação química traduzida pela equação</p><p>representada por II não é uma reação espon-</p><p>tânea.</p><p>c. A reação química traduzida pela equação re-</p><p>presentada por III é uma reação que pode ser</p><p>espontânea.</p><p>Resposta</p><p>Uma reação é espontânea se:</p><p>∆G = ∆H – T · ∆S < 0</p><p>a. De acordo com os dados do enunciado, ve-</p><p>ri!camos que esta equação é sempre espon-</p><p>tânea, uma vez que ∆H < 0 e ∆S > 0. Para</p><p>qualquer temperatura, ∆G é sempre menor</p><p>que zero.</p><p>b. Seguindo o mesmo raciocínio, veri!camos</p><p>que a reação química traduzida pela equa-</p><p>ção 2 não é uma reação espontânea, uma</p><p>vez que ∆S < 0 e ∆H > 0. Isso signi!ca que</p><p>o produto (T · ∆S) é positivo e, consequente-</p><p>mente, ∆G vai ser sempre positivo. Assim, a</p><p>reação não se dá espontaneamente.</p><p>c. De acordo com os dados, ∆S < 0 e ∆H < 0,</p><p>ou seja, a previsão da espontaneidade de-</p><p>pende do valor da temperatura.</p><p>No presente exemplo, T = 300 K, temos:</p><p>∆G = –22,1 – 300 · (–47,4)</p><p>∆G = –22,1 + 14 220</p><p>∆G = +14 197,9 kcal</p><p>Como ∆G > 0, a reação não é espontânea.</p><p>02. Considere a reação de vaporização do dissulfeto</p><p>de carbono:</p><p>Sabendo que:</p><p>2(l)</p><p>CS 2(g)CS 87 J mol⋅ !1∆S =</p><p>Calcule a variação da energia de Gibbs, para</p><p>esta transição de fase, à temperatura de 25 °C.</p><p>Comente o resultado obtido. A variação da ener-</p><p>gia de Gibbs é dada por:</p><p>∆G = ∆H – T · ∆S</p><p>De acordo com os dados do enunciado, a varia-</p><p>ção de entalpia de vaporização do dissulfeto de</p><p>carbono é dada por:</p><p>∆H = ∑ ∆Hfº (produtos) – ∑ ∆Hfº (reagentes)</p>