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Exercício resolvido
29 Coloque as reações mencionadas abaixo em ordem crescente de liberação de calor, indicando esse fato em um gráfico
de entalpia.
S (s) " O2 (g) SO2 (g) ∆H1
S (l) " O2 (g) SO2 (g) ∆H2
S (g) " O2 (g) SO2 (g) ∆H3
Resolução
À medida que uma substância passa, sucessivamente, do estado sólido
para o líquido e para o gasoso, sua entalpia ou conteúdo de calor vai au-
mentando. Aplicando essa idéia ao enxofre, que é o único que se altera
fisicamente, nas três reações dadas, e considerando que a reação de
combustão é sempre exotérmica, temos o gráfico ao lado.
Note que ∆H1, ∆H2 e ∆H3 são negativos (reação exotérmica), mas em valor
absoluto temos:
,∆H1, ' ,∆H2, ' ,∆H3,
que representa a ordem de liberação de calor.
Concluímos então que o enxofre gasoso, ao queimar-se, libera mais calor
do que o enxofre líquido, e este libera mais calor do que o enxofre sólido.
S (g) + O2
S (l) + O2
S (s) + O2
SO2 (g)
Entalpia
∆H1 ∆H2 ∆H3
30 (UFSM-RS) Observe o diagrama ao lado.
De acordo com esse diagrama, o que se pode concluir da transformação?
a) H2O (g) H2O (l), ∆H % #43,9 kJ e o processo é exotérmico.
b) H2O (l) H2O (g), ∆H % "43,9 kJ e o processo é exotérmico.
c) H2O (s) H2O (g), ∆H % #51,0 kJ e o processo é endotérmico.
d) H2O (g) H2O (s), ∆H % "51,0 kJ e o processo é endotérmico.
e) H2O (s) H2O (l), ∆H % #7,1 kJ e o processo é endotérmico.
0
H (kJ)
H2O (g)
H2O (l)
H2O (s)
#241,6
#285,5
#292,6
31 (UFRRJ) O que acontece com a temperatura da solução quando o cloreto de amônio (NH4Cl) se dissolve em água, forman-
do uma solução de caráter ácido — pH inferior a sete — na qual ocorre absorção de calor (∆H % " 3,9 kcal/mol)?
a) Decompõe a água. c) Diminui. e) Aumenta a concentração do soluto.
b) Aumenta. d) Permanece a mesma.
32 (Mackenzie-SP) C (grafite) " O2 (g) CO2 (g) ∆H % #94,0 kcal
C (diamante) " O2 (g) CO2 (g) ∆H % #94,5 kcal
Relativamente às equações acima, fazem-se as seguintes afirmações:
I. C (grafite) é a forma alotrópica menos energética.
II. As duas reações são endotérmicas.
III. Se ocorrer a transformação de C (diamante) em C (grafite), haverá liberação de energia.
IV. C (diamante) é a forma alotrópica mais estável.
Identifique as informações corretas.
a) I e II, somente. b) I e III, somente. c) I, II e III, somente. d) II e IV, somente. e) I, III e IV, somente.
a) A que se deve a alteração no ∆H decorrente dos estados físicos dos reagentes e dos
produtos?
b) Em uma reação exotérmica, como o calor liberado varia com os estados físicos dos
produtos (gasoso, líquido e sólido)?
c) Qual é o valor de entalpia da forma alotrópica mais estável de um elemento?
d) O que é calor (ou entalpia) de diluição total?
e) A temperatura na qual uma reação é efetuada influi na variação de entalpia? Por quê?
f) O que é uma equação termoquímica?
REVISÃO Responda em
seu caderno
EXERCÍCIOS Registre as respostas
em seu caderno
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113Capítulo 3 • TERMOQUÍMICA
Exercício resolvido
33 A entalpia de diluição total do H2SO4 é ∆H % #20,2 kcal/mol. Conseqüentemente, qual das reações abaixo libera maior
quantidade de calor?
H2SO4 (l) " 2 NaOH (aq) Na2SO4 (aq) " 2 H2O (l) ∆H1
H2SO4 (aq) " 2 NaOH (aq) Na2SO4 (aq) " 2 H2O (l) ∆H2
Qual é o valor absoluto da diferença ∆H1 # ∆H2?
Resolução
Quando o enunciado do problema diz que “a entalpia de diluição total do H2SO4 é ∆H % #20,2 kcal/mol”, significa
que, dissolvendo-se 1 mol de H2SO4 (l) em bastante água até chegarmos ao H2SO4 (aq), o máximo de calor liberado
será 20,2 kcal (note que o sinal negativo do ∆H indica calor liberado). Verificando então que a única diferença entre
as duas equações é H2SO4 (l) e H2SO4 (aq), concluímos que a primeira reação irá liberar maior quantidade de calor, pois
ao calor da própria reação irá somar-se o calor da diluição total do H2SO4 (l). Matematicamente, podemos escrever:
,∆H1, ( ,∆H2,. Evidentemente, a resposta à segunda pergunta, “Qual é o valor absoluto da diferença ∆H1 # ∆H2?”, são
os mesmos 20,2 kcal.
34 (UFPel-RS) Ao preparar argamassa, o pedreiro mistura água na cal viva ou cal virgem (CaO). Essa reação provoca grande
liberação de calor e produz a cal extinta — Ca(OH)2 (aq).
A cal viva usada é obtida a partir do carbonato de cálcio (CaCO3), através de sua decomposição térmica. As equações
termoquímicas que envolvem os processos citados acima são:
I. decomposição do CaCO3
CaCO3 (s) CaO (s) " CO2 (g) ∆H % " 1.207,0 kJ/mol
II. formação da cal extinta
CaO (s) " H2O (l) Ca(OH)2 (aq) ∆H % #986 kJ/mol
Com relação aos processos I e II, o que se pode afirmar?
a) O processo II apresenta entalpia dos produtos menor que a dos reagentes, sendo, por isso, exotérmico.
b) Os processos I e II são exotérmicos.
c) O processo I apresenta entalpia dos produtos maior que a dos reagentes, sendo, por isso, exotérmico.
d) O processo I poderia ser representado da seguinte maneira:
CaCO3 (s) CaO (s) " CO2 (g) " 1.207,0 kJ/mol
e) Os processos I e II absorvem calor, sendo endotérmicos.
∆
Exercício resolvido
35 Sabendo-se que:
HCl (aq) " NaOH (aq) NaCl (aq) " H2O (l) ∆H % #13,8 kcal
pergunta-se:
a) A reação é exotérmica ou endotérmica?
b) Qual é a quantidade de calor envolvida na neutralização de 146 g de HCl (aq), segundo a equação acima?
Resolução
a) A reação é exotérmica, de acordo com o valor negativo do ∆H dado.
b) Da própria equação, concluímos que:
Libera
1 HCl (aq) 13,8 kcal
36,5 g 13,8 kcal
146 g x
x % 55,2 kcal
Observação: Voltamos a lembrar que muitos problemas de Termoquímica vêm associados ao cálculo estequiométrico.
36 (Unisinos-RS) Considerando a equação termoquímica abaixo representada:
S (g) "
3
2
O2 (g) SO3 (s) ∆H % #94,4 kcal/mol
podemos afirmar que, na formação de 200 g de trióxido de enxofre:
a) ocorre a liberação de 94,4 kcal, uma vez que a reação é exotérmica.
b) ocorre a absorção de 94,4 kcal, uma vez que a reação é endotérmica.
c) ocorre a liberação de 169,5 kcal, uma vez que a reação é exotérmica.
d) ocorre a absorção de 236 kcal, uma vez que a reação é endotérmica.
e) ocorre a liberação de 236 kcal, uma vez que a reação é exotérmica.
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37 (UFMG) Etanol, metano e metanol são combustíveis de uso amplo. Hidrogênio molecular, utilizado nos ônibus espaciais,
tem sido objeto de muitos estudos visando a seu maior uso. São dadas as equações das reações de combustão completa de
1 mol de cada uma dessas substâncias, bem como as respectivas variações de entalpia.
C2H5OH (l) " 3 O2 (g) 2 CO2 (g) " 3 H2O (l) ∆H % #1.370 kJ " mol#1
CH4 (g) " 2 O2 (g) CO2 (g) " 2 H2O (l) ∆H % #890 kJ " mol#1
CH3OH (l) " 1,5 O2 (g) CO2 (g) " 2 H2O (l) ∆H % #726 kJ " mol#1
H2 (g) " 0,5 O2 (g) H2O (l) ∆H % #286 kJ " mol#1
As massas molares de etanol, metano, metanol e hidrogênio molecular são, respectivamente, 46 g/mol, 16 g/mol, 32 g/mol
e 2 g/mol.
Considerando o calor liberado pela queima de um grama de cada uma dessas substâncias, o combustível mais eficiente é:
a) etanol b) hidrogênio c) metano d) metanol
38 (Mackenzie-SP) A queima de 4,0 kg de metano (CH4) liberou 53.200 kcal. O calor de combustão de um mol de metano é
igual a:
(Dado: massa molar do metano % 16 g/mol)
a) 13.300 kcal b) 0,66 kcal c) 212,8 kcal d) 13,3 kcal e) 212.800 kcal
39 (Unicenp-PR) Dado o gráfico ao lado, o que podemos afirmar em relação à formação de
um iceberg?
a) É um processo endotérmico.
b) É um processo exotérmico.
c) Apresenta ∆H positivo.
d) Apresenta ∆H igual a zero.
e) Não libera nem absorve calor.
Entalpia H (kJ)
H2O (v)
H2O (l)
H2O (s)
40 (UFMG) Considere o diagrama de entalpia, ao lado, envolvendo o dióxido de carbono e as
substâncias elementaresdiamante, grafite e oxigênio.
Considerando esse diagrama, identifique a afirmativa falsa.
a) A transformação do diamante em grafite é exotérmica.
b) A variação de entalpia na combustão de 1 mol de diamante é igual a #392 kJ " mol#1.
c) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de CO2 (g), a partir da grafita, é igual a
#394 kJ " mol#1.
d) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de diamante, a partir da grafita, é igual a
2 kJ " mol#1.
41 (Cesgranrio-RJ) Considere o diagrama de entalpia ao lado.
Escolha a opção que contém a equação termoquímica correta.
a) H2 (g) " 1
2
O2 (g) H2O (g) ∆H % "242 kJ " mol#1
b) H2O (l) H2O (g) ∆H % #41 kJ " mol#1
c) H2O (l) H2 (g) " 1
2
O2 (g) ∆H % "283 kJ " mol#1
d) H2O (g) H2 (g) " 1
2
O2 (g) ∆H % 0 kJ " mol#1
e) H2 (g) " 1
2
O2 (g) H2O (l) ∆H % "41 kJ " mol#1
42 (UFSCar-SP) Ao misturar uma solução aquosa de iodeto de potássio com uma solução aquosa de nitrato de chumbo, ocorre
a formação imediata de um precipitado amarelo. Aquecendo-se a mistura até próximo da ebulição, o precipitado é total-
mente dissolvido, sendo formado novamente com o resfriamento da mistura até a temperatura ambiente.
Quanto à fórmula do precipitado formado e à natureza termoquímica de seu processo de dissolução, pode-se afirmar com
acerto que são, respectivamente:
a) KNO3 — endotérmica c) Pb(NO3)2 — exotérmica e) PbI2 — endotérmica
b) KNO3 — exotérmica d) PbI2 — exotérmica
43 (FEI-SP) Dada a equação termoquímica:
S (s) " O2 (g) SO2 (g) ∆H % #72 kcal
Na formação de 160 g de dióxido de enxofre:
a) há liberação de 72 kcal, pois a reação é exotérmica. d) há desprendimento de 180 kcal, pois a reação é exotérmica.
b) há absorção de 72 kcal, pois a reação é endotérmica. e) há absorção de 180 kcal, pois a reação é endotérmica.
c) não há troca de calor, pois a reação é atérmica.
44 (PUC-RJ) A mistura de hidrazina (N2H4) e peróxido de hidrogênio (H2O2) pode ser utilizada na propulsão de foguetes:
N2H4 (l) " 2 H2O2 (l) N2 (g) " 4 H2O (g) " 154 kcal
Admitindo que o peróxido de hidrogênio está em excesso e que o rendimento da reação é de 100%, calcule a energia
liberada quando se consomem 64 g de hidrazina.
H (kJ " mol–1)
C (diamante)
CO2 (g)
C (grafite), O2 (g)
2
–394
0
H2O (g)
En
ta
lp
ia
(∆H ) kJ/mol
0
–242
–283
H2O (l)
H2 (g) + O2 (g)1
2
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES Registre as respostas
em seu caderno
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115Capítulo 3 • TERMOQUÍMICA
5 CASOS PARTICULARES DAS ENTALPIAS (OU CALORES) DAS REAÇÕES
5.1. Estado padrão dos elementos e dos compostos químicos
Grande parte das medições que nos rodeiam, no dia-a-dia, é feita a partir de um referencial
arbitrário, como ilustramos nos exemplos abaixo:
Também na Termoquímica é interessante escolher um nível de referência para os valores da entalpia
e atribuir a ele o valor zero. Isso é feito dizendo-se que:
Um elemento ou composto químico está no estado padrão quando se apresenta
em seu estado (físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25 °C e a 1 atm
de pressão.
Toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero.
Por exemplo:
Considera-se arbitrariamente que o nível do mar tem altitude zero; a
partir daí, medem-se as demais altitudes.
São Paulo
Altitude 750 m
(subentende-se
acima do nível
do mar)
Rio de Janeiro
Mar
Altitude zero
ZeroTérreo
+ 6
+ 5
+ 4
+ 3
+ 2
+ 1
– 1
– 2
– 3
Em um edifício, pode-se considerar o térreo,
arbitrariamente, como o andar zero; os andares
superiores serão "1, "2, "3, etc., e os andares do
subsolo serão #1, #2, #3, etc.
Entalpia (kJ)
C (diamante)
C (grafite) a 25 °C e 1 atm
1,9
zero
Estado padrão (“nível zero”)
Entalpia (kJ)
Oxigênio atômico (O)
Oxigênio (O2) a 25 °C e 1 atm
249,1
Estado padrão (“nível zero”)
Ozônio (O3)
142,1
zero
Note que somente estarão no “nível zero” as substâncias simples, em sua forma mais comum e
estável — para o carbono, essa forma é a grafite; para o oxigênio, a substância O2; e assim por diante.
Conseqüentemente, as substâncias compostas estarão sempre em níveis diferentes de zero, isto é,
terão sempre uma entalpia diferente de zero; é a chamada entalpia padrão de formação das subs-
tâncias, que veremos a seguir.
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5.2. Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância (∆H0
f)
Considere o seguinte exemplo, com todas as substâncias no estado padrão:
H2 (g) " 1
2
O2 (g) H2O (l) ∆H % #286,6 kJ/mol (25 °C; 1 atm)
A representação gráfica dessa reação é dada abaixo. Podemos interpretar o gráfico da seguinte
maneira: o H2 (g) e o 1
2
O2 (g) estão no nível zero, pois são substâncias simples e estão no estado
padrão; notando que a reação é exotérmica, concluímos que o sistema em reação perde energia
(calor) para o meio ambiente; conseqüentemente, o produto final — H2O (l) — ficará em um nível de
energia mais baixo (#286,6 kJ).
Entalpia (kJ)
H2 (g) + O2 (g)
Hinicial = zero
(estado inicial)
H2O (l)
(estado final)
Hfinal = – 286,6
∆H = – 286,6 kJ
1
2
Voltando ao gráfico, podemos interpretá-lo algebricamente dizendo que:
∆H % Hfinal # Hinicial ou ∆H % Hprodutos # Hreagentes
No caso da reação dada, teremos:
∆H H H HH O H 1
2
O2 2
2
% # "




⇒ ∆H % #286,6 # (zero " zero) ⇒ ∆H % #286,6 kJ
Esse valor é chamado de entalpia (ou calor) padrão de formação do H2O (l) e é designado por ∆H0
f,
em que o expoente zero indica o estado padrão, e o índice f indica que se trata da entalpia de formação.
Formalmente, define-se:
Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância é a variação de entalpia
verificada na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspon-
dentes, estando todas no estado padrão.
Pelo fato de se referir à formação de 1 mol da substância, esse valor é também chamado de calor
molar de formação da substância.
Damos a seguir mais dois exemplos, também a 25 °C e 1 atm:
H2 (g) " S (rômbico) " 2 O2 (g) 1 H2SO4 (l) ∆H 0
f % #813,0 kJ/mol
2 C (grafite) " 3 H2 (g) " 1
2
O2 (g) 1 C2H5OH (l) ∆H 0
f % #277,5 kJ/mol
Atenção: tome cuidado para não cometer erros comuns, como por exemplo:
a) C (diamante) " O2 (g) 1 CO2 (g)
(O ∆H associado a essa equação não representa o calor de formação do CO2, pois o diamante não é
a forma mais estável do carbono.)
b) N2 (g) " 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
(O ∆H, nessa equação, não representa o calor de formação do NH3, pois aí aparecem 2 mols de NH3,
em vez de 1 mol.)
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