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127Capítulo 3 • TERMOQUÍMICA
70 (PUC-MG) A trinitroglicerina, C3H5(ONO2)3, é um explosivo muito forte e muito perigoso, explodindo facilmente com choques
ou pancadas. Calcule a variação de entalpia (∆H) na decomposição da trinitroglicerina em kcal, de acordo com a reação:
4 C3H5(ONO2)3 (l) 12 CO2 (g) " 10 H2O (g) " 6 N2 (g) " O2 (g)
São dadas as entalpias padrão de formação: C3H5 (ONO2)3 (l) % #58,0 kcal/mol; CO2 (g) % #94,0 kcal/mol;
H2O (g) % #57,8 kcal/mol.
a) #1.474 b) #368,5 c) #184,2 d) "368,5 e) "1.474
71 (F. Santo André-SP) O consumo de um automóvel movido a álcool etílico é de 10 km/kg de álcool. Sabendo que a energia
de combustão desse álcool é da ordem de 103 kJ/mol, quantos quilojoules são necessários para o automóvel percorrer
46 km? (Massa molar do álcool etílico % 46 g/mol)
a) 101 b) 102 c) 103 d) 104 e) 105
72 (UFRJ) Grande parte dos táxis do Rio de Janeiro está utilizando
gás natural como combustível, em substituição à gasolina e ao
álcool (etanol). A tabela ao lado apresenta os calores de com-
bustão para as substâncias representativas desses combustíveis.
a) A quantidade de álcool contida num tanque de combustí-
vel de um automóvel corresponde a 46 kg.
Calcule a quantidade de calor liberada pela queima de todo
o combustível do tanque.
b) Escreva a equação de combustão completa do etanol.
c) Calcule o volume, em litros, nas CNTP, de gás natural que precisamos queimar para produzir a mesma quantidade de
calor que resulta da combustão de 1 mol de gasolina.
73 (Fuvest-SP) Ao lado são fornecidos dados relati-
vos ao etanol hidratado e à gasolina.
Calcule:
a) as energias liberadas na combustão de 1 L de
cada combustível;
b) os custos de 1.000 kcal (em U.M.) provenien-
tes da queima do etanol e da gasolina.
74 (Fuvest-SP) Em automóveis, o hidrogênio é um possível combustível alternativo à gasolina.
a) Usando os dados abaixo, calcule a pressão da quantidade de hidrogênio que fornece a mesma energia e ocupa o mesmo
volume, a 27 °C, que 1 litro de gasolina.
b) Qual é a vantagem do hidrogênio e a desvantagem da gasolina como combustíveis, em termos:
b1) ambientais? b2) da disponibilidade das fontes naturais das quais são obtidos?
(Calores de combustão — gasolina: 3,0 " 107 J/L; hidrogênio: 2,4 " 105 J/mol; constante dos gases: 0,08 atm " L " mol#1 " K#1)
75 (UFBA)
I. C3H8 (g) " 5 O2 (g) 3 CO2 (g) " 4 H2O (g) ∆H 0 % #2.046 kJ
II. N2 (g) " 3H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H 0 % #92,2 kJ
Com base nas equações termoquímicas acima e nos conhecimentos sobre cálculos estequiométricos, termoquímica e fun-
ções orgânicas, identifique as afirmativas corretas.
(01) As reações I e II são endotérmicas.
(02) A decomposição térmica de 2,0 mol de amônia absorve 92,2 kJ.
(04) A entalpia padrão de formação do O2 (g), N2 (g) e H2 (g) é igual a zero.
(08) A entalpia padrão de combustão de 0,4 mol de C3H8 (gás propano) é igual a #818,4 kJ.
(16) A massa de água formada, na reação de combustão de 4,0 g de propano, é igual a 7,2 g.
(32) A entalpia padrão de formação da amônia é igual a #46,1 kJ.
(64) Reagindo-se 3 L de hidrogênio com 1 L de nitrogênio, nas CNTP, obtêm-se 4 L de amônia.
76 (UFC-CE) A natureza atua na fixação do nitrogênio de diversas maneiras. Uma destas, que é responsável por cerca de
somente 10% do processo natural total, é proveniente da ação da descarga elétrica dos raios sobre a massa atmosférica, que
transforma o nitrogênio em óxido nítrico e, posteriormente, em dióxido de nitrogênio. O NO2, por sua vez, reage com a
água das chuvas produzindo HNO3, que é, então, incorporado ao solo.
N2 NO NO2 HNO3
Dados as energias de ligação:
N2 % 225 kcal/mol; O2 % 118 kcal/mol; NO % 162 kcal/mol
Identifique a alternativa correta.
a) O processo descrito é acompanhado da formação seqüenciada de espécies de mais baixos estados de oxidação do
nitrogênio.
b) A fixação de nitrogênio é acompanhada de processos seqüenciados de redução, conduzindo à elevação do estado de
oxidação do nitrogênio.
c) Uma dificuldade admitida para a fixação do nitrogênio é a elevada quantidade de energia requerida para quebrar a tripla
ligação N N.
d) Somente com base nos valores das energias das ligações, espera-se que o processo de formação do NO seja
termoquimicamente espontâneo.
e) O processo descrito constitui-se de uma fonte natural de inibição da formação de chuvas ácidas, seguido de neutralização.
Combustível Calor de combustão (kJ/mol)
Gás natural (CH4) #900
Gasolina (C8H18) #5.400
Álcool (C2H6O) #1.400
Calor de Densidade Preço por
combustão (kcal/g) (kg/L) litro (U.M.)*
*U.M. % unidade monetária arbitrária
Etanol hidratado 6,0 0,80 65
Gasolina 11,5 0,70 100
O2 O2 H2O
Combustível
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B
A
A % refletor parabólico
B % reator endotérmico
C % reator exotérmico
D e E % reservatórios
C
E
D
Sol
77 (Fuvest-SP) Buscando processos que permitam o desen-
volvimento sustentável, cientistas imaginaram um pro-
cedimento no qual a energia solar seria utilizada para for-
mar substâncias que, ao reagirem, liberariam energia:
Considere as seguintes reações
I. 2 H2 " 2 CO CH4 " CO2
II. CH4 " CO2 2 H2 " 2 CO
e as energias médias de ligação:
H H 4,4 " 102 kJ/mol
C O (CO) 10,8 " 102 kJ/mol
C O (CO2) 8,0 " 102 kJ/mol
C H 4,2 " 102 kJ/mol
A associação correta que ilustra tal processo é:
6 LEI DE HESS
A lei de Hess, que é uma lei experimental, tem importância fundamental no estudo da Termoquímica
e estabelece que:
A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) em uma reação
química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
Vamos explicar essa lei utilizando um exemplo simples. Para a transformação de C (grafite) " O2 (g)
em CO2 (g), podemos admitir dois caminhos diferentes, conforme mostra o esquema adiante:
• diretamente (primeiro caminho);
• ou através do CO (g) (segundo caminho).
a) I CH4 " CO2 CO
b) II CH4 " CO2 H2 " CO
c) I H2 " CO CH4 " CO2
d) II H2 " CO CH4 " CO2
e) I CH4 CO
Reação que
ocorre em B
Conteúdo de D Conteúdo de E
Germain Henry Hess
Nasceu na Suíça, em 1802, e faleceu na Rússia, em 1850. Foi
professor na Universidade de São Petersburgo. Hess foi um
dos pioneiros da Físico-Química, estudando os calores das
reações químicas e as relações desses calores com a afinidade
entre as substâncias e com as forças de ligação entre os ele-
mentos químicos.
CO2 (g)
(estado final)
Primeiro caminho
∆H
Segundo caminho
∆H2
Segundo caminho
∆H1
1
2
C (grafite) " O2 (g)
(estado inicial)
CO2 (g)
(estado final)
CO (g) " O2 (g)
(estado intermediário)
1
2
A essas duas alternativas correspondem os seguintes valores experimentais, para as variações de
entalpia (supondo pressão e temperatura constantes):
Primeiro caminho: C (grafite) " O2 (g) CO2 (g) ∆H % #393,3 kJ
Segundo caminho: C (grafite) "
1
2
O2 (g) CO (g) ∆H1 % #110,3 kJ
CO (g) "
1
2
O2 (g) CO2 (g) ∆H2 % #283,0 kJ
Somando: ∆H1 " ∆H2 % #110,3 # 283,0
∆H1 " ∆H2 % #393,3 kJ
Portanto: ∆H % ∆H1 " ∆H2
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129Capítulo 3 • TERMOQUÍMICA
Graficamente:
Generalizando, dizemos que “partindo-se sempre de um mesmo estado inicial e chegando-se
sempre a um mesmo estado final, o ∆H será sempre o mesmo, quer a reação seja direta, quer ela se
efetue em várias etapas” (ou, ainda, o ∆H independe do caminho percorrido durante a reação).
Essa constatação serve para confirmar que cada estado tem um entalpia ou conteúdo de calor
(H ) fixo e bem definido:
• no estado inicial: Hinicial tem valor fixo;
• no estado final: Hfinal também possui valor fixo.
Em outras palavras, a entalpia é função de estado. Conseqüentemente, o valor de ∆H (∆H % Hfinal # Hinicial)
será também fixoe bem definido, não dependendo das etapas ou estados intermediários. Por esse motivo,
a lei de Hess é também chamada lei dos estados inicial e final.
Embora tenha surgido independentemente, a lei de Hess pode ser considerada, atualmente, como
uma simples conseqüência do princípio da conservação de energia ou do primeiro princípio da
termodinâmica.
Entalpia
Caminho da reação
∆H
C (grafite) + O2 (g)
∆H2
CO (g) + O2 (g)
CO2 (g)
Hinicial
Hfinal
∆H1
Estado inicial
Estado intermediário
Estado final
1
2
6.1. Conseqüências da lei de Hess
1a) As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas
Retomando o exemplo anterior, temos:
C (grafite) " 1
2
O2 (g) CO (g) ∆H1 % #110,3 kJ
CO (g) " 1
2
O2 (g) CO2 (g) ∆H2 % #283,0 kJ
C (grafite) " O2 (g) CO2 (g) ∆H % #110,3 #283,0 ⇒ ∆H % #393,3 kJ
Daí a lei de Hess ser também chamada de lei da soma dos calores de reação.
Essa técnica de somar equações é muito útil, pois permite calcular o ∆H de certas reações cuja
execução experimental é muito difícil e, às vezes, impossível.
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A Legião BILL RECHIN & DOW WILDER
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2ª) Invertendo uma equação termoquímica, devemos trocar o sinal de ∆H
Esse fato deve forçosamente acontecer porque, somando uma equação à sua inversa, o resultado
final deve ser zero. Por exemplo:
C (grafite) " O2 (g) CO2 (g) ∆H % #393,3 kJ
CO2 (g) C (grafite) " O2 (g) ∆H % "393,3 kJ
Zero (substâncias) Zero (quantidade de calor)
Em outras palavras, isso representa a conservação de energia entre os estados inicial e final:
3ª) Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número diferente de
zero, o valor de ∆H será também multiplicado (ou dividido) por esse número
Basta imaginar a equação somada a si própria várias vezes.
C (grafite) " O2 (g) CO2 (g) ∆H % #393,3 kJ
C (grafite) " O2 (g) CO2 (g) ∆H % #393,3 kJ
2 C (grafite) " 2 O2 (g) 2 CO2 (g) ∆H % #786,6 kJ
Enfim, como podemos observar, as equações termoquímicas podem sofrer tratamentos matemá-
ticos como adições, subtrações, multiplicações, divisões, inversões, etc., desde que esses tratamentos
sejam feitos também com os valores de ∆H.
É importante lembrar que as variações de entalpia das reações podem ser calculadas
por três caminhos:
• a partir das entalpias de formação das substâncias que participam da reação;
• a partir das energias de ligação existentes nas moléculas das substâncias que partici-
pam da reação;
• pela lei de Hess, somando algebricamente várias equações com variações de entalpia
já conhecidas, de modo a obter a equação (e a variação de entalpia) desejada.
Entalpia
Caminho da reação
C (grafite) + O2 (g)
– 393,3 kJ
CO2 (g)
+ 393,3 kJ
a) O que enuncia a lei de Hess?
b) A lei de Hess é um caso particular de qual princípio da Termodinâmica?
c) O que ocorre com os valores de ∆H quando se efetuam tratamentos matemáticos
com as equações termoquímicas?
REVISÃO Responda em
seu caderno
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131Capítulo 3 • TERMOQUÍMICA
Exercício resolvido
78 (UFSM-RS) O acetileno é um gás que, ao queimar, produz uma chama luminosa, alcançando uma temperatura ao redor de
3 000 °C. É utilizado em maçaricos e no corte e solda de metais. A sua reação de decomposição é:
C2H2 (g) 2 C (s) " H2 (g) ∆H % #226 kJ " mol#1
Baseando-se nessa reação, analise as afirmativas.
I. Invertendo o sentido da equação, o sinal da entalpia não varia.
II. Há liberação de calor, constituindo-se numa reação exotérmica.
III. A entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes.
Identifique a alternativa correta.
a) apenas I. b) apenas II. c) apenas III. d) apenas I e II. e) apenas II e III.
79 (UFF-RJ) Um dos princípios da Termoquímica — o princípio de Hess — estabelece: “O calor desprendido ou absorvido numa
reação química depende, unicamente, dos estados inicial e final, independendo de quaisquer estados intermediários”.
Considere, à temperatura de 500 K, a reação:
Ag (s) " 1
2
Cl2 (g) AgCl (s) ∆H0 % #106,12 kJ
e as equações:
I. AgCl (s) Ag (s) " 1
2
Cl (g)
II. 2 Ag (s) " Cl2 (g) 2 AgCl (s)
III. 2 AgCl (s) 2 Ag (s) " Cl2 (g)
Quais os valores de ∆H0, em kJ, das equações indicadas por I, II e III?
a) 106,12; #212,24; 212,24 c) 106,12; #212,24; #212,24 e) 106,12; 212,24; #212,24
b) #106,12; 212,24; #212,24 d) #106,12; #212,24; 212,24
80 Dadas as equações termoquímicas:
S (s) " O2 (g) SO2 (g) ∆H1 % #296,8 kJ
SO2 (g) " 1
2
O2 (g) SO3 (g) ∆H2 % #97,8 kJ
Pede-se calcular o calor da reação (variação de entalpia) indicada pela equação abaixo:
S (s) "
3
2
O2 (g) SO3 (g) ∆H % ?
Resolução
De acordo com a lei de Hess, as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações algébricas.
Aplicando essa idéia às duas equações dadas, temos:
S (s) " O2 (g) SO2 (g) ∆H1 % #296,8 kJ
SO2 (g) " 1
2
O2 (g) SO3 (g) ∆H2 % #97,8 kJ
S (s) " 3
2
O2 (g) SO3 (g) ∆H % ∆H1 " ∆H2
∆H % #394,6 kJ
Essa resolução pode ser acompanhada pelo gráfico seguinte (siga a seqüência ∆H1, ∆H2 e ∆H):
Entalpia kJ
(substâncias simples) 0
– 296,8
– 394,6
SO3 (g)
∆H1
∆H2
∆H
S (s) + O2 (g)3
2
SO2 (g) + O2 (g)1
2
EXERCÍCIOS Registre as respostas
em seu caderno
Capitulo 03C-QF2-PNLEM 4/6/05, 16:21131