AULA 3 - Termoquímica

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Prof. Marcela Andrade 
Absorvem calor do meio ambiente Liberam calor para o meio ambiente 
 
O calor envolvido nas transformações é estudado pela 
TERMOQUÍMICA 
 
1) Considere as transformações que ocorrem numa vela acesa: 
I. Solidificação da parafina que escorre da vela. 
II. Queima da parafina. 
III. Vaporização da parafina. 
Dessas transformações, APENAS: 
a) I é endotérmica. 
b) II é endotérmica. 
c) III é endotérmica. 
d) I e II são endotérmicas. 
e) II e III são endotérmicas. 
EXOTÉRMICA 
EXOTÉRMICA 
ENDOTÉRMICA 
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO 
fusão vaporização 
solidificação condensação 
ressublimação 
sublimação 
 2) Ao se dissolver uma determinada quantidade de cloreto de amônio 
em água a 25°C, obteve-se uma solução cuja temperatura foi de 
15°C. A transformação descrita caracteriza um processo do tipo: 
a) atérmico. 
b) adiabático. 
c) isotérmico. 
d) exotérmico. 
e) endotérmico. 
 3) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes, sente-se 
uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a 
evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo 
humano. Essa sensação de frio explica-se CORRETAMENTE pelo 
fato de que a evaporação da água: 
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo. 
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo. 
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. 
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo. 
e) é um processo atérmico e não troca calor com o corpo. 
 4) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: 
 I. Gás queimando em uma das “bocas” do fogão. 
 II. Água fervendo em uma panela no fogão. 
 
 Com relação a esses processos, pode-se estimar que: 
 
a) I e II são exotérmicos. 
b) I é exotérmico e II é endotérmico. 
c) I é endotérmico e II é exotérmico. 
d) I é isotérmico e II é exotérmico. 
e) I é endotérmico e II é isotérmico. 
Toda espécie química possui uma energia, 
que quando medida à pressão 
constante, é chamada de 
ENTALPIA (H) 
Não é possível calcular a entalpia de um sistema, e sim a 
sua variação ( ΔH ) 
ΔH = H final – H inicial 
ENTALPIA (H) 
Caminho da reação 
REAGENTES 
PRODUTOS 
ΔH < 0 
ΔH = H final – H inicial 
HR 
HP 
ENTALPIA (H) 
Caminho da reação 
REAGENTES 
PRODUTOS 
ΔH > 0 
ΔH = H final – H inicial 
HR 
HP 
5) Considere o gráfico a seguir: 
Kcal 
Caminho da reação 
A + B 
C + D 
25 
40 
É correto afirmar que: 
São feitas as afirmações: 
 I. A entalpia dos produtos é de 40 kcal 
II. A reação absorve 15 kcal 
III. A reação direta é exotérmica 
IV. A variação de entalpia é de 15 kcal 
c) Apenas I, II e IV são verdadeiras. 
d) Apenas I, II e III são verdadeiras. 
e) Apenas III é verdadeira. 
a) Apenas I é verdadeira. 
b) Apenas I e II são verdadeiras. 
VERDADEIRA 
ΔH = HR 40 – HP 25 15 kcal 
VERDADEIRA 
FALSA 
VERDADEIRA 
O calor pode ser representado 
como parte integrante da reação 
ou 
na forma de variação de entalpia 
2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g) 
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) ΔH = + 92,2 KJ 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 92,2 KJ 
6) Reação exotérmica é aquela na qual: 
1 - há liberação de calor. 
2 - há diminuição de energia. 
3 - a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. 
4 - a variação de entalpia é negativa. 
Estão corretos os seguintes complementos: 
a) somente 1. 
b) somente 2 e 4. 
c) somente 1 e 3. 
d) somente 1 e 4. 
e) 1, 2, 3 e 4. 
V 
V 
V 
V 
7) Considere o seguinte gráfico: 
De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, 
respectivamente, as lacunas da frase abaixo. 
"A variação da entalpia é ...................; a reação é ....................... porque se 
processa ...................... calor” 
a) positiva, exotérmica, liberando. 
b) positiva, endotérmica, absorvendo. 
c) negativa, endotérmica, absorvendo. 
d) negativa, exotérmica, liberando. 
e) negativa, exotérmica, absorvendo. 
A (g) + B (g) 
2 AB (g) 
Entalpia (H) 
caminho da reação 
ΔH 
EXOTÉRMICA NEGATIVA 
LIBERANDO 
 
QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS 
 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ 
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ 
ESTADO FÍSICO DOS 
REAGENTES E DOS PRODUTOS 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( s ) ∆ H = – 293 KJ 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ∆ H = – 286 KJ 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( v ) ∆H = – 243 KJ 
H2O ( s ) 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) 
H2O ( l ) 
H2O ( v ) 
ΔH3 = – 293 KJ 
ΔH2 = – 286 KJ 
ΔH1 = – 243 KJ 
1 
2 
3 
ENTALPIA 
caminho da reação 
 
ESTADO ALOTRÓPICO 
 
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ 
C(diamante) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 395,0 KJ 
ENTALPIA 
caminho da reação 
C(grafite) + O2(g) 
C(diamante) + O2(g) 
CO2(g) 
ΔH = – 393,1 KJ 
ΔH = – 395,0 KJ 
É a equação química que indica a variação de entalpia da reação, 
os estados físicos das substâncias e as condições de 
 temperatura e pressão em que a mesma se processa. 
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ 
(25°C , 1 atm) 
Observações: 
Se a equação termoquímica 
em um sentido for endotérmica, 
no sentido contrário será exotérmica 
Quando não citamos os valores da pressão e da temperatura 
é porque correspondem as condições ambientes 
8) Considere a reação representada pela equação termoquímica: 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 22 kcal 
São feitas as seguintes afirmações: 
I. A quantidade de energia liberada será maior se o produto 
 obtido for dois mols de NH3 no estado líquido. 
V 
II. A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal. 
III. A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol. 
Quais são corretas? 
a) apenas I. 
b) apenas I e II. 
c) apenas I e III. 
d) apenas II e III. 
e) I, II e III. 
A energia liberada aumenta no sentido: 
 GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO 
2 x 17 g absorve 22 kcal 
 6,8 g absorve x kcal 
Então “ x = 4,4 kcal 
V 
a formação de 2 mol libera 22 kcal 
a formação de 1 mol libera 11 kcal 
V 
Estado padrão dos elementos e dos 
compostos químicos 
Um elemento químico ou composto se encontra no 
ESTADO PADRÃO 
quando se apresenta em seu estado físico, alotrópico ou 
cristalino mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão. 
C(grafite) O2(g) CO2(g) H2O ( l ) 
Quando a substância é SIMPLES e se encontra no estado padrão 
sua entalpia será igual a ZERO 
É a variação de entalpia envolvida na FORMAÇÃO DE 1 MOL 
da substância, a partir das substâncias simples 
correspondentes, com todas as espécies 
 no estado padrão 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ 
1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g)  NH3 (g) ΔH = – 11 kcal 
Podemos calcular a variação de entalpia de uma 
reação a partir das entalpias de formação das 
substâncias que participam da reação 
 pela fórmula: 
ΔH = H final – H inicial 
9) Considere as seguintes entalpias de formação em KJ/mol: 
 Al2O3(s) = – 1670 
 MgO(s) = – 604 
 Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da 
 reação representada por: 
3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s) 
Seu valoré igual a: 
a) – 1066 kj. 
b) – 142 kj. 
c) + 142 kj. 
d) + 1066 kj. 
e) + 2274 kj. 
ΔH = H final – H inicial 
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] 
ΔH = (– 1670) – (– 1812) 
ΔH = – 1670 + 1812 
ΔH = + 142 KJ 
10) Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol 
e o H de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H 
da reação abaixo será: 
2 FeO + 1/2 O2  Fe2O3 
ΔH = H final – H inicial 
ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)] 
a) – 68,4 kcal/mol. 
b) + 68,4 kcal/mol. 
c) – 132,5 kcal/mol. 
d) + 132,5 kcal/mol. 
e) – 260,5 kcal/mol 
ΔH = (– 196,5) – (– 128,04) 
ΔH = – 196,5 + 128,04 
ΔH = – 68,42 kcal 
11) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada: 
A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a: 
DADOS: Δ Hf em KJ/mol, CH4 = -75; H2O = -287; CO = -108. 
CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g) 
a) + 254 kj. 
b) – 127 kj. 
c) – 479 kj. 
d) + 508 kj. 
e) – 254 kj. 
ΔH = H final – H inicial 
ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 287)] 
ΔH = (– 108) – [– 75 – 287] 
ΔH = (– 108) – (– 362) 
ΔH = – 108 + 362 
ΔH = 254 KJ 
12) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos, 
C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O (l) 
Dados: ΔH = + 226,5 KJ/mol C2H2 (g) 
 ΔH = – 393,3 KJ/mol CO2 (g) 
 ΔH = – 285,5 KJ/mol H2O(l) 
Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C2H2, 
em KJ/mol. 
a) + 1298,6. 
b) – 1298,6. 
c) – 905,3. 
d) + 905,3. 
e) – 625,8. 
ΔH = H final – H inicial 
ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)] 
ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5 
ΔH = – 1298,6 KJ/mol 
É a energia liberada na combustão completa 
de 1 mol de uma determinada substância, 
com todas as substâncias envolvidas 
na combustão, no estado padrão 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( l ) ΔH = – 68 KJ 
C(grafite) + O2 (g)  CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ 
13) O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal. 
 Quando 80 g de metano são queimados, a energia liberada é: 
Dados: C = 12 u.; H = 1 u 
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O 
a) 1060 Kcal. 
b) 530 Kcal. 
c) 265 Kcal. 
d) 140 Kcal. 
e) 106 Kcal. 
1 mol de CH4 212 kcal 
80 g de CH4 
libera 
x kcal 
16 g de CH4 
libera 
CH4 : 12 + 4 x 1 = 16 g 
212 
80 x 
16 
= 16 x x = 212 x 80 
x = 
16960 
16 
x = 1060 kcal 
14) A entalpia de combustão completa da sacarose, C12H22O11(s), é - 5635 
KJ/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO2 (g) e H2O (l) os únicos produtos da reação. 
Utilizando esses dados e sabendo que ΔHf = - 394 kj/mol (CO2(g)) e ΔHf = - 
286 kj/mol (H2O(l)), responda às seguintes questões: 
a) A reação de combustão da sacarose é exotérmica ou endotérmica? 
EXOTÉRMICA 
b) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão da 
 sacarose sólida. 
___ C12H22O11(s) + ___ O2 (g)  ___ CO2 (g) + ___ H2O (l) 1 12 12 11 
c) Calcule a entalpia de formação da sacarose sólida, a 25ºC e 1 atm. 
ΔH = H final – H inicial 
– 5635 = [12 x (– 394) + 11 x (– 286)] – [ ΔHf ] 
– 5635 = – 4728 – 3146 – ΔHf 
ΔHf = 5635 – 7874 ΔHf = – 2239 kj/mol 
É a energia envolvida na quebra de 1 mol de determinada ligação 
química, supondo todas no estado gasoso, a 25°C e 1 atm 
A quebra de ligações será sempre um processo 
ENDOTÉRMICO 
H – H (g) 2 H (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol 
15) São dadas as seguintes energias de ligação: 
Ligação Energia (KJ/mol) 
H – Cl 
H – F 
Cl – Cl 
F – F 
431,8 
563,2 
242,6 
153,1 
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de entalpia, 
em kj, da ordem de: 
2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g) 
Ligação Energia (KJ/mol) 
a) – 584,9, sendo endotérmica. 
b) – 352,3, sendo exotérmica. 
c) – 220,9, sendo endotérmica. 
d) + 220,9, sendo exotérmica. 
e) + 352,3, sendo endotérmica. 
2 H – Cl + F – F  2 H – F + Cl – Cl 
2 X 431,8 + 1 X 153,1 
863,6 + 153,1 
+ 1016,7 
2 X 563,2 + 1 X 242,6 
1126,4 + 242,6 
– 1369 
ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj 
16) Com base nos valores abaixo, determine a variação de entalpia da reação: 
3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2 
N – H 93 kcal/mol 
H – Cl 103 kcal/mol 
N N 225 kcal/mol 
Cl – Cl 58 kcal/mol 
 
Cl – Cl 3 + 2 N – H 
H 
H 
H – Cl 6 
3 x 
174 + 558 
+ N N  
58 + 93 6 x 
+ 732 kcal 
103 6 x + 225 
618 + 225 
– 843 kcal 
ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal 
17) Na reação representada pela equação abaixo, sabe-se que a 
 energia da ligação C – H é igual a 98,8 kcal/mol. O valor da 
 ligação C = C, em kcal/mol, é: 
 2 C(g) + 4 H(g) ΔH = + 542 kcal/mol 
a) 443,2 kcal/mol. 
b) 146,8 kcal/mol. 
c) 344,4 kcal/mol. 
d) 73,4 kcal/mol. 
e) 293,6 kcal/mol. 
C2H4(g) C = C – H 
H 
H – 
H 
4 x 98,8 = 542 + x 
x + 395,2 = 542 
x = 542 – 395,2 
x = + 146,8 kcal 
C(grafite) + O2 (g) CO2 (g) ΔH = – 393,3 KJ 
C(grafite) + O2 (g) 
ΔH2 = – 283,0 KJ 
caminho direto 
CO2(g) 
ΔH1 = – 110,3 KJ 
estado inicial estado final 
CO(g) + 1/2 O2 (g) 
estado intermediário 
 
Observe que: ΔH1 + ΔH2 = ΔH 
(– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ 
Estas observações foram feitas por 
Germain Henry Hess e ficou conhecida como 
LEI DE HESS 
As reações químicas podem ocorrer em várias etapas, 
porém, verifica-se que sua variação de entalpia 
depende apenas dos estados inicial 
e final da mesma 
18) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess. 
I. O calor de reação depende apenas dos estados inicial e final do processo. 
II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem 
 equações matemáticas. 
III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor 
 da variação de entalpia. 
IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o 
 valor da variação de entalpia depende dos estados intermediários através 
 dos quais o sistema pode passar. 
Conclui-se que: 
a) são verdadeiras as afirmações I e II. 
b) são verdadeiras as afirmações II e III. 
c) são verdadeiras as afirmações I, II e III. 
d) todas são verdadeiras. 
e) todas são falsas. 
V 
V 
V 
F 
19) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas 
abaixo: 
Fe(s) + 1/2 O2(g)  FeO(s) 
 2 Fe(s) + 3/2 O2(g)  Fe2O3(s) 
ΔH = – 64 kcal 
ΔH = – 196 kcal 
Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação: 
2 FeO(s) + 1/2 O2(g)  Fe2O3(s) 
Devemos inverter e multiplicar por “ 2 ” a primeira equação 
2 FeO(s) 2 Fe(s) + O2(g) ΔH = + 128 kcal 
Devemos repetir a segunda equação Somando as duas equações, teremos: 
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 196 kcal 
2 FeO(s) + 1/2 O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 68 kcal 
20) A partir das equações termoquímicas: 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( v ) ΔH = – 242 KJ 
É possível prever que na transformação de 2,0 mols de água líquida em vapor 
d’água haverá: 
a) liberação de 44 kJ. 
b) absorção de 44 kJ. 
c) liberação de 88 kJ. 
d) absorção de 88 kJ. 
e) liberação de 99 kJ. 
Como queremos transformar 
água líquida em vapor d’água, deveremos: 
inverter a primeiraequação: 
H2O ( l )  H2 (g) + 1/2 O2 (g) ΔH = + 286 KJ 
repetir a segunda equação: 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( v ) ΔH = – 242 KJ 
somar as duas equações: 
 H2O ( l )  H2O (v) ΔH = + 44 KJ 
Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “ 
21) A gasolina, que contém octano como um componente, pode produzir monóxido 
de carbono, se o fornecimento de ar for restrito. A partir das entalpias padrão 
de reação para a combustão do octano (1) e do monóxido de carbono 
(2), obtenha a entalpia padrão de reação, para a combustão incompleta 
de 1 mol de octano líquido, no ar, que produza monóxido de carbono e 
água líquida. 
2
2 2
2
2
2
2
2C C
CC
H H8 18O
O
O
OO
O - 10.942 kj=
= - 566,0 kj
 g
 g
 g
 g g
( ) ( )( )
( )
( )
( )( )
 l l1618 25  
 
+
+
+(1)
(2)
1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O 
1 C8H18 + 25/2 O2  8 CO2 + 9 H2O ΔH = – 5471 kj 
8 CO2  8 CO + 4 O2 ΔH = + 2264 kj 
ΔH = – 3207 kj 1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O