QUIMICA 10 TERMOQUÍMICA

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Profa. Tatiany Fortini
Absorvem calor do meio ambiente Liberam calor para o meio ambiente
O calor envolvido nas transformações é estudado pela 
TERMOQUÍMICA
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
fusão vaporização
solidificação condensação
ressublimação
sublimação
ESPONTÂNEAS : acontecem absorvendo calor do meio.
NÃO ESPONTÂNEAS: acontecem liberando calor para o 
meio. 
1) 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.
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
2) 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 = HR40 –HP 2515 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
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
3) 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
4) 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 valor é 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 
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
5) 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
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 
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
6) 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 equaçãoSomando 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
A grandeza termodinâmica que mede a desordem de um 
sistema é chamada de
ENTROPIA (S) 
dS = dq
T
A entropia S do sistema pode então ser definida a
partir da relação:
7) Faça uma previsão do sinal algébrico da variação da entropia quando as
seguintes reações se processam:
a) C2H4 (g) + 2 O2 (g)� 2 CO (g) + 2 H2O (g)
b) CO (g) + 2 H2 (g)� CH3OH (g)
c) Hg2Cl2 (s)� 2 Hg (l) + Cl2 (g)
d) Mg (s) + H2O (l)� MgO (s) + H2 (g)
Em termodinâmica, a energia total de um sistema é a
sua energia interna U.
A energia interna de um sistema pode ser modificada
aquecendo o sistema ou realizando trabalho sobre ele.
Assim,
∆∆∆∆U = q + w
q = energia transferida por aquecimento
w = trabalho realizado sobre o sistema 
w = Pop ∆V
Q > 0: sistema absorve calor.
Q < 0: sistema libera calor.
W > 0: volume final maior que o inicial. Expansão.
W < 0: volume final menor que o inicial. Compressão.
8) Um sistema se expande de um volume de 2,5 para 5,5 L contra uma
pressão oposta constante de 4,8 atm. Calcule o trabalho realizado
pelo sistemaem Joule. Dados: 1 atm.L = 101,3 J
9) Calcule a energia interna de um sistema que absorve 1,48 KJ de
calor em uma expansão de volume de 1 para 500 L contra uma
pressão oposta de 5 atm. Dados: 1 atm.L = 101,3 J