TERMOQUÍMICA

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TERMOQUÍMICA
     Termoquímica estuda a liberação ou absorção de calor em reações químicas ou em transformações de substâncias como dissolução, mudanças de estado físico,... 
As transformações termoquímicas podem ser: 
Transformações endotérmicas: absorvem energia do ambiente
 
Transformações exotérmicas: liberam energia para o ambiente 
 
 A energia transferida entre dois corpos (ou entre diferentes partes de um mesmo corpo), que têm temperaturas diferentes é denominada CALOR.
 unidade para medir energia é a caloria (cal), que equivale à quantidade de calor necessária para elevar em 1°C a temperatura de 1 g de água.
1 cal = 4,18 J
 aparelho utilizado – calorímetros
A determinação do calor liberado ou absorvido numa reação química á efetuada através da expressão:
onde:
Q é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação. Esta grandeza pode ser expressa em calorias (cal) ou em Joules (J). O Sistema Internacional de Medidas (SI) recomenda a utilização do Joule, no entanto, a caloria ainda é muito utilizada. Uma caloria (1 cal) é a quantidade de calor necessária para fazer com que 1,0 g de água tenha sua temperatura aumentada de 1,0ºC. Cada caloria corresponde a 4,18 J; 
m é a massa, em gramas, de água presente no calorímetro; 
c é o calor especifico do liquido presente no calorímetro. Para a água seu valor é 1 cal/g . ºC; 
 ∆t
é a variação de temperatura sofrida pela massa de água devido a ocorrência da reação. É medida em graus Celsius.
Essas reações são de dois tipos:
Reações exotérmicas: as que liberam calor para o meio ambiente.
Exemplos:
combustão (queima) do gás butano, C4H10
C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) + 13,4Kj
Reações endotérmicas: Absorvem calor do ambiente.
-14,5 Kcal 
H2 + I2 + 14,4 Kcal 2HI
Uma árvore, em um ambiente natural a 20º C, apresentando 105 folhas com área média de 0,5 dm2 por folha, está perdendo água para a atmosfera através dos estômatos, em uma média de 5 g/dm2/h, durante o dia. Dado: Calor latente de vaporização da H2O ≈ 600 cal
Com base nas informações e considerando-se que esse processo está ocorrendo das 13 às 15 horas, conclui-se que a sua importância e a quantidade de calor absorvido, em cal, são, respectivamente:
a) síntese de carboidrato e fornecimento de alimento; 1,5∙108
b) regulação da temperatura e resfriamento do microambiente; 1,5∙108
c) consumo de ATP e disponibilização de energia para o metabolismo; 3,0∙107
d) regulação da temperatura e resfriamento do microambiente; 3,0∙108
e) consumo de ATP e disponibilização de energia para o metabolismo; 1,5∙107
folha ----- 0,5 dm²
105 folhas ---- x
 x = 50.000 dm²
1 dm² ---- 5 g água
50.000 dm² --- x 
x = 250.000 g
Entre 13h e 15h = 2h
250.000 ---- 1h
       x ---------2h
x = 500.000g
Q = m . L 
Q = 500.000 . 600
Q = 3 . 108
 Entalpia (H)
     
	É o total de energia liberada ou absorvida em uma transformação de um dado sistema, a pressão constante. É o calor envolvido nas reações químicas. 
    
Transformação exotérmica: libera calor para o meio ambiente.
A + B→ C + D + calor 
 Hi Hf ∆H
    
Sendo que:
 Hf < Hi
 ∆ H = Hf - Hi 
 ∆ H < 0  
Transformação endotérmica: absorve (retira) calor do meio ambiente.
A + B + calor → C + D
Hi ∆H Hf 
    
Sendo que:
 Hf > Hi  
 ∆ H = Hf - Hi   
 ∆ H > 0  
	SIMBOLOGIA	Q (CALOR)	H (ENTALPIA)
	CALOR	AMBIENTE	REAÇÃO
	UNIDADE	KCAL, KJ, CAL, J	KCAL,KJ,CAL, JOULE
 MOL
	AMBIENTE	ESQUENTA	ESFRIA
FATORES QUE INFLUEM NO VALOR DA ENTALPIA
O estado físico
2. Estado alotrópico dos reagentes e produtos (lembre-se: Alotropia ocorre quando um mesmo elemento químico forma diferentes substâncias simples).
Principais variedades alotrópicas :
Gás oxigênio (O2) = mais estável, menor entalpia.
Gás ozônio (O3) = mais reativo, maior entalpia.
Carbono grafite (C6) = mais estável, menor entalpia.
Carbono diamante (C6) = mais reativo, maior entalpia.
Fósforo vermelho (Pn) = mais estável, menor entalpia.
Fósforo branco (P4) = mais reativo, maior entalpia.
Enxofre rômbico (S8) = mais estável, menor entalpia.
Enxofre monoclínico (S8) = mais reativo, maior entalpia.
A variedade alotrópica mais reativa sempre estará num patamar de energia mais alto, no diagrama de entalpia: 
3. Temperatura: as determinações de ∆H devem ser feitas a temperatura constante, pois ela influi no seu valor. Geralmente as transformações são feitas em condições-padrão, a 25ºC.
4. Quantidades de reagentes e produtos: o valor do ∆H é determinado pelas quantidades dos reagentes. 
	Equação termoquímica: nela devem constar o valor da entalpia e todos os fatores que nela influem no seu valor: 
 estado físico
Pressão
Temperatura
variedade alotrópica
Ex:
Cgrafite + O2 (g) → CO2 (g)        ∆H = - 392,9 kJ/mol
(a 25ºC e 1 atm)
13(UERN) Observe a figura a seguir. Qual a vantagem do suor para a pele? 
A água do suor, ao evaporar, retira calor da pele, pro vocando uma diminuição na temperatura. Reação exotérmica.
 b) A água do suor, ao evaporar, retira calor da pele, provocando uma diminuição na temperatura. Reação endotérmica. 
c) O corpo retira do suor calor, provocando uma diminuição na temperatura a água, resfriando, assim, a pele. Reação exotérmica. 
d) O corpo retira do suor calor, provocando uma diminuição na temperatura a água, resfriando, assim, a pele. Reação endotérmica. 
Diariamente podemos observar que reações químicas e fenômenos fisicos implicam em variações de energia. Analise 
 cada um dos seguintes processos, sob pressão atmosférica.
 I. A combustão completa do metano (CH4) produzindo CO2 e H2O. (EXOTÉRMICA)
II. O derretimento de um iceberg. (ENDOTÉRMICA)
III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma altura h. (EXOTÉRMICA)
03. As reações químicas globais da fotossíntese e da respiração aeróbia são representadas, 
respectivamente, pelas equações balanceadas:
-Fotossíntese:
6 CO2 + 6 H2O + energia C6H12O6 + 6 O2 (ENDO) 
-Respiração aeróbia: 
C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O + energia (EXO)
Comparando-se essas duas reações químicas, pode-se afirmar corretamente que:
(A) ambas são exotérmicas.
(B) ambas são endotérmicas.
(C) ambas são combustões completas.
(D) os reagentes da fotossíntese são os mesmos da respiração.
(E) os reagentes da fotossíntese são os produtos da respiração.
(UFRRJ) Desde a pré-história, quando aprendeu a manipular o fogo para cozinhar seus alimentos e se aquecer, o homem vem percebendo sua dependência cada vez maior das várias formas de energia. A energia é importante para uso industrial e doméstico, nos transportes, etc. Existem reações químicas que ocorrem com liberação ou absorção de energia, sob a forma de calor, denominadas, respectivamente, como exotérmicas e endotérmicas. Observe o gráfico a seguir e assinale a alternativa correta:
a) O gráfico representa uma reação endotérmica.
b) O gráfico representa uma reação exotérmica.
c) A entalpia dos reagentes é igual à dos produtos.
d) A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.
e) A variação de entalpia é maior que zero.
Ve
	 Entalpia padrão: é aquela medida no estado padrão. 
Estado padrão: 
 temperatura de 25ºC 
 pressão de 1 atm 
 forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum da substância. 
Substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero. 
Casos particulares de entalpias
    Entalpia de formação corresponde à variação de entalpia envolvida na formação de um mol de substância, a partir de substâncias simples, no estado padrão.
Ex. da reação da síntese (formação) e da variação de entalpia, para um mol de metano:
Cgrafite   +   2 H2 (g)  →   CH4 (g)        ∆H = - 74,8 kJ/mol
     Para se determinar a variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de formação, usa-se a relação:
∆H = Hprodutos -   Hreagentes
 Entalpia de combustão é a variação de entalpia liberada na combustão de ummol de substância, estando todos os participantes no estado padrão.
Ex. da reação de combustão de um mol de metano:
CH4 (g) + O2 (g)→ CO2 (g) + 2 H2O (l)        ∆H = - 212,8 kcal/mol
EXEMPLO: (UFRGS)Uma das etapas envolvidas na produção de álcool combustível é a fermentação. A equação que representa essa transformação é :
C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2
Conhecendo os calores de formação da glicose = -302kcal/mol, 
do gás carbônico = -94kcal/mol e 
do álcool = -66 kcal/mol, 
podemos afirmar que a fermentação ocorre com:
a)liberação de 18 kcal/mol de glicose
b)absorção de 18 kcal/mol de glicose
c)liberação de 142 kcal/mol de glicose
d)absorção de 142 kcal/mol de glicose
e)variação energética nula.
 -302 2* (-66) 2 *(-94)
Hp = -320 Hr= -302
∆H = Hp – Hr
∆H = (-320) – (-302) = -18 Kcal / mol
 
01. Fullerenos são compostos de carbono que podem possuir forma esférica, elipsoide ou cilíndrica. Fullerenos esféricos são também chamados buckyballs, pois lembram a bola de futebol. A síntese de fullerenos pode ser realizada a partir da combustão incompleta de hidrocarbonetos em condições controladas. 
 a) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a C60.
10 C6H6 + 1502 30H20 + C60 
b) Fornecidos os valores de entalpia de formação na tabela a seguir, calcule a entalpia da reação padrão do item a.
HR = 10. 49= 490 HP = 2327 + 30 (-286) = -6253  
ΔH = HP-HR
ΔH = -6253 – (490) - 6743 kJ / mol C60 
ΔH = -674,3 kJ / mol C6H6  
02. A manutenção da vida dos animais depende da energia que é obtida do consumo de alimentos como carboidratos, gorduras e proteínas. No entanto, carboidratos são as principais fontes de energia dos animais, estes sofrem combustão libera 720 kcal, conforme a equação abaixo.C6H12O6 + 6O2(g) ⇒ 6 CO2(g) + 6H2O(l) + energia. Determine a variação de entalpia de formação (ΔHf) do monômero glicose (C6H1206), a partir dos valores de ΔHf do CO2 e da H2O que são produtos da combustão deste açúcar.
C(s) + O2 ⇒ CO2(g) ΔHf = -95 kcal/mol
H2(g) + 1/2 O2 ⇒ H2O ΔHf=-70kcal/mol
  ΔH = 720 KCAL
C6H12O6 + 6O2(g) ⇒ 6 CO2(g) + 6H2O
HP= 6. (-95) + 6. (-70) = -990
HR = X
ΔH = HP – HR
-720= -990- X
X = -270 KCAL / MOL 
03. (Vunesp – Sp)Sob certas circunstâncias, como em locais sem acesso a outras técnicas de soldagem, pode-se utilizar a reação entre alumínio (Al) pulverizado e óxido de ferro (Fe2O3) para soldar trilhos de aço. A equação química para a reação entre alumínio pulverizado e óxido de ferro (III) é:
2 Al(s)+Fe2O3(s) --> Al2O3(s)+2Fe(s)
O calor liberado nessa reação é tão intenso que o ferro produzido é fundido, podendo ser utilizado para soldar as peças desejadas. Conhecendo-se os valores de entalpia de formação para o: Al2O3(s)= -1676kJ/mol; Fe2O3(s)= -824kJ/mol, nas condições padrão (25°C e 1atmosfera de pressão), calcule a entalpia dessa reação nessas condições.
 
 2 Al(s)+Fe2O3(s) --> Al2O3(s)+ 2 Fe(s)
       0       -824kJ         -1676              0
ΔH =  Hp – Rr
HP = -1676 ; HR = -824
ΔH = -1676 - ( - 824) 
ΔH =  - 852 kj/mol
6.10 23 ENTIDADES
22,4 L
M = ..... g/MOL
ΔH= ... KCAL, KJ /MOL
1 MOL DE ENTIDADES
1 MOL DE ENTIDADES = 6.10 23 ENTIDADES = 22,4 L = M = ΔH
EXEMPLO: (Fuvest-SP) Quando 0,500 mol de etanol líquido sofre combustão total sob pressão constante, produzindo CO2 e H2O gasosos, a energia liberada é de 148 kcal. Na combustão de 3,00 mol de etanol, nas mesmas condições, a entalpia dos produtos, em relação à dos reagentes, é:
a) 74 kcal menor.
b) 444 kcal maior.
c) 444 kcal menor.
d) 888 kcal maior.
e) 888 kcal menor.
MOL------------------------- ΔH
0,500 ----------------------148 kcal
3,00 ------------------------------X
​
X= 888 kcal.
(EXEMPLO): Qual será o calor absorvido na reação a seguir quando a quantidade de carbono for igual a 36 g? Dado: M (g/mol): C = 12, O = 16, Sn= 118
SnO2(g) + 2 C(grafite) → Sn(s) + 2 CO(g) >ΔH = 360 kJ
a) 360 kJ.
b) 480 kJ.
c) 540 kJ.
d) 720 kJ.
e) 1080 kJ.
MASSA-------MOL
12 -----------1
36 ----------- x
x = 36 . 1
       12
x = 3 mol de carbono
MOL-------------ENERGIA
1------------------360
3-----------------Y
Y = 540Kj
MASSA------- ENERGIA
12--------------360
36--------------Z
Z= 540 Kj
04. (PUC-RS) Considere as informações a seguir e preencha corretamente as lacunas .A reaçao ocorrida na queima de um palito de fósforo deve-se a uma substância chamada trissulfeto de tetrafosforo,que inflama na presença do oxigênio,e pode ser representada pela equação.
P4S3 +8O2(g) P4O10(s) +3SO2
HR = -151
HP = -2940 + 3. (-296,8) = -3830,4
ΔH =  Hp – Rr
ΔH = -3830,4 – (-151) = -3679,4
MASSA --------CALOR
220-------------3679,4
22--------------X
X = -367,94
MASSAS ATÔMICAS:
P = 31
S=32
O=16
a)liberado;367,94 b)liberado;338,4 c)absorvido;3384. d) absorvido;36794.e)liberado;36794.​
PODER CALORÍFICO 
 É a quantidade de energia por unidade de massa (ou de volume, no caso dos gases) liberada na oxidação de um determinado combustível. Quanto mais alto for o poder calorífico, maior será a energia contida.
Um combustível é constituído, sobretudo de hidrogênio e carbono, tendo o hidrogênio o poder calorífico de 28700 Kcal/kg enquanto que o carbono é de 8140 Kcal/kg, por isso, quanto mais rico em hidrogênio for o combustível maior será o seu poder calorífico.
EXEMPLO: (Fuvest-SP) Energia térmica, obtida a partir da conversão de energia solar, pode ser 
armazenada em grandes recipientes isolados, contendo sais fundidos em altas temperaturas. Para isso, pode-se utilizar o sal nitrato de sódio (NaNO3), aumentando sua temperatura de 300 ºC para 550 ºC, fazendo-se assim uma reserva para períodos sem insolação. Essa energia armazenada poderá ser recuperada, com a temperatura do sal retornando a 300 ºC. Para armazenar a mesma quantidade de energia que seria obtida com a queima de 1 L de gasolina, necessita-se de uma massa de NaNO3 igual a:
Dados: Poder calorífico da gasolina = 3,6 . 107 J/L
Calor específico do NaNO3 = 1,2 . 103 J/kg°C
a) 4,32 kg.
b) 120 kg.
c) 240 kg.
d) 3 . 104 kg.
e) 3,6 . 104 kg.
A energia liberada na queima de 1 L de gasolina é de 3,6 . 107 J.
A energia armazenada pelo aumento da temperatura de uma massa m de NaNO3 é:
Q = m . c . ∆t
Como a variação da temperatura é 250ºC e o calor específico do sal é 1,2 . 103 J/kg°C 
Q = m . (1,2 . 103 ) . 250ºC
Para que a energia armazenada seja igual à liberada pela queima de 1 L de gasolina:
3,6 . 107  = m . (1,2 . 103 ) . 250ºC
m = 120 kg.
 Lei de Hess
  'A variação de entalpia da reação depende apenas dos seus estados inicial e final.' 
    
A lei de Hess permite que se calcule variação de entalpia de reações difíceis de serem efetuadas experimentalmente, no calorímetro. Assim o seu ∆H é determinado indiretamente, por meio da soma adequada de suas equações intermediárias e respectivas entalpias.
     Por ex., para uma reação que ocorre em várias etapas: 
Pela lei de Hess, teremos:
 
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3...
Para isto, é necessário:
 somar as equações de todas as reações intermediárias, de forma adequada.
Quando inverter uma equação química, deve-se inverter também o seu ∆H.
 se multiplicar ou dividir uma equação por um número, seu ∆H também deve ser multiplicado ou dividido.
(EXEMPLO): (Fuvest-SP) O “besouro bombardeiro” espanta seus predadores expelindo uma solução quente. Quando ameaçado, em seu organismo ocorre a mistura de soluções aquosas de hidroquinona, peróxido de hidrogênio e enzimas, que promovem uma reação exotérmica, representada por: 
C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) → C6H4O2(aq) + 2 H2O(l)
O calor envolvido nessa transformação pode ser calculado, considerando-se os processos: 
C6H4(OH)2(aq) → C6H4O2(aq) + H2(g)           ΔH = +177 kJ . mol-1 (MANTÉM)
H2O(l) + ½ O2(g) → H2O2(aq)            ΔH = +95 kJ . mol-1 (INV)
H2O(l) → ½ O2(g) + H2(g)ΔH = +286 kJ . mol-1 (INV)
C6H4(OH)2(aq) → C6H4O2(aq) + H2(g)                   ΔH = +177 kJ . mol-1
H2O2(aq) → H2O(l) + ½ O2(g)                        ΔH = -95 kJ . mol-1 (INVERTE)
½ O2(g) + H2(g)→ H2O(l)                               ΔH = -286 kJ . mol-1 (INVERTE)
C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) → C6H4O2(aq) + 2 H2O(l)  ΔH = -204 kJ . mol-1
(EXEMPLO): (Vunesp-SP) São dadas as equações termoquímicas
 a 25ºC e 1 atm.
 I) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O( l )      ∆ H1 = -2 602 kJ    
  (combustão do acetileno)
 II) 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O ( l )  ∆ H2 = - 3 123kJ 
III) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O ( l )                ∆ H 3 = - 286 kJ   
 Aplique a lei de Hess para a determinação do ∆ H da reação de hidrogenação do acetileno, de acordo com a equação: 
C2H2 (g) + 2 H2 (g)→ C2H6(g)
   
Dividir a 1ª e 2ª equações por 2 e a 3ª, multiplicar por 2, inverter a 2° equação e ,somar tudo. 
∆ H = -1031 + 1561,5 – 572 
∆ H = -311,5 kJ/mol
(/2)
(/2, INV)  
(X2)
X4
X2 INV
INV
ΔH= 571,5+ 2.(76,6) + 4.(-174,1) = 28,3 Kj
(FGV-SP) Em um conversor catalítico, usado em veículos automotores em seu cano de escape para redução da poluição atmosférica, ocorrem várias reações químicas, sendo que uma das mais importantes é:
1 CO(g) + ½ O2(g) → 1 CO2(g)
CO(g) → C(grafita) + ½ O2(g) ∆H1 = +26,4 kcal
C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -94,1 kcal
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = -67,7 kcal
INV
MANTÉM
(03): A variação de entalpia é uma grandeza relacionada à variação de energia que depende apenas dos estados inicial e final de uma reação. Analise as seguintes equações químicas abaixo. Ante o exposto, determine a equação global de formação do gás propano e calcule o valor da variação de entalpia do processo.
INV (01)
X3 (02)
X4 (03) 
04. Os hidrocarbonetos são largamente utilizados como combustiveis devido ao seu alto poder calorifico. Dentre eles destacam-se o metano e o butano, os quais apresentam calores de combustão iguais a 208 e 689 kcal.mol-¹, respectivamente.A energia produzida, em kcal.mol-¹, pela combustão completa de 1000g de uma mistura de metano e butanona proporção em massa de 2 partes do primeiro para 3 partes do segundo, será aproximadamente: a) 11900 b) 13000 c) 12300 d) 19300
5partes ------------ 1000g
2partes -------------- X
X=2.1000/5= 400g de metano
Então teremos 600g de butano
ENERGIA TOTAL E=25.208+10,345.689 ≈12300kcal
Metano:
m=400g
MM(CH4)=12+4=16g/mol
n=400/16= 25mols
Butano:
m=600g
MM(C4H10)=4.12+10=58g/mol
n=600/58= 10,345mol
 Entalpia de ligação é a energia absorvida no rompimento de um mol de ligações entre dois átomos, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25ºC e 1 atm. Sendo que: 
Quebra de ligação: absorção de calor. 
Formação de ligação: liberação de calor. 
Ex:
 
 
     A variação de entalpia de uma reação, a partir das entalpias de ligação, é definida como:
∆H = Hlig. rompidas  +   Hlig. formadas
    É interessante notar que podemos analisar vários tipos de entalpias, de acordo com a transformação estudada: entalpia de dissolução, entalpia de neutralização, entalpia de síntese,... Hr + Hp - 
 ∆H = SALDO 
 
(EXEMPLO): Com base nos valores fornecidos, qual será o valor do ΔH da combustão de 1 mol de metano?
 
Reagente CH4, C-H: 414 kJ.mol–1
Reagente O2, O=O: 500 kJ/mol
Produto CO2, C=O: 716 kJ/mol
Produto H2O, H– O: 439 kJ/mol
ΔH = ?
Hr = 4.EC-H + 2.EO2
Hr = 4.(414) + 2.(500)
Hr = 1656 + 100
Hr =+ 2656 kJ.mol–1
Hp = 2.EC=O + 2.2.EH-O
Hp = 2.(716). + 4(439)
Hp = 1432 1756
Hp = -3188 kJ.mol–1
ΔH = SALDO 
ΔH = 2656 + (-3188)
ΔH = - 532 kJ.mol–1
(EXEMPLO): Veja a seguir a reação de cloração do etano na presença de luz:. Sabe-se que ela apresenta uma variação de entalpia igual a -35 Kcal.mol-Considerando os valores das energias de ligação presentes na reação, determine a energia da ligação C-Cl no composto CH3Cl.
C-H = 105 kcal.mol–1
Cl-Cl = 58 kcal.mol–1
H-Cl = 103 kcal.mol–1
C-C = 368 kcal.mol–1
C–H: 105 , Cl–Cl: 58 , H-Cl = 103 , C-Cl = ?, C-C = 368, ΔH = -35 
Hr = 6.EC-H + EC-C +ECl-Cl
Hr = 6.(105) + 368 + 58
Hr = 630 + 368 + 58
Hr = 1056 kcal.mol–1
Hp = 5.(105). + (368) + (x) + (103)
Hp = 525 + 368 + x +103
Hp = 996 + x kcal.mol–1
ΔH = energia absorvida + energia liberada
-35 = 1056 + (-996 - x)
-35 = 1056 - 996 - x
x = 1056 - 996 +35
x = 1091 - 996
x = 95 kcal.mol–1
01. Cloro gasoso reage com brometo de hidrogênio para formar cloreto de hidrogênio e bromo gasoso. As energias de ligação para as substancias estão representadas a seguir. Considerando essas informações, represente a reação por uma equação química devidamente balanceada e determine a variação de entalpia.
Cl2 + 2HBr --> 2HCl + Br2
HR = 242 + 2.(366) =+ 974
HP = 2.(431) + 193 = -1055
ΔH= SALDO 
ΔH= 974 + (-1055) = - 81Kj
02. O fosgênio é um gás extremamente venenoso, tendo sido usado em combates durante a Primeira Guerra Mundial como agente químico de guerra. É assim chamado porque foi primeiro preparado pela ação da luz do sol em uma mistura dos gases monóxido de carbono (CO) e cloro (Cl2) conforme a equação balanceada da reação descrita a seguir. Considerando os dados termoquímicos empíricos de energia de ligação das espécies, a entalpia da reação de síntese do fosfogênio é?
HR= 1080 + 243 = +1323
HP = 2.(328) + 745 = - 1401
ΔH= SALDO 
ΔH= 1323 + (-1401) = -78 kJ
COMBUSTÍVEIS 
O triângulo do fogo é a representação dos três elementos necessários para que haja uma combustão.Esses elementos são: o combustível, que fornece energia para a queima; o comburente, que é a substância que reage quimicamente com o combustível; e o calor, que é necessário para iniciar a reação entre combustível e comburente. Hoje em dia usa-se também o Tetraedro do Fogo, onde além de CALOR, COMBUSTÍVEL E COMBURENTE também tem a reação em cadeia.
Combustível: É tudo que é suscetível de entrar em combustão (madeira, papel, pano, estopa, tinta, alguns metais, etc.)
Comburente: É associado quimicamente ao combustível, é capaz de fazê-lo entrar em combustão (o oxigénio é o principal comburente) .
Energia de ativação ou ignição: É o calor necessário para iniciar a reação , após a ignição a própria reação torna-se a fonte de calor.
O carvão mineral é um combustível fóssil muito usado atualmente nas siderúrgicas e usinas termoelétricas para produção de energia. É um recurso natural não-renovável originado de restos de plantas ao longo de milhões de anos.
Classificação:
Antracito – Ótima qualidade, tendo alto poder calorífico
Carvão betuminoso: Carvão macio
Linhito: Baixo poder calorífico
CARVÃO MINERAL
PETRÓLEO 
O petróleo é uma mistura complexa de compostos orgânicos gerada pela decomposição lenta de pequenos animais marinhos, que foram soterrados, em um ambiente com pouco oxigênio.Esse combustível fóssil é encontrado no fundo dos oceanos, bem como no solo, em rochas sedimentares. As jazidas datam entre 10 milhões e 500 milhões de anos.
As principais características do petróleo são: líquido escuro, viscoso, inflamável e menos denso que a água.
Petróleo, do latim petroleum, é a união das palavras petrus (pedra) e oleum (óleo) que significa literalmenteóleo de pedra.
Pelo fato de ser uma das principais fontes de energia a nível mundial, o petróleo é conhecido como ouro negro.
Origem do petróleo.
Muitas teorias giram em torno de sua origem, contudo, a mais aceita diz que o petróleo é oriundo da sedimentação de matéria orgânica (animal e vegetal), que foi soterrada na orla marítima há milhões de anos.
GÁS NATURAL 
O Gás Natural Veicular (GNV) é uma mistura combustível gasosa, proveniente do gás natural ou do biometano, destinada ao uso veicular e cujo componente principal é o metano e o etano. Os cilindros de armazenamento de GNV são dimensionados para suportar a alta pressão à qual o gás é submetido. Na revenda, a máxima pressão é limitada em 22,0 Mpa
Do ponto de vista ambiental, social e econômico, o gás natural parece ser a melhor solução disponível atualmentepara o transporte sustentável. O uso de GNV traz uma redução direta na emissão de gases de efeito estufa e emissões regulamentadas usando praticamente os mesmos tipos de veículos na estrada.
ENERGIA HIDRELÉTRICA
A energia hidrelétrica: é aquela obtida pela força das águas. Essa energia é produzida pelo aproveitamento do potencial hidráulico, ou seja, da força das águas dos rios, mediadas pela construção de usinas hidrelétricas, aquelas que fornecerão energia elétrica para a população.
Energia eólica: é a transformação da energia do vento em energia útil, tal como na utilização de aerogeradores para produzir eletricidade, moinhos de vento .
A energia solar: é uma energia alternativa, renovável e sustentável, que funciona utilizando o sol como fonte de energia e pode ser aproveitada e utilizada por diferentes tecnologias, como: aquecimento solar, energia solar fotovoltaica e energia heliotérmica.
Biocombustíveis: são derivados de biomassa renovável que podem substituir, parcial ou totalmente, combustíveis derivados de petróleo e gás natural em motores a combustão ou em outro tipo de geração de energia.
Biodiesel: é um biocombustível líquido considerado uma fonte de energia renovável, que substitui o uso de combustíveis fósseis. É produzido a partir de fontes vegetais ou animais. Por isso, é um produto natural e biodegradável com baixo teor poluente.
BIO GÁS E BIO METANO
Biometano é um biocombustível gasoso obtido a partir do processamento do biogás. Por sua vez, o biogás é originário da digestão anaeróbica de material orgânico (decomposição por ação das bactérias), composto principalmente de metano e dióxido de carbono (CO2).
2. (UPE) Leia a manchete a seguir: Brasil precisa de investimento em energia limpa.
Sobre o assunto tratado, é CORRETO afirmar que a (o)
a) biomassa, também chamada de energia renovável, é um tipo de energia limpa,
desenvolvida por meio de plantações energéticas, porém, mesmo quando é produzida de
maneira sustentável, emite grande quantidade de carbono na atmosfera.
b) energia limpa é aquela que não emite grande quantidade de poluentes para a atmosfera
e é produzida com o uso de recursos renováveis, a exemplo de biocombustíveis como a cana-
de- açúcar e as plantas oleaginosas que são fontes de energia originadas de produtos
vegetais.
c) Bacia de Campos, no Brasil, possui as maiores reservas de xisto betuminoso que é
considerado uma fonte de energia limpa renovável, não se esgota e pode ser aproveitado
indefinidamente sem causar grandes danos ecológicos.
d) lenha, energia eólica e energia solar, apesar de se constituírem em fontes de energia não
renováveis, são consideradas energias limpas e se destacam por suprirem a maior parte das
necessidades brasileiras de eletricidade e por apresentarem uma série de vantagens
ambientais
e) o baixo desenvolvimento econômico e a fraca integração regional, que desestimulam grandes investimentos.
ENTROPIA (s) 
MEDE O GRAU DE DESORDEM DAS MOLÉCULAS, OU SEJA, SUA AGITAÇÃO. 
∆S + SISTEMA ESPONTÂNEO
∆S - SISTEMA NÃO ESPONTÂNEO 
quando um sistema recebe calor Q>0, sua entropia aumenta;
quando um sistema cede calor Q<0, sua entropia diminui;
se o sistema não troca calor Q=0, sua entropia permanece constante.
UNIDADE: cal/K.mol
∆G = ∆H – (T. ∆S) 
MEDE O TRABALHO ÚTIL REALIZADO 
∆G + REAÇÃO NÃO ESPONTÂNEA
∆G - REAÇÃO ESPONTÂNEA
∆G = 0 REAÇÃO EM EQUILÍBRIO 
UNIDADE: KJ / MOL.
 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (∆G) 
O óxido de cálcio pode ser obtido a partir da combustão do cálcio metálico de acordo com a equação:
Ca(s) + 1/2O2(g) → CaO(s)
Considere que a formação do óxido de cálcio é espontânea e que, para a reação acima, ΔHo = –800 kJ mol–1 e ΔSo = –2400 J K–1mol–1. Determine o valor da temperatura, em Kelvin, para que essa reação deixe de ser espontânea.
ΔH - T.ΔS > 0
-800 - T.(-2,40) > 0
-800 + 2,40.T > 0
2,4.T > 800
T > 800  
    2,4
T > 333,33 K
A energia livre de Gibbs (G) é uma grandeza termodinâmica cuja variação (ΔG) corresponde à máxima energia útil possível de ser retirada do sistema. Ela pode ser usada para prever a espontaneidade ou não do processo por meio da expressão ΔG = ΔH-T.ΔS, em que T.ΔS corresponde à energia para organizar o processo, e ΔH, à variação de entalpia. A uma mesma temperatura e pressão, têm-se os valores termodinâmicos a seguir para quatro reações químicas. Todas as reações são espontâneas, EXCETO a
ΔG = ΔH - T.ΔS
ΔG = -4,4 - (-10,4)
ΔG = -4,4 + 10,4
ΔG = + 6 Kcal
GIBBS +, REAÇÃO NÃO ESPONTÂNEA
ÁPROFUNDAMENTO 
02 - (IME RJ) O consumo de água quente de uma casa é de 0,489m3 por dia. A água está disponível a 10,0oC e deve ser aquecida até 60,0oC pela queima de gás propano. Admitindo que não haja perda de calor para o ambiente e que a combustão seja completa, calcule o volume (em m3) necessário deste gás, medido a 25,0oC e 1,00 atm, para atender à demanda diária. 
Dados:
massa específica da água: 1,00 x 103 kg/m3
calor específico da água: 1,00 kcal/kgoC
calores de formação a 298 K a partir de seus elementos:
C3H8(g) = – 25,0 kcal/mol
H2O(g) = – 58,0 kcal/mol
CO2(g) = – 94,0 kcal/mol
massa específica da água: 1,00 x 103 kg/m3 Ti = 10ºC Tf= 60ºC P = 1 atm V = ?
calor específico da água: 1,00 kcal/kgoC Vazão= 0,489 m3 / dia 
calores de formação a 298 K a partir de seus elementos:
C3H8(g) = – 25,0 kcal/mol R = 0,082 atm.L/mol.K
H2O(g) = – 58,0 kcal/mol
CO2(g) = – 94,0 kcal/mol
 d = m/v
1000= m/0,489
 m = 489 Kg
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
ΔH= Hp-Hr
ΔH= -489 Kcal/mol 
Q =m.c.Δt
Q= 489.1. (60-10) = 24450 Kcal 
Mol-------calor
1-------489
 n ----24450
 n = 50 mol
P.V = n.R.T
1.V = 50.0,082.298
V = 1221,8L
V = 1,2218 m3
F
Na cristalização há agrupamento de moléculas, logo ΔS<0
2. V
Na sublimação, há agitação de moléculas, logo ΔS>0
3.F
Há absorção de calor, logo aumenta entalpia, e ΔS>0
4. V
Na fusão, há agitação de moléculas, logo ΔS>0
5. V
Há aumento de pressão logo agrupamento de moléculas, logo ΔS<0
Gaba: E
04 - (UFPR) Num experimento, um aluno dissolveu 4,04 g de nitrato de potássio em água a 25 oC, totalizando 40 g de solução salina. Considere que não há perda de calor para as vizinhanças e a capacidade calorífica da solução salina é 4,18 J.g-1.K-1. 
A entalpia de dissolução do nitrato de potássio é ΔH = 34,89 kJ.mol-1. Massas molares (g.mol-1): K = 40, N = 14, O = 16.
 
Com base nos dados fornecidos, a temperatura final da solução será de:
a) 20,1 oC.
b) 16,6 oC.
c) 33,4 oC.
d) 29,9 oC.
e) 12,8 oC.
Massa----- calor
102--------34,89
4,04-------Q
Q= 1,381 kJ
4,18----1 g
Y--------40
Y= 167,2 J
167,2------ 1 K
1381--------- Δ
Δ = 8,26 K = 8,26ºC
ΔT = Tf-Ti
A solução é endotérmica, logo absorve calor , logo a temperatura da solução diminui.
25-8,26 = 16,6ºC
Q= m.c. ΔT
1382= 40.4,18. ΔT ; ΔT= 8,3ºC 
05 - (UFPR) A perspectiva de esgotamento das reservas mundiais de petróleo nas próximas décadas tem incentivado o uso de biocombustíveis. Entre eles está o etanol, que no Brasil já vem sendo usado como combustível de automóveis há décadas. Usando o gráfico abaixo, considere as afirmativas a seguir:
1. A energia E2 refere-se à entalpia de formação do etanol.
2. E3 é a energia molar de vaporização da água.
3. A entalpia de formação do etanol é um processo endotérmico.
4. E4 é a entalpia de combustão do etanol.
1. A energia E2 refere-se à entalpia de formação do etanol.
2. E3 é a energia molar de vaporização da água.
3. A entalpia de formação do etanol é um processo endotérmico.
4. E4 é a entalpia de combustão do etanol.
F
F
F
V
V= 0,5 L ; Ti = 25ºC; Tf = 36ºC; 1.107 J ; 1,6.103 vezes ao dia P =?
Var = 0,5.1600 = 8000L
 m = d.V
 m =1,2.8000 = 9600 g 
Q= m.cΔt
Q= 9600.1. (36-25)
Q = 105600J.
1.107------100%
105600--------P
P = 1,056%
07 - (FUVEST SP) Existem vários tipos de carvão mineral, cujas composições podem variar, conforme exemplifica a tabela a seguir.
* Considere semelhante a composição do material volátilpara os quatro tipos de carvão.
** Dentre os outros constituintes, o principal composto é a pirita, FeS2
.
a) Qual desses tipos de carvão deve apresentar menor poder calorífico (energia liberada na combustão por unidade de massa de material)? Explique sua resposta.
Lignito, pois a porcentagem de carvão volátil é a menor a o poder calorífico co carvão mineral, depende diretamente desta porcentagem. 
b) Qual desses tipos de carvão deve liberar maior quantidade de gás poluente (sem considerar CO e CO2) por unidade de massa queimada? Justifique sua resposta.
 
Betuminoso, pois, teremos maior quantidade de gases poluentes , logo uma maior massa queimada (12,3%), existindo alta quantidade de dióxido de enxofre (pirita)
c) Escreva a equação química balanceada que representa a formação do gás poluente a que se refere o item b (sem considerar CO e CO2).
2FeS2 + 5 O2 2 FeO + 4SO2
d) Calcule o calor liberado na combustão completa de 1.103 Kg de antracito
 (considere apenas a porcentagem de carbono não volátil). 
 
Dados: 
entalpia de formação do 
dióxido de carbono gasoso .... – 400 kJ/mol
massa molar do carbono ........ 12 g/mol
100 Kg----- 84
1000-------X
X= 840000 g carbono 
C-----------CO2 
M ------------------Energia
12------------------400
84.104------------Y
Y= 2,8.107 Kj
C + O2 CO2
09 – UFPR - Fullerenos são compostos de carbono que podem possuir forma esférica, elipsoide ou cilíndrica. Fullerenos esféricos são também chamados buckyballs, pois lembram a bola de futebol. A síntese de fullerenos pode ser realizada a partir da combustão incompleta de hidrocarbonetos em condições controladas.
a) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a C60.
b) Calcule a variação de entalpia desta reação química. 
a) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a C60.
10 C6H6 + 15 O2 30 H2O + C60 
b) Calcule a variação de entalpia desta reação química. 
Hr= 10.49 = 490
Hp = 30. (-286) + 2327 = - 6253 
ΔH= Hp-Hr
ΔH= (-6253) – (490) = - 6743 Kj/mol
10 – UFPR - O fluoreto de magnésio é um composto inorgânico que é transparente numa larga faixa de comprimento de onda, desde 120 nm (região do ultravioleta) até 8 mm (infravermelho próximo), sendo por isso empregado na fabricação de janelas óticas, lentes e prismas.
a) Escreva as equações químicas associadas às entalpias de formação fornecidas na tabela e mostre como calcular a entalpia da reação de formação do fluoreto de magnésio a partir de seus íons hidratados, utilizando a Lei de Hess.
 
b) Calcule a entalpia para a reação de formação do fluoreto de magnésio a partir de seus íons hidratados (equação a seguir), com base nos dados de entalpia de formação padrão fornecidos.
 
11 – UFPR - A dissolução de sais pode provocar variações perceptíveis na temperatura da solução. A entalpia da dissolução de KBr(s) pode ser calculada a partir da Lei de Hess. A seguir são fornecidas equações auxiliares e respectivos dados termoquímicos: Utilizando os dados termoquímicos fornecidos, responda: 
a) A dissolução do brometo de potássio em água é um processo endotérmico ou exotérmico?
A dissolução do brometo de potássio em água é um processo endotérmico, devido ao ΔH > 0 (positivo) conforme indicado pela equação inicial.
b) Qual o valor da entalpia em kJ.mol-1 da dissolução do brometo de potássio?
INV
INV
MANTÉM
KBr (s) K+ (aq) + Br- (aq) 
K+ (g) K+ (aq)
 Br- (g) Br-(aq)
KBr (s) K+ (g) + Br- (g)
ΔH= (-321) + (-337) + 689 = 31 Kj/mol
c) Ao se dissolver 1 mol de brometo de potássio em 881 g de água a 20 °C, qual o valor da temperatura f inal? Considere que não há troca de calor com as vizinhanças e a capacidade calorífica da solução salina é 4,18 J.g-1K-1. Dados: M (g.mol-1) K = 39,09; Br = 79,90.
 m=119+881 = 1000 g
Q=m.c.ΔT
31000= 1000.1. (Tf-293) 
Tf = 285,6 K = 12,6ºC 
ΔH=31 Kj, m2 = 881 g; m1 = 119, c=4,18 j/g.k , Ti = 293 K
12 – UFPR - A fermentação é um processo que emprega microorganismos para produção de várias substâncias de grande importância econômica. Esses seres vivos realizam certas reações químicas para produzir energia para sustentar seu metabolismo, como, por exemplo, a produção do ácido acético a partir da oxidação do álcool etílico, que pode ser representada pela seguinte equação química:
a) Calcule a variação da entalpia da reação acima, dados os valores das entalpias das seguintes reações de combustão:
mant
inv
ΔH= (-1370) + (875) = -495 Kj/mol
b) Para elevar em 10 °C a temperatura de 1 litro de água, é necessário fornecer aproximadamente 42 kJ de energia. Calcule o calor necessário para elevar em 10 °C a temperatura de 12 litros de água e a massa de etanol necessária para produzir essa quantidade de energia por fermentação. (Dado: massa molar do etanol M(CH3CH2OH) = 46 g.mol–1). 
 
 
ΔH= - 495 Kj/mol
Ene------------Vol
42-----------------1
Q------------------12 Q = 504 Kj
Massa------------Energia 
46-----------------495
 m------------------504 m = 46,8 g 
13 - (ITA SP) Para cada um dos processos listados abaixo, indique se a variação de entropia será maior, menor ou igual a zero. Justifique suas respostas.
DIMINUI PRESSÃO, AUMENTA O VOLUME, AUMENTA ESNTROPIA ΔS >0
C (diamante), é mais resistente, maior agrupação , logo ΔS <0
Na solução saturada, há menor [ ] , logo ΔS >0
No sólido cristalino, há maior agrupamento, logo ΔS <0
No N2 adsorvido na sílica, haverá maior restrição de movimento das moléculas, logo ΔS <0
15 - A reação de formação da amônia, NH3(g), que se encontra esquematizada logo a seguir, possui variação de entalpia igual a -11,0 Kcal/mol e variação da energia livre de Gibbs igual a - 4,0 Kcal/mol a 27o C. Calcule a variação de entropia (ΔS) dessa reação, nessa temperatura, em cal/K.mol.
N2 + 3 H2 → 2 NH3
ΔG= Δ H-(T. Δ S)
- 4000= -11000-(300. Δ S)
7000= -300. Δ S
Δ S= -23,33 Cal/mol→ 2 NH3
N2 + 3 H2 → 2 NH3
2
 
C
(
s
)
 
+
 
3
 
H
2
(
g
)
 
+
 
1
/
2
 
O
2
(
g
)
E
1
C
2
H
5
O
H
(
l
)
C
2
H
5
O
H
(
l
)
 
 
+
 
 
3
O
2
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g
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2
 
C
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+
 
3
H
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2
 
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g
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+
 
3
 
H
2
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4
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3
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(
p
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s
ã
o
 
c
o
n
s
t
a
n
t
e
)
 
 
5,2
5,3
12,3
8,1
massa)
 
em
 
(%
*
*
tes
constituin
 
outros
30,2
40,3
65,8
84,0
massa)
 
em
 
(%
 volátil
não
 
carbono
27,8
32,2
19,6
4,0
massa)
 
em
 
(%
*
 volátil
material
36,8
22,2
2,3
3,9
massa)
 
(%em
Umidade
lignito
betuminoso
-
sub
betuminoso
antracito
carvão
 
de
 
tipo