APOSTILA 5 2° ANO QUÍMICA

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Disciplina: QUÍMICA 
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	Data/Período: 31/05/2021 à 02/07/2021
	
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Caro (a) aluno (a)
Nesta apostila – apostila 5 – estudaremos o capítulo da termoquímica.
Vamos aprender a distinguir transformação química endotérmica da transformação exotérmica pela quantidade de calor liberado ou absorvido ao final do processo. O estudo também abordará os seguintes tópicos: 
· Variação de entalpia;
· Lei de Hess;
· Entalpia de combustão;
· Entalpia de formação e entropia. 
 
TERMOQUÍMICA é a parte da química que estuda a quantidade de calor (energia) envolvida nas reações químicas.
Quando uma reação libera calor, ela é classificada como exotérmica. A absorção de calor em uma reação, faz com que ela seja endotérmica.
A termoquímica estuda também a transferência de energia em alguns fenômenos físicos, tais como as mudanças de estados da matéria.
Termoquímica e calor
Nas reações químicas pode haver absorção ou liberação de energia. Essa transferência de calor é feita a partir do corpo que tem a temperatura mais alta para aquele que possui a temperatura mais baixa.
 Transferência de calor do corpo quente (A) para o corpo frio (B)
Vale lembrar que o calor, também chamado de energia calorífica, é um conceito que determina a troca de energia térmica entre dois corpos. O equilíbrio térmico é estabelecido quando os dois materiais atingem a mesma temperatura.
 
Reações Endotérmicas e Exotérmicas
Chama-se reação endotérmica a reação em que há absorção de calor. Dessa forma, um corpo absorve calor do meio em que ele está inserido. É por isso que a reação endotérmica provoca uma sensação de resfriamento.
Exemplo: Ao passar álcool no braço, o braço absorve o calor dessa substância. Mas, ao soprar para o braço depois de ter passado álcool, sentimos um friozinho, sensação que é resultado da reação endotérmica.
Já a reação exotérmica é o inverso. Trata-se da liberação de calor e, assim, a sensação é de aquecimento.
Exemplo: Num acampamento, as pessoas se colocam junto de uma fogueira para que o calor liberado pelas chamas aqueça quem está à volta.
Fluxo de calor nas reações endotérmicas e exotérmicas
As trocas térmicas também acontecem nas mudanças de estado físico. Ocorre que, na mudança do estado sólido para o líquido e do líquido para o gasoso, o processo é endotérmico. De maneira oposta, é exotérmica a mudança do estado gasoso para o líquido e do líquido para o sólido.
 
Entalpia
Entalpia (H) é a energia trocada nas reações de absorção e de liberação de energia, respectivamente, endotérmica e exotérmica.
Não existe um aparelho que seja capaz de medir a entalpia. Por esse motivo, mede-se a sua variação (ΔH), o que é feito considerando a entalpia do reagente (energia inicial) e a entalpia do produto (energia final).
Os tipos de entalpia mais recorrentes são:
	Entalpia de Formação
	Energia absorvida ou liberada necessária para formar 1 mol de uma substância.
	Entalpia de Combustão
	Energia liberada que resulta na queima de 1 mol de substância.
	Entalpia de Ligação
	Energia absorvida na quebra de 1 mol de ligação química, no estado gasoso.
Enquanto a entalpia mede a energia, a entropia mede o grau de desordem das reações químicas.
Lei de Hess
Germain Henry Hess estabeleceu que:
A variação de entalpia (ΔH) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação, independente do número de reações.
A variação da energia, de acordo com a Lei de Hess, é estabelecida através da seguinte fórmula:
ΔH = Hf – Hi
Onde,
· ΔH: variação da entalpia
· Hf: entalpia final ou entalpia do produto
· Hi: entalpia inicial ou entalpia do reagente
A partir disso, concluímos que a variação da entalpia é negativa quando estamos diante de uma reação exotérmica. Por sua vez, a variação da entalpia é positiva quando estamos diante de uma reação endotérmica.
EXERCÍCIOS 
1- (Vunesp) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão e II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre essa “boca” do fogão. Com relação a esses processos, o que se pode afirmar? 
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 exotérmico. 
e) I é endotérmico e II é isotérmico. 
2- (Enem-MEC) Ainda hoje, é muito comum as pessoas utilizarem vasilhames de barro (moringas ou potes de cerâmica não-esmaltada) para conservar água a uma temperatura menor do que a do ambiente. Isso ocorre porque: 
a) o barro isola a água do ambiente, mantendo-a sempre a uma temperatura menor que a dele, como se fosse isopor. 
b) o barro tem poder de “gelar” a água pela sua composição química. Na reação, a água perde calor. 
c) o barro é poroso, permitindo que a água passe através dele. Parte dessa água evapora, tomando calor da moringa e do restante da água, que são assim resfriadas. 
d) o barro é poroso, permitindo que a água se deposite na parte de fora da moringa. A água de fora sempre está a uma temperatura maior que a de dentro. 
e) a moringa é uma espécie de geladeira natural, liberando substâncias higroscópicas que diminuem naturalmente a temperatura da água
ENTALPIA-PADRÃO 
A entalpia-padrão é a variação de entalpia da formação de 1 mol de um produto por meio de seus elementos constituintes (substâncias simples), todos em seus estados-padrão.
Existem vários fatores que podem alterar a variação da entalpia de um processo, tais como a temperatura, a pressão, o estado físico, o número de mol e a variedade alotrópica do composto. Por exemplo, abaixo temos três reações de formação do dióxido de carbono, nas mesmas condições de temperatura e pressão. Porém, em cada um foi utilizada uma quantidade de matéria para os reagentes. Em razão disso, a variação da entalpia de cada reação deu um valor diferente:
C(grafite) + O2(g) → CO2(g)                    ∆H = -393 kJ (25ºC, 1 atm)
½ C(grafite) + ½ O2(g) → ½ CO2(g)        ∆H = -196,5 kJ (25ºC, 1 atm)
2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g)           ∆H = -786 kJ (25ºC, 1 atm)
No entanto, quando o valor da variação da entalpia é medido para 1 mol de substância em condições padrão (quando a substância está na sua forma alotrópica mais estável, a temperatura de 25ºC e sob pressão de 1 atm), ele é denominado entalpia-padrão.
Se todos os reagentes e produtos estiverem no estado padrão, a variação da entalpia será indicada pelo seguinte símbolo ∆H0, lembrando que a variação da entalpia é dada por: ∆H = HPRODUTOS – HREAGENTES.
A entalpia-padrão é importante porque ela serve como padrão de referência. Por exemplo, adotou-se que para todas as substâncias simples nas condições-padrão o valor da entalpia é igual a zero.
Por exemplo, o gás hidrogênio (H2), a 25 ºC, sob 1 atm, no estado gasoso H0= 0. Se ele estiver em qualquer outra condição, a sua entalpia será H0≠ 0.
Quando a substância simples apresenta variedades alotrópicas, o valor H0= 0 será atribuído à variedade alotrópica mais comum. Por exemplo, o oxigênio possui duas formas alotrópicas, a de gás oxigênio (O2) e a de ozônio (O3), o gás oxigênio é o mais comum, portanto, ele possui H0= 0 e o ozônio apresenta H0≠ 0.
Veja mais três exemplos:
· Carbono:
O Cgrafite possui H0= 0 e o Cdiamante apresenta H0≠ 0.
· Fósforo:
O fósforo branco possui H0= 0 e o fósforo vermelho apresenta H0≠ 0.
· Enxofre:
O enxofre rômbico possui H0= 0 e o enxofre monoclínico apresenta H0≠ 0.
Sabendo disso, é possível determinar a entalpia de substâncias que não sejam simples, mas que sejam formadas por substâncias simples. Por exemplo, considere a seguinte reação:
Sn(s) + O2(g) → SnO2(s)                    ∆H = -580 kJ (25ºC, 1 atm)
Podemos calcular a entalpia de SnO2(s) (HSnO2) nessa reação, pois sabemos que as entalpias dos dois reagentes são iguais a zero, pois são substâncias simples:
∆H = HPRODUTOS– HREAGENTES
∆H = HSnO2 – (HSn + HO2)
-580 kJ = HSnO2 – 0
HSnO2= - 580 kJ
O valor deu negativo porque a sua entalpia é menor que a entalpia dos reagentes e não porque o seu conteúdo de energia é negativo, pois isso não seria possível.
Entalpia de Formação
A variação de entalpia envolvida na formação de 1 mol de um produto a partir de substâncias simples, estando todos os reagentes e os produtos em seus estados-padrão, recebe o nome de entalpia-padrão de formação, ou calor-padrão de formação ou simplesmente entalpia de formação.
A entalpia de formação, também denominada entalpia-padrão de formação, ou calor-padrão de formação, é o cálculo do calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão.
É impossível calcular o valor absoluto das entalpias de cada substância, mas é possível calcular a variação da entalpia que ocorre na reação, por meio de um calorímetro.
É preciso lembrar que se convencionou adotar o valor da entalpia igual a zero para as substâncias simples no estado padrão. Dessa forma, se quisermos descobrir qual é a entalpia de formação de uma substância é só saber o valor da entalpia da reação de formação dela a partir de substâncias simples.
Por exemplo: queremos descobrir a entalpia de 18 gramas de água, que corresponde a 1 mol, pois sua massa molar é de 18 g /mol. Para tal, precisamos primeiro da reação de formação da água a partir de substâncias simples, conforme mostrado abaixo:
Observe que o valor da variação da entalpia que houve nessa reação foi determinado experimentalmente por meio de um calorímetro e é igual a -286 kJ/mol.
A fórmula que calcula essa variação de entalpia (ΔH) é:
ΔH = HProdutos – HReagentes
Assim, visto que já sabemos o valor de ΔH e que a entalpia dos reagentes é igual a zero (pois são substâncias simples no estado padrão), podemos, então, concluir que o valor da entalpia de 1 mol de água é igual à variação de entalpia da reação de formação, já que ela é o único produto dessa reação, conforme mostrado abaixo:
ΔH = HProdutos – HReagentes
-286 kJ/mol = HH2O – (HH2 + H1/2 O2)
-286 kJ/mol = HH2O – 0
HH2O = - 286 kJ/mol
Esse tipo de entalpia, conseguido a partir da entalpia das substâncias simples no estado padrão é, portanto, a entalpia padrão de formação (ΔH0).
Agora, existem muitas substâncias que não são formadas diretamente por uma única reação, como é o caso da água. Nesses casos, a entalpia de formação pode ser calculada a partir da variação de entalpia da reação.
Por exemplo, o NH4Cl é formado pela seguinte reação:
NH3 + HCl → NH4Cl   ΔH = -176 kJ/mol
Observe que nenhum dos reagentes é uma substância simples, portanto, não podemos atribuir a eles a entalpia igual a zero. Precisamos saber as entalpias de formação de cada um dos reagentes, pois esses sim são formados por reações entre substâncias simples:
NH3 : ΔH = -46 kJ/mol
HCl : ΔH = -92,4 kJ/mol
Somando essas duas entalpias, obtemos o valor da entalpia dos reagentes e podemos descobrir a entalpia do NH4Cl:
HR = HNH3 + HHCl
HR = (-46 + (-92,4) kJ/mol)
HR = -138,4 kJ/mol
Substituindo na fórmula:
ΔH = HProdutos – HReagentes
-176 = HNH4Cl - ( -138,4)
HNH4Cl = - 176 - 138,4
HNH4Cl = -314,4 kJ/mol
Nesse caso, somamos diretamente os valores das entalpias de formação dos reagentes porque a proporção da reação era de apenas 1 mol. No entanto, se em outras reações a quantidade de mols for diferente, será necessário primeiro multiplicar a entalpia de formação do reagente pelo número de mols.
Abaixo segue uma tabela com a entalpia padrão de formação de algumas substâncias a 25 °C e 1 atm:
 
Lista de Exercícios
Questão 1
Identifique a reação que define a variação da entalpia-padrão de formação:
a) 2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g)
b) C(diamante) + O2(g) → CO2(g)
c) C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
d) CaO(s) + 3 CO2(g) → CaCO3(g)
e) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Questão 2
Do conjunto de substâncias abaixo, quais devem ter entalpia-padrão de formação (∆H0f) igual a zero:
a) água líquida.
b) nitrogênio gasoso.
c) oxigênio gasoso.
d) grafita.
e) diamante.
Questão 3
(PUC-MG) Sendo o ΔH de formação do óxido de cobre II igual a –37,6 kcal/mol e o ΔH de
formação do óxido de cobre I igual a –40,4 kcal/mol, o ΔH da reação:
Cu2O(s) + 1/2 O2(g) → 2 CuO(s)
será:
a) –34,8 kcal.
b) –115,6 kcal
c) –5,6 kcal.
d) +115,6 kcal.
e) +34,8 kcal
Questão 4
(UNI-RIO) Os romanos utilizavam CaO como argamassa nas construções rochosas. O CaO era misturado com água, produzindo Ca(OH)2, que reagia lentamente com o CO2‚ atmosférico, dando calcário:
Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(g)
A partir dos dados da tabela anterior, a variação de entalpia da reação, em kJ/mol, será igual a:
a)138,2
b) - 69,1
c)-2828,3
d)+ 69,1
e)-220,8
 
LEI DE HESS - CÁLCULO USANDO DIAGRAMA 
A Lei de Hess permite calcular a variação da entalpia, que é a quantidade de energia presente nas substâncias após sofrerem reações químicas. Isso porque não é possível medir a entalpia em si, mas sim a sua variação.
Como a Lei de Hess pode ser calculada?
A variação da entalpia pode ser calculada subtraindo a entalpia inicial (antes da reação) da entalpia final (depois da reação):
ΔH = Hf – Hi
Outra forma de calcular é através da soma das entalpias em cada uma das reações intermediárias. Independente do número e tipo das reações.
ΔH = ΔH1 + ΔH2
Uma vez que esse cálculo considera apenas os valores inicial e final, conclui-se que a energia intermédia não influencia no resultado da sua variação.
 
Você também deve saber que a Lei de Hess pode ser calculada como uma equação matemática. Para isso, é possível realizar as seguintes ações:
· Inverter a reação química, nesse caso o sinal do ΔH também deve ser invertido;
· Multiplicar a equação, o valor do ΔH também deve ser multiplicado;
· Dividir a equação, o valor do ΔH também deve ser dividido.
· 
Diagrama de entalpia
A Lei de Hess também pode ser visualizada através de diagramas de energia:
O diagrama acima mostra os níveis de entalpia. Nesse caso, as reações sofridas são endotérmicas, ou seja, há absorção de energia.
ΔH1 é a variação de entalpia que acontece de A para B. Suponhamos que ela seja 122 kj.
ΔH2 é a variação de entalpia que acontece de B para C. Suponhamos que ela seja 224 kj.
ΔH3 é a variação de entalpia que acontece de A para C.
Assim, nos importa saber o valor de ΔH3, pois corresponde à variação de entalpia da reação de A para C.
Podemos descobrir o valor de ΔH3, a partir da soma da entalpia em cada uma das reações:
ΔH3 = ΔH1 + ΔH2
ΔH3 = 122 kj + 224 kj
ΔH3 = 346 kj
Ou ΔH = Hf – Hi
ΔH = 346 kj – 122 kj
ΔH = 224 kj
Exercício de vestibular: Resolvido passo a passo
1. (Fuvest-SP) Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:
N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização do NO2 será igual a:
2 NO2(g) → 1 N2O4(g)
a) –58,0 kJ b) +58,0 kJ c) –77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 kJ
Resolução:
Passo 1: Inverter a primeira equação. Isso porque o NO2(g) precisa passar para o lado dos reagentes, conforme a equação global. Lembre-se que ao inverter a reação o ∆H1 também inverte o sinal, passando para negativo.
A segunda equação é conservada.
2 NO2(g) → N2(g) + 2 O2(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Passo 2: Observe que N2(g) aparece nos produtos e reagentes e o mesmo acontece com 2 mol de O2(g).
2 NO2(g) → N2(g)+ 2 O2(g)∆H1 = - 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Assim, eles podem ser cancelados resultando na seguinte equação:
2 NO2(g) → N2O4(g).
Passo 3: Você pode observar que chegamos a equação global. Agora devemos somar as equações.
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = - 58 kJ ⇒ Alternativa A
Pelo valor negativo de ∆H também sabemos que trata-se de uma reação exotérmica, com liberação de calor.
Exercícios
1. (UDESC-2012) O gás metano pode ser utilizado como combustível, como mostra a equação 1:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
Utilizando as equaçõestermoquímicas abaixo, que julga necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de entalpia da equação 1.
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ΔH = 131,3 kJ mol-1
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = – 283,0 kJ mol-1
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = – 241,8 kJ mol-1
C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = – 74,8 kJ mol-1
O valor da entalpia da equação 1, em kJ, é:
a) - 704,6
b) - 725,4
c) - 802,3
d) - 524,8
e) - 110,5
2. (UNEMAT-2009) A Lei de Hess tem importância fundamental no estudo da Termoquímica e pode ser enunciada como “a variação da entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação”. Uma das consequências da Lei de Hess é que as equações termoquímicas podem ter tratamento algébrico.
Dadas as equações:
C (grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH1 = -393,3 kj
C (diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH2 = -395,2 kj
Com base nas informações acima, calcule a variação de entalpia da transformação do carbono grafite em carbono diamante e assinale a alternativa correta.
a) -788,5 kj
b) +1,9 kj
c) +788,5 kj
d) -1,9 kj
e) +98,1 kj
	
	Disciplina: QUÍMICA 
	Série/turma: 
	
	Professor: DONIZETE VALENTIM VIEIRA DO PRADO
	
	Data/Período: 31/05/2021 à 02/07/2021
	
	Estudante: 
	OBS. Esta lista de exercícios deverá ser devolvida quando você for pegar a próxima apostila.
1° SEMANA
2° SEMANA
3° SEMANA
4° SEMANA
	
 5° SEMANA
 
______________________________________________________________________________________________ APOSTILA 5 – QUÍMICA 2° ANO – PROF. DONIZETE – CTPM XII