G2 - 2 - Termodinâmica parte 2

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14/10/2020 
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Sumário 
Entalpia 
 
Lei de Hess 
 
Exercícios 
Objetivo: 
- Usar dados calorimétricos para obter valores de ΔU e ΔH para reações 
 químicas. 
- Explicar lei de Hess. 
- Calcular ΔH° para as reações químicas a partir de dados tabelados. 
Referência: 
Cap. 6.9, 6.12 a 6.19 - Princípios de Química “Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente” – Peter Atkins e Loretta Jones. 
Entalpia (H) 
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 Para quantificar o fluxo de calor (variação de 
energia) para dentro ou para fora de um sistema a 
química utiliza o conceito de entalpia, (H), que é 
uma função de estado, à pressão constante. 
 
H = U + PV 
 
Onde U, P e V são a energia interna, pressão e o volume do 
sistema. 
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Profa. Cristiane Portella 
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H = U + PV 
H1 = U1 + P1xV1 
H2 = U2 + P2xV2 
H2 – H1 = (U2 + P2xV2) – (U1 + P1xV1) 
H2 – H1 =(U2 – U1) + (P2xV2 – P1xV1) 
H = U + (PV) 
H = U + P V 
Entalpia é uma função de estado: 
Variação de Entalpia (H) 
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Suponhamos que uma mudança em um sistema ocorra a 
pressão constante, que durante a mudança a energia interna 
varie U e o volume V. A variação de entalpia será: 
H = U + PV 
Usamos agora a primeira Lei ΔU = q + w então, 
H = q + w + PV 
Neste ponto usamos a expressão para trabalho de expansão 
w = - Pext V) 
H = q + - Pext V + PV 
Quando P = Pexterna (sistema aberto à atmosfera): 
À pressão constante  ΔH = q 
Entalpia é uma media da energia de um sistema que 
está disponível como calor à pressão constante. 
 
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Quando transferimos 
energia a um sistema à 
P cte como calor, a H do 
sistema aumenta 
 
Quando a energia deixa 
um sistema a P 
constante, como calor, a 
H do sistema diminui 
 
SISTEMA 
Se uma reação endotérmica absorve 
100 kJ de calor, H = + 100 kJ. 
Qd uma reação libera 208 kJ de 
calor, H = - 208 kJ. 
Variação de Entalpia (H) 
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Reação 
 Exotérmica 
Reação 
Endotérmica 
Absorve Calor Libera Calor 
Processo Endotémico: ΔH > 0 Processo Exotémico: ΔH < 0 
Variação de Entalpia (H) 
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Exercício 
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1) Em uma certa reação exotérmica à pressão constante, 
50 kJ de calor deixam o sistema e 20 kJ de energia deixam 
o sistema como trabalho de expansão para deixar espaço 
para os produtos. Quais os valores, para este processo, de: 
a)ΔH 
b)ΔU 
Resp.: 
a) -50 kJ 
b) -70 kJ 
Entalpia de Mudança de Fase 
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 Como a transição de fase ocorre a pressão constante, podemos 
identificar o calor medido com a mudança na entalpia da substância. 
Entalpia de Vaporização (ΔHvap): 
 Entre os estados de vapor e líquido. 
 ΔHvap = Hvapor – Hlíquido 
Entalpia de Fusão (ΔHfus): 
 Entre os estados de líquido e sólido. 
ΔHfus = Hlíquido – Hsólido 
Entalpia de Congelamento (ΔHcong): 
 Entre os estados de sólido e líquido. 
ΔHcong = Hsólido – Hlíquido 
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 Entalpia de Mudança de Fase 
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A quantidade de calor liberada no congelamento = a 
absorvida na fusão. 
 
Em geral para obter a H para o inverso de qualquer 
processo, tomamos o valor negativo da H para o processo 
direto: 
 
ΔH (processo inverso) = - ΔH (processo direto) 
 
Ex: A Hvap do mercúrio é 59 kJ mol
-1 em seu ponto de 
ebulição, imediatamente podemos saber que a Hcond 
quando o vapor de mercúrio condensa aquela temperatura é 
de - 59 kJ mol-1. 
 Entalpia de Mudança de Fase 
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Variações de entalpia podem ser adicionadas para obter um 
valor para o processo inteiro. 
 
 
Entalpia de Sublimação (ΔHsub): 
Entre os estados sólido → gasoso 
ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap 
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 Entalpia de Reação 
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A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do ΔH 
é diretamente proporcional à quantidade): 
 
Equação termoquímica: 
 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -890 kJ 
 
2CH4(g) + 4 O2(g) → 2CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = -1780 kJ 
 
 
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 Entalpia de Reação 
 O valor da entalpia é proporcional à quantidade de produtos e 
reagentes. 
 
 De modo geral: 
 
A + 2B  2C + 3D 
 
H.r = (2 Hfc + 3 HfD) - (H.fA..+ 2 H.fB).......... 
 
Hr = n HfProdutos - n HfReagentes 
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Exercício 
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2) Quando 0,113 g de benzeno, C6H6, queimam em excesso de 
oxigênio em um calorímetro, calibrado a pressão constante, 
com capacidade calorífica de 551 J °C-1, a temperatura do 
calorímetro aumenta 8,60 °C. Calcule a entalpia, em quilojoule, 
da reação e escreva a correspondente equação termoquímica 
para: 
 
2 C6H6(l) + 15 O2(g)  12 CO2(g) + 6 H2O(l) 
 
Dados: M(C6H6) = 78,12 g mol
-1 
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Exercício 
3) Uma amostra de benzeno, C6H6, foi aquecida até seu ponto 
de ebulição (80 °C). O aquecimento continuou até que 28 kJ 
fossem fornecidos; como resultado 71 g de benzeno foi 
vaporizado. Qual é a entalpia de vaporização para 1,0 mol em 
seu ponto de ebulição? 
M(C6H6) = 78,12 g mol
-1 
R: 31 KJ 
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Relação entre H e U 
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 Para gases ideais: 
 H = U + PV (PV = nRT) 
H = U + PV 
H = U + nRT 
 
Onde n é a variação no número de mols do gás na 
reação (positiva para formação de gás, negativa para 
o consumo de gás). R = 8,3145 JK-1 mol-1 
 
Ex: A(s) + 6B(g) -> 6C(g) + 6D(g) 
n = 12 – 6 = 6 
 
 
 
4) Um calorímetro a volume constante mostrou a perda 
de calor que acompanha a combustão de 1,000 mol de 
moléculas de glicose na reação: 
 C6H12O6(s) + 6O2(g) -> 6CO2(g) + 6H2O(g), o U = -2.559 kJ a 
298 K. 
Qual a variação na entalpia para a mesma reação? 
 
Dados: R = 8,3145 JK-1 mol-1 
H = - 2.544.134 J = - 2,544 x 103 kJ 
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Exercício 
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 Entalpia-padrão de Reação 
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O calor liberado ou absorvido depende do estado físico dos 
reagentes e dos produtos. 
 
 
 
 Entalpia padrão de Reação 
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Entalpias padrão de reação se referem as reações nas 
quais os reagente e os produtos estão em seus 
estados padrão 
(puro e a pressão de 1 bar ≈1 atm para gases e 
1 mol L-1 para soluções), 
normalmente tabelados a temperatura de 25 °C = 298,15 K. 
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Entalpia padrão de Combustão (ΔH°c) 
 
 
É a variação na entalpia por mol de uma substância que é queimada em 
uma reação de combustão sob condições padrão. 
 
C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔH°c = - 94 kcal mol
-1 
 
 
 
Entalpias padrão de Formação (ΔH°f) 
 
É a entalpia de reação para a formação de uma substância a partir de 
seus elementos na sua forma mais estável. 
 
C(grafite) + O2(g) ⇒ CO2(g) ΔH° f = - 393,3 kJ mol
-1 
Lei de Hess 
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A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação 
nos passos em que a reação pode ser dividida. 
A Lei de Hess se aplica mesmo se as reações intermediárias, 
ou a reação total, não possam, de fato, ser realizadas. 
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Lei de Hess 
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5) Consideremos a síntese do propano, C3H8, um gás usado 
como combustível em acampamentos: 
3 C(s) + 4 H2(g)  C3H8(g) 
É difícil medir a variação de entalpia desta reação. Entretanto, 
entalpias de reações de combustão são mais fáceis de medir. 
Temos os seguintes dados experimentais: 
a) C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH° = -2220 kJ 
b) C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔH° = -394 kJ 
c) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) ΔH° = -286 kJ 
 
Lei de Hess 
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6) Gasolina, que contém octano, C8H18, como um 
componente, pode queimar a monóxido de carbono, CO, se o 
fornecimento de ar for restrito. Obtenha a entalpia padrão de 
reação para a combustão incompleta do octano líquido no ar a 
monóxido de carbono e água líquida a partir das entalpias 
padrão de reação para a combustão do octano e monóxido de 
carbono: 
2 C8H18(l) + 25 O2(g)  16 CO2(g) + 18 H2O(l) ΔH° = -10942 kJ 
2 CO (g) + O2(g)  2CO2(g) ΔH° = -566,0 kJ 
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7) Considere a reação abaixo: 
6(NH2)2CO(s) → C3H6N6(s) + 3CO2(g) + 6NH3(g) ΔH = 469,4 kJ 
Calcule a variaçãode energia interna, em kJ, envolvido na 
produção de 1,00 mol de melamina, C3H6N6, a 550 K e 
pressão constante. 
Considere que CO2 e NH3 comportam-se como gases ideais. 
R.: 428,2 kJ mol-1 
 
Exercício 
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