Questão 1 Show
(UEL-PR) I. C(graf) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = -74,5 KJ/mol II. C(graf) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393,3 KJ/mol III. H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ΔH = -285,8 KJ/mol IV. C(s) → C(g) ΔH = +715,5 KJ/mol V. 6C(graf) + 3H2(g) → C6H6(l) ΔH = + 48,9 KJ/mol Dentre as equações citadas, têm ΔH representando ao mesmo tempo calor de formação e calor de combustão: a) I e II b) II e III c) III e IV d) III e V e) IV e V Questão 2 (GF - RJ) Considere a afirmativa: "A combustão de 1 mol de álcool etílico, produzindo CO2 e H2O, libera 325 Kcal." A equação química que corresponde a essa afirmativa é: a) C2H6(l) + 15/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH = -325kcal b) C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -325kcal c) C2H6O2(l) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH = +325kcal d) C2H6(l) + 15/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) ΔH = +325kcal e) C2H4(l) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -325kcal Respostas Resposta Questão 1 Letra b). Uma equação de combustão é aquela em que o combustível reage com o gás oxigênio (O2), produzindo gás carbônico (CO2) e água (H2O), ou apenas um deles. Já uma equação de formação é aquela em que, nos reagentes, há a presença de apenas substâncias simples (formadas por um único elemento químico). Resposta Questão 2 Letra b). Uma equação de combustão é aquela em que o combustível reage com o gás oxigênio (O2), produzindo gás carbônico (CO2) e água (H2O). Como o exercício informou que o etanol sofrerá a combustão, trata-se de um composto com dois átomos de carbono (et) e apenas um átomo de oxigênio (ol). Resposta Questão 3 Letra c). Para determinar o valor da variação da entalpia, devemos inicialmente montar e balancear a equação de combustão do monóxido de carbono (CO), na qual ele e o oxigênio (O2) são os reagentes, e o gás carbônico (CO2) é o produto: CO(g) + 1/2 O2(g) ↓ CO2(g) Em seguida, basta utilizar os valores fornecidos, multiplicados pelos seus respectivos coeficientes do balanceamento, na expressão para o cálculo da variação da entalpia abaixo: Obs.: A entalpia do gás oxigênio tem valor zero, por ser a substância simples (alótropo) mais estável do elemento oxigênio. ΔH = Hp-Hr ΔH = 1.(–393,5)-[1.(–110,5) + 0,5. (0)] ΔH = –393,5 - [–110,5] ΔH = –393,5 + 110,5 ΔH = –393,5 - [–110,5] ΔH = –283 KJ Como o ΔH encontrado é negativo, logo o processo é exotérmico. Resposta Questão 4 Letra e). Analisando a equação fornecida, verificamos a presença de gás oxigênio nos reagentes e a formação de água, características de uma reação de combustão. Essa reação sempre ocorre com liberação de energia. As reações químicas (rearranjos de átomos) ocorrem em nosso cotidiano e envolvem perda ou ganho de calor (energia), como o cozimento dos alimentos, a fotossíntese realizada pelas plantas ou quando detonamos um explosivo. Esses exemplos são reações que absorvem energia.As reações que liberam energia também ocorrem em nosso dia a dia, como a queima de carvão e da vela, a queima da gasolina no carro ou a reação química em uma pilha. Então venha estudar conosco termoquímica e entalpia para se preparar para a prova de Química do Enem! O que é entalpia?A termoquímica estuda as quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. Ela também é observada na transferência de energia em alguns fenômenos físicos, como nas mudanças de estados físicos. O calor é uma energia em movimento, sendo uma das formas de energia mais conhecida. Nas reações químicas, pode ocorrer absorção ou liberação de energia. A transferência de calor é feita do corpo que tem a temperatura mais alta para aquele que tem a temperatura mais baixa. Em uma reação, a energia armazenada proveniente da interação das ligações químicas dos reagentes transformando-se em produtos, é chamada de entalpia (H). Para calcular a variação de entalpia em uma certa reação química, deve-se realizar a diferença entre a entalpia dos produtos e dos reagentes. Calor liberado ou absorvido em uma reaçãoJá o calor de uma reação corresponde ao calor liberado ou absorvido nesta mesma reação, e é representado por ΔH. A + B → C + D (Reagentes) → (Produtos) ΔH = Hfinal – Hinicial Ou seja ΔH = Hprodutos – Hreagentes A unidade de medida mais utilizada para representar o calor é a caloria (cal), porém, no Sistema Internacional (SI), usamos o Joule. Assim, podemos usar como unidade de referência: 1 cal = 4,18J (Joules) 1 kcal = 1000 cal (calorias) Reações endotérmicasEm uma reação química quando há absorção de energia na forma de calor, essa reação é denominada endotérmica. A + B + calor → C + D (Hr = entalpia dos reagentes) → (Hp = entalpia dos produtos) A energia total se conserva do primeiro para o segundo membro de qualquer reação química. Em uma reação endotérmica, a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes, pois uma quantidade de energia foi absorvida na forma de calor pelos reagentes, ficando contida nos produtos. Assim, temos: Hr < Hp ΔH = Hprodutos – Hreagentes Uma vez que a Entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes, o ΔH será maior que zero. Assim ΔH > 0. Imagem 1: Gráfico mostrando a diferença de Entalpia entre os reagentes e os produtos. Como Hproduto é maior que Hreagente, o ΔH será positivo.ExemploComo exemplo de equação endotérmica (representa a reação química) podemos ter: ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ΔH = + 90 KJ/mol ½ N2(g) + ½ O2(g) + 90 KJ → NO(g) ½ N2 (g) + ½ O2(g) → NO(g) – 90 KJ Como exemplo de reação endotérmica em nosso cotidiano podemos citar a gordura corporal que não é queimada pelo nosso organismo, mas sim absorvida por ele. Outro exemplo acontece quando passamos álcool no corpo, inicialmente ocorre um certo calor, mas se soprarmos o local, sentimos frio, pois o álcool aquece o local e depois é liberado para o ambiente. Outro exemplo de reação endotérmica é a mudança de estado sólido para o líquido e do estado líquido para o estado gasoso. Reações exotérmicasQuando uma reação química libera energia na forma de calor, ela é denominada exotérmica. A + B → C + D + calor (Hr) → (Hp) A entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes, pois uma parte da energia que estava contida nos reagentes foi liberada na forma de calor, quando eles se transformaram em produtos. Hr > Hp ΔH = Hp – Hr Portanto, ΔH < 0. Imagem 2: Gráfico mostrando a diferença de Entalpia entre os reagentes e os produtos. Como Hreagente é maior que Hproduto, o ΔH será negativo. Fonte: mundoeducacao.com.brExemploComo exemplo de reação exotérmica podemos ter: C(graf) + O2(g) → CO2(g) ΔH = – 394 KJ/mol C(graf) + O2(g) → CO2(g) + 394 KJ (libera calor) C(graf) + O2(g) – 394 kj → CO2 Numa reação exotérmica, temos uma sensação de aquecimento. Como por exemplo, em um acampamento, as pessoas ficam junto de uma fogueira para que o calor liberado pelas chamas aqueça todos. Outro exemplo de reação exotérmica é a mudança do estado gasoso para o líquido e do estado líquido para o estado sólido. Para entender as transformações físicas e suas respectivas reações: reação exotérmica ← (libera calor do gasoso para líquido e do líquido para o sólido) H2O (sólido) ——- H2O (líquido) ———- H2O (gasoso) reação endotérmica → (absorve calor de sólido para líquido e de líquido para gasoso) Tipos de entalpiaEntalpia de FormaçãoA entalpia de formação (Hº) é a energia (calor) da reação quando forma 1 mol de substância a partir das substâncias simples. Ou seja, representa o calor que foi liberado ou absorvido na reação de formação de 1 mol de certa substância, a partir de substâncias simples no estado padrão (25ºC e 1 atm). Para as substâncias simples no estado padrão, a entalpia de formação (Hfº) é igual a zero. Como exemplo temos: O2(g): H = 0 O3: H ≠ 0 ExemploVamos fazer um exemplo? A reação de formação do ácido sulfúrico a partir de substâncias simples no estado padrão: H2(g) + S(rômbico) + 2 O2(g) → H2SO4 ΔH = – 813,8KJ Como falamos acima, a entalpia padrão será igual a zero: ΔHº = Hprodutos – Hreagentes – 813,8 = HH2SO4 – (HH2 + HS + HO2) – 813,8 = HH2SO4 – 0 HH2SO4 = – 813,8 kj/mol Calcular o valor da entalpia de formação do SO3s): Dados: HºSO3 = – 396 kj/mol S(s) + 3/2 O2(g) → 1 SO3 (g) ΔHº = Hproduto – Hreagente ΔHº = – 396 – (0 + 0) ΔHº = -396 KJ/mol Para entender melhor como calcular a entalpia de formação, veja a videoaula do professor Sobis: Entalpia de combustãoA entalpia de combustão é uma reação exotérmica e representa o calor liberado na reação de combustão de 1 mol de uma substância em presença de gás oxigênio (O2). A combustão completa origina gás carbônico e água. Como no exemplo: 1 C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔHcomb = – 1367 KJ/mol A combustão incompleta produz menos energia e forma o monóxido de carbono (CO), água e carbono fuligem. Como no exemplo: 1 C2H5OH(l) + 2 O2(g) → 2 CO(g) + 3 H2O(l) ΔHcomb= – 801 kj/mol ExemploVamos fazer um exemplo? Calcular o valor da entalpia de combustão do benzeno (C6H6). Dados: C6H6 (g) = + 80 KJ/mol CO2(g) = – 400 KJ/mol H2O(l) = – 240 KJ/mol C6H6 (g) + 15/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔHcomb = ? ΔHcomb = Hp – Hr ΔHcomb = [6.( – 400) + 3. (- 240) ] – (+ 80) + 15/2 . 0 ΔHcomb = – 2400 – 720 – 80 ΔHcomb = – 3200 KJ/mol Entalpia de ligaçãoA entalpia de ligação é a energia absorvida (endotérmica) na quebra de 1 mol de ligação no estado gasoso a 25ºC e 1 atm. H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) H—— H + Cl —– Cl → 2 (H —— Cl) Dados: H —– H = 436 Cl —– Cl = 242 H —– Cl = – 431 ΔH = 436 + 242 + 2(-431) ΔH = 678 + (-862) ΔH= – 184 KJ/mol Entalpia de neutralizaçãoA entalpia de neutralização é o calor liberado (exotérmico) na neutralização entre um ácido e uma base, formando 1 mol de água líquida a partir da reação entre 1 mol de H+ e 1 mol de OH–, considerando o meio a 25ºC e 1 atm. O ΔH é constante, e equivale a – 57,7 KJ/mol. H(aq)+ + OH(aq)– → H2O(l) ΔHneutral+ = – 57,7 kj/mol Lei de HessGermain Henry Hess (1802 – 1850), químico e médico suíço, criou a lei de Hess ou a lei da soma dos calores da reação. Esta lei estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende dos estados inicial e final da reação. ΔH= Hfinal – Hinicial O valor do ΔH de um processo não depende do número de etapas intermediárias e nem do tipo de reação que ocorre em cada etapa do processo. Assim, calcula-se o ΔH de uma reação X (incógnita), pela soma de reações de ΔH conhecidos, cujo resultado seja a reação X. ExemploVamos fazer um exemplo para compreender melhor o anunciado acima: Calcular o valor da variação de entalpia da seguinte reação: equação X: 2C(graf) + 1 O2(g) → 2 CO (g) ΔH =? Dadas as seguintes equações intermediárias: I – 1 C(graft) + 1 O2 (g) → 1 CO2(g) ΔH = – 94,1kcal II – 2 CO(g) + 1 O2 (g) → 2 CO2(g) ΔH = -135,4 kcal Assim, temos 2 reações intermediárias que deverão ser alteradas e por último somadas, para podermos chegar na nossa equação X, e depois calcular o delta H da reação. Etapas para realizar o exercício: a) Na equação X temos como reagente 2 mol de C(graft). O C(graft) aparece na equação I, porém apenas com 1 mol de C(graft). Então, devemos multiplicar toda a equação I por 2 para obter uma reação em que 2 mol C(graft) sofrem combustão completa. Ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor do ΔH dessa reação pelo mesmo número: equação I multiplicada: = 2 C(graft) + 2O2(g) → 2 CO2(g) ΔH = -188,2 kcal b) Na equação X temos como produto: 2 mol de CO(g). Na equação II aparecem 2 mol de CO(g) no reagente. Devemos inverter a equação II para obter uma reação em que se formam 2 mol de CO(g). Ao inverter uma reação termoquímica, deve-se trocar o sinal do ΔH, pois se em determinado sentido a reação libera calor, em sentido contrário, a reação terá de absorver a mesma quantidade de calor que havia liberado e vice-versa. inverso da equação II: 2 CO2(g) → 2 CO(g) + 1 O2(g) ΔH = + 135,4 kcal c) quando tivermos as mesmas quantidades de reagentes e produtos em sentido inverso das reações podemos eliminá-los da reação final. Somando as equações I e II, após as regras citadas, iremos obter a equação X: equação I: 2 C(graft) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ΔH = – 188,2 kcal equação II: 2 CO2(g) → 2 CO(g) + 1 O2(g) ΔH = + 135,4 kcal equação X: 2 C(graft) + 1 O2(g) → 2 CO(g) ΔH = – 52,8 kcal O ΔH da reação X é igual a soma dos valores dos ΔH dessas equações. Resumo sobre a Lei de HessPara melhor entender os procedimentos para realizar exercícios com a Lei de Hess vamos lembrar dos seguintes itens:
Videoaula sobre como calcular a entalpiaExercícios1) (Vunesp-SP-2005)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 esta boca do fogão. Com relação a esses processos, pode-se afirmar 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 2) (Mackenzie-SP)Fe2O3(s) + 3 C(s) + 491,5 KJ → 2 Fe(s) + 3 CO(g) Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, segundo a equação acima, pode-se afirmar que: a) é uma reação endotérmica b) é uma reação exotérmica c) é necessário 1 mol de carbono para cada mol de Fe2O3 (g) transformado d) o número de mols de carbono consumido é diferente do número de mols de CO produzido e) a energia absorvida na transformação de 2 mols de Fe2O3 (s) é igual a 491,5 KJ 3) (UFMS-MS)É correto afirmar que o ΔHº para a reação balanceada: 2 Ag2S(s) + 2 H2O (l) → 4 Ag(s) + 2 H2S (g) + O2 (g) Considerando os respectivos Hº, em KJ/mol, de H2S (g) = – 20,6; de Ag2S (s) = – 32,6; de H2O (l) = – 285,8 será: a) 485,6 kj b) 495,6 kj c) 585,6 kj d) 595,6 kj e) 600,0 kj 4) (UEL-PR-2010)Sobre a reação: C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) Dadas as entalpias de formação de: C3H8 (g) = -24,90 kcal/mol; CO2 (g) = – 94,05 kcal/mol; H2O (l) = – 68,30 kcal/mol. É correto afirmar que o processo é: a) exotérmico e a energia envolvida é -187,25 kcal b) endotérmico e a energia envolvida é 530,45 kcal c) exotérmico e a energia envolvida é – 580,24 kcal d) exotérmico e a energia envolvida é – 530,45 kcal e) endotérmico e a energia envolvida é 580,25 kcal Gabarito:
Sobre o(a) autor(a):Texto elaborado por Roseli Prieto, professora de Química e Biologia da rede estadual de São Paulo. Já atuou em diversas escolas públicas e privadas de Santos (SP). É Gestora Ambiental e Especialista em Planejamento e Gestora de cursos a distância. Compartilhe:Quando a entalpia é maior que zero?Se a entalpia inicial for maior que a final ela será negativa, pois significa que ocorreu uma reação exotérmica, ou seja, houve liberação de calor. Caso a entalpia final seja maior que a inicial ela sempre será positiva, visto que ocorreu uma reação endotérmica, isto é, absorveu calor.
Quando a entalpia é menor que zero Qual o tipo de reação que ocorre?Entalpia de combustão
Toda reação de combustão terá valor de variação de entalpia menor que zero, pois se trata de uma reação que libera calor.
Quando a variação de entalpia é zero?O valor 0 da entalpia é atribuído, por convenção, às substâncias simples em sua forma mais estável. O estado padrão de uma substância simples é a forma física e alotrópica mais abundante em que ela se apresenta à temperatura de 25°C e pressão de 1 atmosfera (atm).
Como saber se a reação é exotérmica ou endotérmica?Resumindo: Nos processos exotérmicos, o sistema perde calor e o ambiente é aquecido; Nos processos endotérmicos, o sistema ganha calor e o ambiente resfria-se.
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