01) LEI DE HESS: o calor que se manifesta numa reação química é o mesmo, quer a reação se dê em uma ou várias etapas, logo o calor absorvido ou liberado em uma reação é constante, dependendo apenas do estado inicial e final dos reagentes e produtos, e não de quaisquer estados intermediários.
A lei de Hess é a particularização mais importante do primeiro princípio da Termodinâmica, sendo uma decorrência direta do fato de a entalpia ser uma função de estado. Em outras palavras, a lei de Hess decorre do fato de que a variação de entalpia de um sistema depende apenas do sistema antes e depois da transformação, e não do caminho percorrido pelo sistema para ir do estado inicial ao estado final.
Os calores de reação são aditivos, da mesma forma que as reações a eles associadas.
Por exemplo é impossível medir com precisão o calor liberado quando carbono é queimado a monóxido de carbono (CO), porque a combustão não pode ser interrompida exatamente no estágio CO.
Podemos medir, entretanto, com precisão, o calor liberado quando carbono queima até dióxido de carbono (392,9 kJ/mol) e também o calor liberado quando o CO queima até CO2 (282,6 kJ/mol).
A variação de entalpia para a queima de C a CO é determinada algebricamente através das duas equações termoquímicas determinadas experimentalmente. Se duas equações químicas são adicionadas ou subtraídas, as variações de entalpia correspondentes podem ser adicionadas ou subtraídas segundo a lei de Hess.
Assim,
1) 1C (grafite) + 1O2(g) => 1CO2(g) ∆Ho = –392,9 kJ/mol
2) 1CO(g) + 1/2O2(g) => 1CO2(g) ∆Ho = –282,6 kJ/mol
Queremos saber o valor da entalpia liberada na queima do monóxido de carbono, que é uma reação intermediária da queima do dióxido de carbono,
Usando a lei da aditividade poderemos somar a reação 1 com a reação 2 invertida e obteremos:
Observe que um mol de CO2 se cancela, pois ocorre formação de um mol de gás carbônico na primeira reação e depois consumo de um mol na segunda invertida e sobrará meio mol de O2 e a reação resultante é a da queima do CO.
∆Ho = –392,9 + 282,6 = –110,3 kJ, ou seja ocorre liberação de 110,3 quilojoules.
(UFRGS 2023) A sudorese é uma das formas usadas por alguns mamíferos
para a manutenção da temperatura corpórea, mediante troca de calor com o
ambiente.
Considerando que a entalpia padrão de formação da água líquida é de -286,6 kJ mol-1 e que a entalpia padrão de formação do vapor d´água é de -242,9 kJ mol-1, assinale a alternativa que apresenta estimativa da energia em forma de calor (em módulo) que um corredor troca com o ambiente quando exala 10 mL de suor (considerar como água pura de densidade 1 g cm-3), o qual evapora.
A) 24,3 kJ. B) 43,7 kJ. C) 134,9 kJ. D) 242,9 kJ. E) 286,6 kJ.
Resolução
Equações químicas dos processos
1) Entalpia padrão de formação da água líquida: H2(g) + ½ O2(g) => H2O(l) ∆H = -286,6 kJ mol-1
2) Entalpia padrão de formação do vapor d’água H2(g) + ½ O2(g) => H2O(g) ∆H = -242,9 kJ mol-1
Suor é formado por água líquida que sofre vaporização
Entalpia padrão de vaporização da água líquida: H2O(l) => H2O(g) ∆H = ?????
Balanço energético
Água líquida é produto na equação 1 e na evaporação faz papel de reagente, logo precisamos inverter sua equação e seu ∆H, ou seja ∆H = +286,6 kJ
Água gasosa ou vapor é produto na equação 2 e na evaporação faz papel de produto, logo seu ∆H não muda de sinal, ou seja ∆H = -242,9 kJ
∆H = +286,6 kJ mol-1 + (-242,9 kJ mol-1) = +286,6 kJ -242,9 kJ = + 43,7 kJ mol-1
18 g ............. 43,7kJ
10 g .............
X
X = 24,3 kJ
Resposta: letra A
02) Considere a reação de combustão de 440 gramas de propano, a 25oC e 1 atm, com liberação de 22.200 kJ e indique respectivamente a massa de propano, em gramas, que deve ser utilizada para se obter 1.110 kJ de calor, nas condições mencionadas, e o valor da variação de entalpia de combustão do propano em KJ/mol.
Resolução do exercício
Relação entre massa de propano e energia envolvida na combustão.
440g ...................... 22.200 kJ
x gramas ............... 1.110 kJ
x = 22gramas de propano
A reação de combustão é sempre exotérmica e o valor da variação de entalpia de combustão é calculado para 1 mol de combustível, neste caso o propano.
Cálculo da massa de 1 mol de propano.
Significado do nome:
PROP: 3 carbonos;
AN: somente ligação simples entre os carbonos;
O(final): hidrocarboneto, ou seja o composto é formado somente por Hidrogênios e Carbonos.
CH3 - CH2 - CH3 = (12 .3) + (1 . 8) = 44g/mol
440g .................. 22.200 kJ
44g ................... y
y = 2.220 kJ liberadas na combustão de 1 mol de propano = 2.220 kJ/mol
Relação entre massa de propano e energia envolvida na combustão.
440g ...................... 22.200 kJ
x gramas ............... 1.110 kJ
x = 22gramas de propano
A reação de combustão é sempre exotérmica e o valor da variação de entalpia de combustão é calculado para 1 mol de combustível, neste caso o propano.
Cálculo da massa de 1 mol de propano.
Significado do nome:
PROP: 3 carbonos;
AN: somente ligação simples entre os carbonos;
O(final): hidrocarboneto, ou seja o composto é formado somente por Hidrogênios e Carbonos.
CH3 - CH2 - CH3 = (12 .3) + (1 . 8) = 44g/mol
440g .................. 22.200 kJ
44g ................... y
y = 2.220 kJ liberadas na combustão de 1 mol de propano = 2.220 kJ/mol
03) O carbeto de tungstênio, WC, é uma substância sólida muito dura e, por esta razão, é utilizada na fabricação de vários tipos de ferramentas. A variação de entalpia da reação de formação do carbeto de tungstênio a partir dos elementos C(grafite) e W(s) é difícil de ser medida diretamente, pois a reação ocorre a 1400ºC.
No entanto, pode-se medir com facilidade os calores de combustão dos elementos C(grafite), W(s) e do carbeto de tungstênio, WC(s):
2W(s) + 3O2(g) => 2 WO3(s) ∆H = –1680,6Kj
C(grafite) + O2(g)=> CO2(g) ∆H = –393,5 Kj
2WC(s) + 5O2(g)=> 2CO2(g)+ 2WO3(s) ∆H = –2391,6 Kj
Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da reação abaixo e concluir se a mesma é endotérmica ou exotérmica:
W(s)+ C(grafite) => WC(s) ∆H = ?
Resumo teórico
2W(s) + 3O2(g) => 2 WO3(s) ∆H = –1680,6Kj
C(grafite) + O2(g)=> CO2(g) ∆H = –393,5 Kj
2WC(s) + 5O2(g)=> 2CO2(g)+ 2WO3(s) ∆H = –2391,6 Kj
Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da reação abaixo e concluir se a mesma é endotérmica ou exotérmica:
W(s)+ C(grafite) => WC(s) ∆H = ?
Resumo teórico
Balanço energético: para calcular o calor de formação do carbeto de tugnstênio (WC) a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes nas equações dadas e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação e combustão para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.
Resolução do exercício
O W(s) esta como reagente na reação intermediária de combustão, na de formação ele aparece também como reagente e a quantidade de dois mols, logo como consequência o valor da energia envolvida deverá ser somente dividida por dois para ficar igual no balanço energético (–1680,6 / 2Kj).
O carbono grafite esta como reagente na reação intermediária de combustão, na de formação ele aparece também como reagente e a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também (–393,5Kj).
O WC(s) esta como reagente na reação intermediária de combustão, na de formação ele aparece como produto e a quantidade é de dois mols e na de formação é de 1mol, logo precisamos inverter a reação e dividir por dois o valor da energia envolvida na reação (+2391,6 / 2 Kj)
∆H = –1680,6 / 2Kj – 393,5Kj + 2391,6 / 2 Kj
∆H = –38 Kj, logo é exotérmica
O W(s) esta como reagente na reação intermediária de combustão, na de formação ele aparece também como reagente e a quantidade de dois mols, logo como consequência o valor da energia envolvida deverá ser somente dividida por dois para ficar igual no balanço energético (–1680,6 / 2Kj).
O carbono grafite esta como reagente na reação intermediária de combustão, na de formação ele aparece também como reagente e a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também (–393,5Kj).
O WC(s) esta como reagente na reação intermediária de combustão, na de formação ele aparece como produto e a quantidade é de dois mols e na de formação é de 1mol, logo precisamos inverter a reação e dividir por dois o valor da energia envolvida na reação (+2391,6 / 2 Kj)
∆H = –1680,6 / 2Kj – 393,5Kj + 2391,6 / 2 Kj
∆H = –38 Kj, logo é exotérmica
04) Na comparação entre combustíveis, um dos aspectos a ser levado em conta é o calor liberado em sua queima, o outro é o preço.
Gasolina e álcool(etanol) têm sido muito usados no Brasil como combustíveis.
A queima de 1,0 L de gasolina libera 31.300 kJ. Sabendo que a densidade do álcool é 0,8 kg/L, calcule a energia liberada por 1,0 L de álcool.
Dados: calor de combustão da gasolina = - 5.110kJ/mol e calor de combustão do etanol = - 1.230kJ/mol
Resumo teórico
Cálculo da massa de álcool a ser queimada.
Leitura de densidade: 0,8Kg/L ; cada litro de álcool tem massa igual a 0,8 quilogramas, logo serão queimados 0,8Kg ou 800 gramas.
Cálculo da energia liberada ao queimar 800 gramas de álcool.
Leitura molar: 1.230kJ/mol: cada mol de álcool ao ser queimado libera 1.230 quilojoules de energia.
Cálculo da massa molar do álcool etílico ou etanol.
ET = 2 carbonos
AN: ligação simples entre carbonos
OL: presença do grupo hidroxila (-OH) na molécula
Fórmula do etanol: CH3CH2OH
Massa molar: (2 .12) + (6 .1) + (1 .16) = 46 gramas/mol
Leitura mássica: 1.230kJ/mol = 1.230kJ/46gramas: ao queimarmos 46 gramas de etanol teremos a liberação de 1.230 quilojoules de energia.
Resolução do exercício
1.230 kJ .................... 46 gramas
x kJ ......................... 800gramas
x = 21.391 kJ
05) Veículos movidos a hidrogênio já estão sendo utilizados há algum tempo. Um dos modos para a estocagem desse combustível é na forma de hidretos metálicos, os quais podem ser reciclados. Hidretos mistos, como FeTiH2 , são especialmente indicados. Quantos litros de gás hidrogênio, nas CNTP, são liberados pela decomposição de 105,7 kg de FeTiH2 e qual é a energia obtida pela combustão completa desse volume de gás ? (Calor de formação da água líquida = - 300 kJ/mol)
Resumo teórico e resolução do exercício
a) Cálculo do volume de gás hidrogênio formado ao decompor 107,5 quilogramas do hidreto.
1 mol de FeTiH2 ao se decompor pode liberar até 1 mol de gás hidrogênio[H2], que nas CNTP corresponde a 22,4 litros.
Massa molar do FeTiH2 = (1 .55,8) + (1 . 48) + (2 . 1) = 107,5 gramas
107,5 Kg de FeTiH2 = 107.500 gramas
107,5 gramas ................... 22,4litros
107.500 gramas ................ x litros
x = 22.400 litros de gás hidrogênio serão formados.
b) Cálculo da energia em quilojoules liberada na queima desse volume de gás hidrogênio formado.
Leitura molar: -300 Kj/mol significa que cada mol ou 22,4 litros de gás hidrogênio usado para produzir 1 mol de água líquida por combustão vai liberar 300 quilojoules.
22,4 litros .................... 300 quilojoules
22.400 litros ................. x quilojoules
x = 300.000 kJ
Resumo teórico
09) São das as equações termoquímicas a 25°C e 1atm
I) 2C2H2(g) + 5O2(g) => 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = – 2602 kJ
II) 2C2H6(g) + 7O2(g) => 4CO2(g) + 6H2O(l) ∆H = – 3124 kJ
III) H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(l) ∆H = – 286 kJ
Aplique a lei de Hess para a determinação da variação de entalpia(∆H) da reação de hidrogenação do acetileno, de acordo com a equação:
C2H2(g) + 2H2(g) => C2H6(g)
Resumo teórico
Obs.: Os dados abaixo foram determinados a 25°C.
1/2N2(g) + 3/2H2(g) => NH3(g) ............................. ∆H = -46,1kJ/mol
1/2N2(g) + 2H2(g) + 1/2Cl2(g) => NH4Cl(s) .............. ∆H = -314,1kJ/mol
NH3(g) + HCl(g) => NH4Cl(s) ................................. ∆H = -176,4kJ/mol
Calcular o calor de formação do ácido clorídrico (HCl).
Balanço energético: para calcular o calor de formação do ácido clorídrico a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações intermediárias para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.
Reação de formação: 1/2H2(g) + 1/2Cl2(g) => 1HCl(g)
O ácido clorídrico esta como reagente na reação intermediária, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação, precisamos da quantidade de um mol e aparece na intermediária com um mol, logo precisamos apenas inverter o valor de energia.
O cloro esta como reagente na reação intermediária e na de formação do ácido clorídrico e as quantidades também são iguais, logo o valor da energia envolvida ficará igual (-314,4kJ/mol)
O gás hidrogênio esta como reagente nas duas reações intermediárias, mas a quantidade necessária é igual a meio mol, que será a diferença entre 2 mols e 3/2 de mol, precisamos inverter a equação de formação da amônia para poder fazer a diferença.
O calor de formação de um mol do ácido clorídrico será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Resolução do exercício
+176 + (+46,1) + ( –324,4) = –92,3kJ/mol
I. Calor de combustão do etanol é – 327,6 kcal
II. Calor de formação da água é – 68,3 kcal
III. Calor de formação do dióxido de carbono é – 94 kcal
Qual o calor de formação do etanol?
Al2O3(s) ........... –1670
C(grafita) + O2(g) => CO2(g) ∆H = – 393,5 kJ/mol
Resumo teórico
O dióxido de carbono na equação onde queremos determinar a variação de entalpia esta sendo produzido e na equação dada também, logo o valor e o sinal da variação de entalpia não muda.
A variação de entalpia será igual a –393,5kJ/mol.
Resumo teórico
(C – H) = 98,8 kcal/mol;
(Cl – Cl) = 58,0 kcal/mol;
(C – Cl) = 78,5 kcal/mol;
(H – Cl) = 103,2 kcal/mol,
A variação de entalpia ou energia do processo é:
CH4(g) + Cl2(g) => CH3Cl(g) + HCl(g)
Resumo teórico
Ou, por proporção:
06) Processo Industrial de obtenção do Ferro Metálico
MINÉRIO + CARVÃO + AR => FERRO METÁLICO + GÁS CARBÔNICO
Reação Global: 2Fe2O3(s) + 6C(s) + 3O2(g) => 4Fe(s) + 6CO2(g)
Calcular a variação de entalpia neste processo.
Reações Intermediárias:
1) C(s) + ½O2(g) => CO(g) + 112,3kJ
2) 3Fe2O3(s) + CO(g) + 401,3kJ => 2Fe3O4(s) + CO2(g)
3) Fe3O4(s) + CO(g) + 3,4kJ => 3FeO(s) + CO2(g)
4) FeO(s) + CO(g) => Fe(s) + CO2(g) + 13,8kJ
1) C(s) + ½O2(g) => CO(g) + 112,3kJ
2) 3Fe2O3(s) + CO(g) + 401,3kJ => 2Fe3O4(s) + CO2(g)
3) Fe3O4(s) + CO(g) + 3,4kJ => 3FeO(s) + CO2(g)
4) FeO(s) + CO(g) => Fe(s) + CO2(g) + 13,8kJ
Resumo teórico
Os valores de energia que aparecem nas equações não são as variações de entalpia, vamos determiná-las abaixo..
Energia somada nos reagentes significa reação absorvendo energia e variação de entalpia positiva.
Energia subtraída nos produtos significa reação liberando energia e variação de entalpia negativa.
1) C(s) + ½O2(g) => CO(g) ∆H = –112,3 kJ
2) 3Fe2O3(s) + CO(g) => 2Fe3O4(s) + CO2(g) ∆H = +401,3 kJ
3) Fe3O4(s) + CO(g)=> 3FeO(s) + CO2(g)
4) FeO(s) + CO(g)=> Fe(s) + CO2(g) ∆H = –13,8 kJ
Energia somada nos reagentes significa reação absorvendo energia e variação de entalpia positiva.
Energia subtraída nos produtos significa reação liberando energia e variação de entalpia negativa.
1) C(s) + ½O2(g) => CO(g) ∆H = –112,3 kJ
2) 3Fe2O3(s) + CO(g) => 2Fe3O4(s) + CO2(g) ∆H = +401,3 kJ
3) Fe3O4(s) + CO(g)=> 3FeO(s) + CO2(g)
4) FeO(s) + CO(g)=> Fe(s) + CO2(g) ∆H = –13,8 kJ
Resolução do exercício
Pela reação global: 2Fe2O3(s) + 6C(s) + 3O2(g)=> 4Fe(s) + 6CO2(g)
Multiplicamos a equação 1 por 6, pois na global precisamos de 6 mols de Carbono.
∆H = –112,3 x 6 kJ
Multiplicamos a equação 2 por 2/3, pois na global precisamos de 2 mols de Fe2O3 como reagente.
∆H = +401,3 x 2/3 kJ
Multiplicamos a equação 3 por 4/3, pois na global precisamos de 4/3 mols de Fe3O4.
∆H = +33,4 x 4/3 kJ
Multiplicamos a equação 4 por 4, pois na global precisamos de 4 mols de FeO.
∆H = –13,8 x 4 kJ
∆H final será a soma das variações de entalpia de cada reação.
∆H = [–112,3 x 6] + [+401,3 x 2/3] + [+33,4 x 4/3] + [–13,8 x 4]
∆H = – 416, 94 kJ
07) 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 liberação ou absorção de quanto de energia?
Dado: a fermentação da glicose (C6H12O6) produz etanol e gás carbônico.
Calor de formação é a energia liberada ou absorvida na formação de um mol da substância, tendo como reagentes substâncias puras simples no seu estado padrão mais estável.
Dado: a fermentação da glicose (C6H12O6) produz etanol e gás carbônico.
Calor de formação é a energia liberada ou absorvida na formação de um mol da substância, tendo como reagentes substâncias puras simples no seu estado padrão mais estável.
1. 6C + 6H2 + 3O2 ==>1C6H12O6 ∆Ho = –302kcal/mol
2. 2C + 3H2 + 1/2O2 ==>1C2H5OH ∆Ho = –66 kcal/mol
3. C + O2 ==>1CO2 ∆Ho = –94kcal/mol
Resumo teórico
A equação para determinar a variação de energia do processo de fermentação é:
C6H12O6 ==> 2C2H5OH + 2CO2
1. precisamos de um mol de glicose como reagente, logo vamos inverter a primeira equação, pois a glicose esta como produto.
2. precisamos de 2 mols de álcool como produto, logo vamos multiplicar a equação 2 por dois, já que aparece somente um mol.
3. precisamos de dois mols de gás carbônico como produto, logo vamos multiplicar a equação 3 por dois.
∆Ho final = +302 + (–66 . 2) + ( –94 . 2) = –18kcal/mol
08) A reação de formação do etanol é definida abaixo.
Analisado a equação global precisamos ter 3 mols de gás Hidrogênio gasoso como reagente, ele aparece como reagente na equação intermediária, mas apenas 1 mol. Precisamos multiplicar por 3 toda a equação e como consequência a variação de entalpia
I) 2C2H2(g) + 5O2(g) => 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = – 2602 kJ
II) 2C2H6(g) + 7O2(g) => 4CO2(g) + 6H2O(l) ∆H = – 3124 kJ
III) H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(l) ∆H = – 286 kJ
Aplique a lei de Hess para a determinação da variação de entalpia(∆H) da reação de hidrogenação do acetileno, de acordo com a equação:
C2H2(g) + 2H2(g) => C2H6(g)
Resumo teórico
Balanço energético: para calcular o calor de hidrogenação do acetileno a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de hidrogenação e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das três equações de combustão para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.
O gás acetileno esta como reagente na reação intermediária de combustão e na de hidrogenação ele aparece como reagente também, mas a quantidade de dois mols que aparece na equação de combustão deve ser convertida para um mol e para isto vamos dividir as quantidades por dois, como consequência o valor da energia envolvida será também dividido por dois (–2602/2) = –1301
O gás hidrogênio esta como reagente na reação intermediária de combustão e quantidade de 1mol, na de hidrogenação ele aparece como reagente, com quantidade igual a 2mols, precisamos multiplicar o valor de sua energia por dois (– 286 x 2) = – 572.
O gás etano (C2H6) aparece como produto da equação de hidrogenação e na quantidade de um mol, na intermediária de combustão aparece como reagente mas quantidade igual a dois mols, logo precisamos trocar o sinal dividir por dois a energia envolvida ne combustão.
Energia envolvida: (+3124/2) = +1562
O calor de hidrogenação de um mol do gás acetileno será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
O gás acetileno esta como reagente na reação intermediária de combustão e na de hidrogenação ele aparece como reagente também, mas a quantidade de dois mols que aparece na equação de combustão deve ser convertida para um mol e para isto vamos dividir as quantidades por dois, como consequência o valor da energia envolvida será também dividido por dois (–2602/2) = –1301
O gás hidrogênio esta como reagente na reação intermediária de combustão e quantidade de 1mol, na de hidrogenação ele aparece como reagente, com quantidade igual a 2mols, precisamos multiplicar o valor de sua energia por dois (– 286 x 2) = – 572.
O gás etano (C2H6) aparece como produto da equação de hidrogenação e na quantidade de um mol, na intermediária de combustão aparece como reagente mas quantidade igual a dois mols, logo precisamos trocar o sinal dividir por dois a energia envolvida ne combustão.
Energia envolvida: (+3124/2) = +1562
O calor de hidrogenação de um mol do gás acetileno será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Resolução do exercício
Energia envolvida = –1301 + (– 572) + ( +1562)
Variação de energia(∆H) = –311kJ
Energia envolvida = –1301 + (– 572) + ( +1562)
Variação de energia(∆H) = –311kJ
10) Determine o calor de formação do HCl(g) em kJ/mol, a partir dos dados abaixo fornecidos:
Obs.: Os dados abaixo foram determinados a 25°C.
1/2N2(g) + 3/2H2(g) => NH3(g) ............................. ∆H = -46,1kJ/mol
1/2N2(g) + 2H2(g) + 1/2Cl2(g) => NH4Cl(s) .............. ∆H = -314,1kJ/mol
NH3(g) + HCl(g) => NH4Cl(s) ................................. ∆H = -176,4kJ/mol
Calcular o calor de formação do ácido clorídrico (HCl).
Resumo teórico
Balanço energético: para calcular o calor de formação do ácido clorídrico a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações intermediárias para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.
Reação de formação: 1/2H2(g) + 1/2Cl2(g) => 1HCl(g)
O ácido clorídrico esta como reagente na reação intermediária, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação, precisamos da quantidade de um mol e aparece na intermediária com um mol, logo precisamos apenas inverter o valor de energia.
O valor da energia envolvida será (+176kJ/mol).
O cloro esta como reagente na reação intermediária e na de formação do ácido clorídrico e as quantidades também são iguais, logo o valor da energia envolvida ficará igual (-314,4kJ/mol)
O gás hidrogênio esta como reagente nas duas reações intermediárias, mas a quantidade necessária é igual a meio mol, que será a diferença entre 2 mols e 3/2 de mol, precisamos inverter a equação de formação da amônia para poder fazer a diferença.
A energia envolvida será igual a (+46,1kJ/mol).
O calor de formação de um mol do ácido clorídrico será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Resolução do exercício
+176 + (+46,1) + ( –324,4) = –92,3kJ/mol
Variação de energia (∆H) = –92,3kJ/mol
11) Dados:
I. Calor de combustão do etanol é – 327,6 kcal
II. Calor de formação da água é – 68,3 kcal
III. Calor de formação do dióxido de carbono é – 94 kcal
Qual o calor de formação do etanol?
Resumo teórico
Calor de formação do etanol: é a energia envolvida na formação de um mol de etanol partindo dos seguintes reagentes: carbono (C), hidrogênio(H2) e oxigênio(O2) como substâncias puras simples mais estáveis.
As equações acima podem ser empregadas na determinação da variação de entalpia da reação:
2C(s)+ 3H2(g)+ 1/2O2(g)=> CH3CH2OH ∆H = ?
Balanço energético: para calcular a variação de energia envolvida na formação do etanol a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação e combustão e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação e combustão para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.
O etanol(CH3CH2OH ) esta como reagente na reação intermediária de combustão de um mol, na de formação ele aparece como produto e um mol, logo precisamos inverter esta equação, mas a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também invertido (+327,6kcal).
O gás hidrogênio(H2) aparece na reação de formação da água como reagente e um mol, na de formação do etanol aparece também como reagente mas 3 mols, logo precisamos multiplicar o valor da energia por 3 (– 68,3 x 3).
O gás oxigênio se repete em todas as reações logo não deve ser analisado.
O carbono(C) esta como reagente na reação intermediária de formação do dióxido de carbono e um mol, na de formação do etanol ele aparece também como reagente mas 2 mols, logo o valor de energia deve ser multiplicado por 2 ( –94 x 2kcal).
A energia envolvida na formação de um mol do etanol será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Resolução do exercício
+327,6 + ( –204,9) + ( –188) = –65,3kcal
Variação de energia(∆H) = –65,3 kcal
Calor de formação do etanol: é a energia envolvida na formação de um mol de etanol partindo dos seguintes reagentes: carbono (C), hidrogênio(H2) e oxigênio(O2) como substâncias puras simples mais estáveis.
As equações acima podem ser empregadas na determinação da variação de entalpia da reação:
2C(s)+ 3H2(g)+ 1/2O2(g)=> CH3CH2OH ∆H = ?
Balanço energético: para calcular a variação de energia envolvida na formação do etanol a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação e combustão e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação e combustão para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.
O etanol(CH3CH2OH ) esta como reagente na reação intermediária de combustão de um mol, na de formação ele aparece como produto e um mol, logo precisamos inverter esta equação, mas a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também invertido (+327,6kcal).
O gás hidrogênio(H2) aparece na reação de formação da água como reagente e um mol, na de formação do etanol aparece também como reagente mas 3 mols, logo precisamos multiplicar o valor da energia por 3 (– 68,3 x 3).
O gás oxigênio se repete em todas as reações logo não deve ser analisado.
O carbono(C) esta como reagente na reação intermediária de formação do dióxido de carbono e um mol, na de formação do etanol ele aparece também como reagente mas 2 mols, logo o valor de energia deve ser multiplicado por 2 ( –94 x 2kcal).
A energia envolvida na formação de um mol do etanol será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Resolução do exercício
+327,6 + ( –204,9) + ( –188) = –65,3kcal
Variação de energia(∆H) = –65,3 kcal
12) Calcular a variação de entalpia da reação:
2H2S(g) + 1O2(g) => 2S(s) + 2H2O(l)
Dadas as reações com sua variações de entalpia
2H2S(g) + 3O2(g) => 2SO2(g) + 2H2O(l)
3S(s) + 2H2O(l) => 2H2S(s) + SO2(g) ∆H = +233 kJ
Resumo teórico
Precisamos achar um artifício matemático (inversão, multiplicação ou divisão) para ao somar as reações dar como resultado a reação que temos por objetivo calcular o ∆H.
O detalhe desta questão é que vai dar valores dos coeficientes múltiplos dos coeficientes solicitados, logo no final teremos que dividir o ∆H encontrado por este múltiplo.
Reescrevendo a primeira, invertendo a segunda multiplicada por dois e
depois dividindo por 3 teremos a reação solicitada, veja abaixo.
Resolução do exercício
2 H2S(g) + 3 O2(g) =>2 SO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = -1124 kJ
2 . 2H2S(s)+ 2 . 1 SO2(g) => 2 . 3 S(s) 2 . 2 H2O(l) ∆H = - (2 .233) kJ = - 466 kJ
Somando elas teremos
6 H2S(g) + 3 O2(g) => 6 S(s) + 6 H2O(l) ∆H = - 1590 kJ
Os dióxidos de enxofre se anularam!
Dividindo por 3 teremos
2H2S(g) + 1O2(g) => 2S(s) + 2H2O(l) ∆H = - 1590 / 3 = - 530 kJ
13) Dadas as entalpias de formação das substâncias abaixo:
Al2O3(s) ........... –1670
MgO(s) ............. – 604
Calcular a variação da entalpia da reação representada por:
3MgO(s) + 2Al(s) => 3Mg(s) + Al2O3(s)
Resumo teórico
Entalpia de formação: é a energia envolvida na formação de um mol de um produto apenas, onde os reagentes são substâncias puras simples no seu estado alotrópico mais estável, que constituem o produto.
As duas substâncias fornecidas e suas entalpias representam a equação de formação, logo elas serão produtos nestas equações e quantidades iguais a um mol.
Se examinarmos a reação cuja variação de entalpia é solicitada o MgO tem que ser reagente e quantidade igual a 3 mols, como na de formação ele esta 1 mol como produto precisamos inverter o sinal da variação de entalpia e multiplicar por 3.
E o Al2O3 tem que estar como produto e quantidade igual a 1 mol, igual ao equação de formação, logo o sinal da sua entalpia e a quantidade não precisa mudar.
A variação de entalpia da reação desejada é o balanço energético das duas reações dadas, ou seja somamos a variação do MgO com sinal positivo e multiplicada por três com a variação do Al2O3 com sinal negativo e teremos.
Resolução do exercício
Variação de entalpia (∆H) = 1812 + ( –1670) = 142 kJ
Resolução do exercício
Variação de entalpia (∆H) = 1812 + ( –1670) = 142 kJ
14) Calcula-se que na reação: C(diamante) + O2(g) => CO2(g) a variação de entalpia, em kJ/mol, vale
Dadas as reações intermediárias abaixo:
C(grafita) => C(diamante) ∆H = + 1,9 kJ/mol
Dadas as reações intermediárias abaixo:
C(grafita) => C(diamante) ∆H = + 1,9 kJ/mol
C(grafita) + O2(g) => CO2(g) ∆H = – 393,5 kJ/mol
Resumo teórico
Observe que na equação onde queremos calcular a variação de entalpia o carbono diamante esta como reagente e na equação dada esta como produto, logo teremos que inverter esta equação e como consequência o sinal da variação de entalpia.
A variação de entalpia será igual a –1,9kJ/mol.
A variação de entalpia será igual a –1,9kJ/mol.
O dióxido de carbono na equação onde queremos determinar a variação de entalpia esta sendo produzido e na equação dada também, logo o valor e o sinal da variação de entalpia não muda.
A variação de entalpia será igual a –393,5kJ/mol.
Balanço energético ou variação de entalpia de uma reação se refere a soma das energias, absorvidas e liberadas, envolvidas nas reações intermediárias.
Resolução do exercício
Variação de entalpia(∆H) = –1,9 + (–393,5) = – 395,4kJ/mol
Resolução do exercício
Variação de entalpia(∆H) = –1,9 + (–393,5) = – 395,4kJ/mol
15) São dadas as reações:
C(s) + 2H2(g) => CH4(g) ................... ∆H = – 20,3 kcal
H2(g) + Cl2(g) => 2HCl(g) ................. ∆H = – 22,0 kcal
C(s) + 2Cl2(g) => CCl4(l) ................. ∆H = – 33,3 kcal
Essas equações podem ser empregadas na determinação da variação de entalpia da reação:
CH4(g) + 4Cl2(g) => CCl4(l) + 4HCl(g) .............. ∆H = ?
Balanço energético: para calcular a variação de energia envolvida na cloração do gás metano a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação de cloração solicitada.
O metano (CH4) esta como produto na reação intermediária de formação de um mol, na de cloração ele aparece como reagente e um mol, logo precisamos inverter esta equação, mas a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também invertido (+20,3kcal).
O gás cloro (Cl2) aparece na reação de cloração se repete em duas reações intemediárias, logo não precisamos analisar.
O tetracloreto de carbono (CCl4) esta como produto na reação intermediária de formação e na de cloração do gás metano ele aparece também como produto, sendo as quantidades iguais, um mol, logo o valor de energia fica o mesmo (– 33,0kcal).
O gás clorídrico (HCl) esta como produto na reação intermediária de formação e quantidade de 1mol, na de cloração ela aparece como produto, com quantidade igual a 4mols, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 4 (– 22 x 4 = – 88kcal).
O calor envolvido na cloração de um mol do gás metano será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
+20,3 + ( –33) + ( –88) = – 100,7 quilocalorias
Variação de energia(∆H) = – 100,7 kcal
16) Conhecendo as reações:
CH4(g) + 2O2(g) => CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = – 212 kcal
C(s) + 1/2O2(g) => CO(g) ∆H = – 94 kcal
H2(g) + 1/2O2(g) => H2O(l) ∆H = – 68 kcal
A entalpia de formação do gás metano será igual a: C(s) + 2H2(g) => CH4(g)
Resumo teórico
Balanço energético: para calcular o calor de formação do metano a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de formação, de combustão e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação e combustão para que no final reagente seja reagente e produto seja produto e em quantidades iguais a equação solicitada.
O metano esta como reagente na reação intermediária de combustão, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação, mas a quantidade de um mol é igual, logo como consequência o valor da energia envolvida será também invertido (+212kcal).
O carbono esta como reagente na reação intermediária de combustão e na de formação do gás metano ele aparece também como reagente, sendo as quantidades iguais, um mol, logo o valor de energia fica o mesmo (– 94kcal).
O gás hidrogênio esta como reagente na reação intermediária de combustão e quantidade de 1mol, na de formação ela aparece como reagente, com quantidade igual a 2mols, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 2 (– 68 x 2 = –136kcal).
O calor de formação de um mol do gás metano será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Resolução do exercício
Resolução do exercício
+212 + (– 94) + ( –136) = – 18quilocalorias
Variação de energia (∆H) = –18kcal
17) Nas condições ambientes, as entalpias de formação (em kJ/mol) do CH4, CO2, H2O e O2 são respectivamente, – 75, – 394, – 286 e zero.
Nessas condições, o calor liberado na combustão de 1mol de metano é, aproximadamente:
Equação de combustão do metano: CH4(g) + 2O2(g) => CO2(g) + 2H2O(g)
Nessas condições, o calor liberado na combustão de 1mol de metano é, aproximadamente:
Equação de combustão do metano: CH4(g) + 2O2(g) => CO2(g) + 2H2O(g)
Resumo teórico
Entalpia de formação: é a energia envolvida na formação de um mol de um produto onde os reagentes são substâncias puras simples que o constituem, logo o metano, o gás carbônico e a água são produtos da reação.
Balanço energético: para calcular o calor de combustão do metano a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de combustão e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação para que no final reagente seja reagente e produto seja produto.
O metano esta como reagente na reação de combustão, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação e com consequência o valor da energia envolvida (+75kJ).
O gás carbônico esta como produto na reação de combustão e na de formação ele aparece também como produto, sendo as quantidades iguais, um mol, logo o valor de energia fica o mesmo (–394kJ).
A água esta como produto na reação de combustão, mas formando 2mols, na de formação ela aparece como produto, mas formando 1mol, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 2 (–286 . 2 = –572kJ).
O calor de combustão de um mol metano será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Resolução do exercício
∆H = (+75) + (-394) + (-572) = - 891kJ
O metano esta como reagente na reação de combustão, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação e com consequência o valor da energia envolvida (+75kJ).
O gás carbônico esta como produto na reação de combustão e na de formação ele aparece também como produto, sendo as quantidades iguais, um mol, logo o valor de energia fica o mesmo (–394kJ).
A água esta como produto na reação de combustão, mas formando 2mols, na de formação ela aparece como produto, mas formando 1mol, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 2 (–286 . 2 = –572kJ).
O calor de combustão de um mol metano será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Resolução do exercício
∆H = (+75) + (-394) + (-572) = - 891kJ
18) A e B são compostos de mesma fórmula molecular C2H6O, sendo um deles o álcool etílico e o outro o éter dimetílico. Utilizando os valores de energia de ligação, identifique A e B, explicando o raciocínio usado.
Energia média de ligação (kJ/mol)
O – H .......................... 464
C – C .......................... 350
C – H .......................... 415
C – O .......................... 360
Calor de combustão, no estado gasoso:
A: 1 410 kJ/mol
B: 1454 kJ/mol
Resumo teórico e resolução do exercício
Energia média de ligação (kJ/mol)
O – H .......................... 464
C – C .......................... 350
C – H .......................... 415
C – O .......................... 360
Calor de combustão, no estado gasoso:
A: 1 410 kJ/mol
B: 1454 kJ/mol
Resumo teórico e resolução do exercício
São isômeros com mesma fórmula molecular e diferente fórmula estrutural, precisamos destas fórmulas.
Álcool etílico: CH3 – CH2 – OH
Observe que temos 5 ligações do tipo C–H, uma ligação do tipo C–O, uma ligação do tipo O–H e uma ligação do tipo C–C.
Fazendo uma balanço de energia teremos:
(5 . 415) + (1 . 360) + (1 . 464) + (1 . 350) = 3249 kJ, esta é a energia necessária para romper todas as ligações das moléculas que vão reagir na combustão.
Éter dimetilico: CH3 – O – CH3,
Observe que temos 6 ligações do tipo C - H e duas do tipo C–O.
Fazendo uma balanço de energia teremos:
(6 . 415) + (2 . 360) = 3210 kJ, esta é a energia necessária para romper todas as ligações das moléculas que vão reagir na combustão.
Quanto mais energia uma substância gasta para romper suas ligações menos a reação vai liberar, logo neste caso quem libera menos na queima é o álcool, logo será a substância A e B o éter.
Álcool etílico: CH3 – CH2 – OH
Observe que temos 5 ligações do tipo C–H, uma ligação do tipo C–O, uma ligação do tipo O–H e uma ligação do tipo C–C.
Fazendo uma balanço de energia teremos:
(5 . 415) + (1 . 360) + (1 . 464) + (1 . 350) = 3249 kJ, esta é a energia necessária para romper todas as ligações das moléculas que vão reagir na combustão.
Éter dimetilico: CH3 – O – CH3,
Observe que temos 6 ligações do tipo C - H e duas do tipo C–O.
Fazendo uma balanço de energia teremos:
(6 . 415) + (2 . 360) = 3210 kJ, esta é a energia necessária para romper todas as ligações das moléculas que vão reagir na combustão.
Quanto mais energia uma substância gasta para romper suas ligações menos a reação vai liberar, logo neste caso quem libera menos na queima é o álcool, logo será a substância A e B o éter.
19) Considerando as seguintes energias de ligação em kcal/mol:
C – Cl ................. 81
C – O .................. 86
C – H................... 99
H – O................. 110
C = O ................ 178
Qual dos compostos, metano, metanol ou tetracloreto de carbono requer maior energia para se dissociar completamente em átomos, quando aquecermos 1 mol do mesmo, no estado gasoso?
Resumo teórico e resolução do exercício
O objetivo é verificar quanta energia será necessária para decompor estas moléculas em seus átomos constituintes.
Energia de ligação: é a energia necessária para romper um mol de ligações de uma substância quando no estado gasoso.
Metano = CH4(g) => observe que o carbono esta ligado a quatro hidrogênios, então teremos que romper quatro ligações do tipo C-H.
Energia envolvida = (4 . 99) = 396kcal/mol
Metanol = CH3 - OH(g) => observe que o carbono esta ligado a três hidrogênios e a um oxigênio e este oxigênio esta ligado a um hidrogênio, então teremos que romper três ligações do tipo C - H, uma do tipo C - O e uma do tipo H - O.
Energia envolvida = (3 . 99) + (1 . 86) + (1 . 110) = 493kcal/mol
Tetracloreto de carbono = CCl4(g) => observe que o carbono esta ligado a quatro cloros, então teremos que romper quatro ligações do tipo C - Cl.
Energia envolvida = (4 . 81) = 324kcal/mol
Resposta: a decomposição de moléculas do metanol em seus átomos constituintes necessita de mais energia.
Reação de decomposição
CH3-OH(g) => 1C(s) + 4H(g) + 1O(g)
Reação de decomposição
CH3-OH(g) => 1C(s) + 4H(g) + 1O(g)
20) Conhecendo-se as seguintes energias de ligação, no estado gasoso:
H – H .......... 104 kcal/mol
Cl – Cl ......... 58 kcal/mol
H – Cl .......... 103 kcal/mol
Concluímos que a entalpia da reação: H2(g) + Cl2(g) => 2HCl(g) será igual a:
Resumo teórico e resolução do exercício
Uma reação ocorre quando os reagentes são destruídos, ou seja suas ligações são rompidas e para isto absorvem energia, formando uma etapa intermediária, chamada de complexo ativado, criando a possibilidade de formar novas ligações, novas substâncias e quando isto ocorre libera energia.
Precisamos fazer um balanço para verificar se a reação mais absorve ou mais libera energia.
Reagentes => absorverá energia e vamos representar esta energia com sinal positivo.
H – H => rompe 1 mol de ligações ao absorver 104 kcal
Cl – Cl => rompe 1mol de ligações ao absorver 58 kcal
Produtos => libera energia ao se formar e vamos representar esta energia com sinal negativo.
O cloreto de hidrogênio(ácido clorídrico)tem uma ligação do tipo H – Cl, logo a energia liberada deve ser multiplicada por dois, pois ocorre a formação de dois mols => ao formar ligação libera (2 . 03) = 206 kcal
A variação de energia será a soma das energia absorvidas pelos reagentes menos a soma das energia liberadas pelo produto.
∆H = (104 + 58) - (206)
∆H = - 44kcal
Precisamos fazer um balanço para verificar se a reação mais absorve ou mais libera energia.
Reagentes => absorverá energia e vamos representar esta energia com sinal positivo.
H – H => rompe 1 mol de ligações ao absorver 104 kcal
Cl – Cl => rompe 1mol de ligações ao absorver 58 kcal
Produtos => libera energia ao se formar e vamos representar esta energia com sinal negativo.
O cloreto de hidrogênio(ácido clorídrico)tem uma ligação do tipo H – Cl, logo a energia liberada deve ser multiplicada por dois, pois ocorre a formação de dois mols => ao formar ligação libera (2 . 03) = 206 kcal
A variação de energia será a soma das energia absorvidas pelos reagentes menos a soma das energia liberadas pelo produto.
∆H = (104 + 58) - (206)
∆H = - 44kcal
Logo, nesta reação haverá liberação de 44quilocalorias.
21) Dadas as energias de ligação:
(C – H) = 98,8 kcal/mol;
(Cl – Cl) = 58,0 kcal/mol;
(C – Cl) = 78,5 kcal/mol;
(H – Cl) = 103,2 kcal/mol,
A variação de entalpia ou energia do processo é:
CH4(g) + Cl2(g) => CH3Cl(g) + HCl(g)
Resumo teórico
Uma reação ocorre quando os reagentes são destruídos, ou seja suas ligações são rompidas total ou parcialmente e para isto absorvem energia, formando uma etapa intermediária, chamada de complexo ativado, criando a possibilidade de formar novas ligações, novas substâncias e quando isto ocorre libera energia.
Precisamos fazer um balanço para verificar se a reação mais absorve ou mais libera energia.
Reagentes => absorvem energia e vamos representar esta energia com sinal positivo.
No caso do metano [CH4(g)] apenas “uma ligação C-H será rompida, pois se observares nos produtos teremos o radical metila (– CH3 ) ligado a um átomo de cloro.
(C – H) => rompe 1 mol de ligações ao absorver 98,8 kcal
O gás cloro (Cl2(g)) romperá sua ligação para depois formar outro tipo de combinação.
Cl – Cl => rompe 1 mol de ligações ao absorver 58 kcal..
Produto => libera energia ao se formar e vamos representar esta energia com sinal negativo.
Os produtos formados são:
CH3Cl => nesta formação ocorre liberação de 78,5kcal pois formará apenas uma ligação entre o cloro e o carbono, as outras ligações (C-H) já existiam antes.
HCl => nesta formação ocorre liberação de 103,2kcal
A variação de energia será a soma das energia absorvidas pelos reagentes mais a soma das energia liberadas pelo produto.
Precisamos fazer um balanço para verificar se a reação mais absorve ou mais libera energia.
Reagentes => absorvem energia e vamos representar esta energia com sinal positivo.
No caso do metano [CH4(g)] apenas “uma ligação C-H será rompida, pois se observares nos produtos teremos o radical metila (– CH3 ) ligado a um átomo de cloro.
(C – H) => rompe 1 mol de ligações ao absorver 98,8 kcal
O gás cloro (Cl2(g)) romperá sua ligação para depois formar outro tipo de combinação.
Cl – Cl => rompe 1 mol de ligações ao absorver 58 kcal..
Produto => libera energia ao se formar e vamos representar esta energia com sinal negativo.
Os produtos formados são:
CH3Cl => nesta formação ocorre liberação de 78,5kcal pois formará apenas uma ligação entre o cloro e o carbono, as outras ligações (C-H) já existiam antes.
HCl => nesta formação ocorre liberação de 103,2kcal
A variação de energia será a soma das energia absorvidas pelos reagentes mais a soma das energia liberadas pelo produto.
Resolução do exercício
∆H = (98,8 + 58) + (-78,5 - 103,2)
∆H = -24,9 kcal
∆H = (98,8 + 58) + (-78,5 - 103,2)
∆H = -24,9 kcal
22) Considere os dados seguintes:
Ligação ................... Energia de ligação
O = O ......................118 kcal/mol
H – H .......................104 kcal/mol
O – H .......................111 kcal/mol
Com base nesses dados, qual a quantidade de energia liberada na formação de 1mol de H2O gasosa, a partir da reação entre moléculas H2 e O2?
Resumo teórico
Equação de formação da água: 1H2(g) + 1/2O2(g) => 1H2O(g)
Uma reação ocorre quando os reagentes são destruídos, ou seja suas ligações são rompidas e para isto absorvem energia, formando uma etapa intermediária, chamada de complexo ativado, criando a possibilidade de formar novas ligações, novas substâncias e quando isto ocorre libera energia.
Precisamos fazer um balanço para verificar se a reação mais absorve ou mais libera energia.
Reagentes => absorvem energia para se decompor e vamos representar esta energia com sinal positivo.
H – H => rompe 1 mol de ligações ao absorver 104 kcal
O = O => rompe 1mol de ligações ao absorver 118 kcal, como na equação aparece 1/2 mol vamos dividir por 2 e teremos 59kcal.
Produtos => liberam energia ao se formarem e vamos representar esta energia com sinal negativo.
A água tem duas ligações do tipo (O – H), logo a energia liberada por mol deve ser multiplicada por dois => ao formar ligações libera (-111 . 2) = -222 kcal
A variação de energia será a soma das energia absorvidas pelos reagentes mais as energias liberadas pelo produto.
Resolução do exercício
∆H = (+104 + 59) + (-222)
∆H = - 59kcal
Logo, nesta reação haverá liberação de 59 quilocalorias.
23) Com base nos dados da tabela:
Ligação ........... Energia de ligação (kJ/mol)
H – H ............. 436
Cl – Cl ............ 243
H – Cl ............. 432
Pede-se estimar que a variação de energia da reação representada por :
H2(g) + Cl2(g) => 2HCl(g)
Resumo teórico
Uma reação ocorre quando os reagentes são destruídos, ou seja suas ligações são rompidas e para isto absorvem energia, formando uma etapa intermediária, chamada de complexo ativado, criando a possibilidade de formar novas ligações, novas substâncias e quando isto ocorre libera energia.
Precisamos fazer um balanço para verificar se a reação mais absorve ou mais libera energia.
Reagentes => absorverá energia e vamos representar esta energia com sinal positivo.
H – H => para romper ligação absorverá 436 kilojoules
Cl – Cl => para romper ligação absorverá 243 kilojoules
Produto => libera energia ao se formar e vamos representar esta energia com sinal negativo.
H – Cl => ao formar ligação libera 432 kilojoules
Como são formados dois mols precisamos multiplicar este valor por dois.
A variação de energia será a soma das energia absorvidas pelos reagentes menos a soma das energia liberadas pelo produto.
Resolução do exercício
∆H = (436 + 243) - (432 . 2)
∆H = - 185 kiloujoules
24) O calor de formação do gás carbônico na temperatura de 25oC é igual a - 393,5 kJ/mol. A partir desse dado, pode-se afirmar que o efeito térmico(variação de entalpia), resultante da combustão de 1 grama de carbono, é igual a:
Resumo teórico
Calor de formação: representa a energia envolvida na formação de uma substância pura composta, onde os reagentes são substâncias puras simples no seu estado alotrópico mais estável.
Equação de formação do gás carbônico.
C(s) + O2(g) => CO2(g)
Observem que a queima de 12 gramas de carbono representa uma reação que libera 393,5kJ, pois 12 gramas é a massa de um mol de carbono e esse valor de energia vale para todas as substâncias participantes da reação.
Calor de formação: representa a energia envolvida na formação de uma substância pura composta, onde os reagentes são substâncias puras simples no seu estado alotrópico mais estável.
Equação de formação do gás carbônico.
C(s) + O2(g) => CO2(g)
Observem que a queima de 12 gramas de carbono representa uma reação que libera 393,5kJ, pois 12 gramas é a massa de um mol de carbono e esse valor de energia vale para todas as substâncias participantes da reação.
Resolução do exercício
Carbono ................. energia liberada
12gramas ................ 393,5kJ
1 grama .................. x
x = 32,8kJ
Carbono ................. energia liberada
12gramas ................ 393,5kJ
1 grama .................. x
x = 32,8kJ
25) Com base nas equações:
C(s) + 1/2O2(g) => CO(g) + 29,0 kcal
C(s) + O2(g) => CO2(g) + 94,4 kcal
Pode-se concluir que, na combustão de 1 mol de monóxido de carbono gasoso, são liberadas quantas quilocalorias:
Resumo teórico
Reação de combustão do monóxido de carbono
CO(g) + 1/2O2(g) => CO2(g)
Leitura das reações intermediárias: a primeira mostra o carbono queimando em presença de meio mol de gás oxigênio e liberando 29quilocalorias, logo sua variação de energia é igual a menos 29kcal.
A segunda mostra o carbono queimando em presença de 1 mol de gás oxigênio e liberando 94,4quilocalorias, logo sua variação de energia é igual a menos 94kcal.
Balanço energético: observem que o monóxido de carbono esta como reagente na reação de combustão e aparece na primeira reação intermediária como produto, logo precisamos inverter a equação para que seja representado como reagente e o sinal da variação de energia muda (+29kcal)
O dióxido de cabono esta como produto na reação de combustão e aparece na primeira reação intermediária como produto, logo não modificamos a reação intermediária neste caso e o sinal da variação de energia não muda, ou seja será menos 94,4kcal.
A variação final de energia será a soma das variações de energia envolvidas em cada etapa.
Resolução do exercício
∆H = +29kcal + (-94,4) = -65,4kcal
26) Dadas as entalpias de formação (kJ/mol)
C6H6(l) ................ + 80
CO2(g) ................ – 400
H2O(g) ................ – 240
Calcule o calor de combustão do benzeno.
C6H6(l) + 7,5O2(g) => 6CO2(g) + 3H2O(g)
Resumo teórico
C6H6(l) ................ + 80
CO2(g) ................ – 400
H2O(g) ................ – 240
Calcule o calor de combustão do benzeno.
C6H6(l) + 7,5O2(g) => 6CO2(g) + 3H2O(g)
Resumo teórico
Entalpia de formação: é a energia envolvida na formação de um mol de um produto onde os reagentes são substâncias puras simples que o constituem, logo o benzeno, o gás carbônico e a água são produtos da reação..
Balanço energético: para calcular o calor de combustão do benzeno a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de combustão e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação para que no final reagente seja reagente e produto seja produto.
O benzeno esta como reagente na reação de combustão, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação e com consequência o valor da energia envolvida ( - 80kcal).
O gás carbônico esta como produto na reação de combustão, mas formando 6mols, na de formação ele aparece como produto, mas formando 1mol, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 6 ( – 400 x 6 = – 2400).
A água esta como produto na reação de combustão, mas formando 3mols, na de formação ela aparece como produto, mas formando 1mol, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 3 ( – 240 x 3 = – 720).
O calor de combustão do benzeno será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Balanço energético: para calcular o calor de combustão do benzeno a partir de reações intermediárias precisamos analisar se as substâncias são produtos ou reagentes na equação de combustão e em qual quantidade participam da reação, após acertamos as substâncias das equações de formação para que no final reagente seja reagente e produto seja produto.
O benzeno esta como reagente na reação de combustão, mas na de formação ele aparece como produto, logo precisamos inverter esta equação e com consequência o valor da energia envolvida ( - 80kcal).
O gás carbônico esta como produto na reação de combustão, mas formando 6mols, na de formação ele aparece como produto, mas formando 1mol, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 6 ( – 400 x 6 = – 2400).
A água esta como produto na reação de combustão, mas formando 3mols, na de formação ela aparece como produto, mas formando 1mol, precisamos multiplicar o valor de sua energia por 3 ( – 240 x 3 = – 720).
O calor de combustão do benzeno será a soma das energias envolvidas nas etapas intermediárias.
Resolução do exercício
∆H = (– 80) + (– 2400) + (– 720) = – 3200 quilojoules
∆H = (– 80) + (– 2400) + (– 720) = – 3200 quilojoules
27) Na comparação entre combustíveis, um dos aspectos a ser levado em conta é o calor liberado em sua queima. Um outro é o preço. Considere a tabela:
Combustível Calor de combustão
Hidrogênio molecular ................. -242 kJ/mol
Álcool (etanol) ..................... -1230 kJ/mol
Calcule a energia liberada na combustão completa de 1,0 kg de hidrogênio e de 1,0 kg de álcool.
Resumo teórico
Leitura do calor de combustão do hidrogênio: cada mol ou 12gramas de gás hidrogênio ao queimar libera 242kilojoules, montando a relação gramas e energia teremos:
Resolução do exercício
12gramas .................. 242kilojoules
1000 gramas ............ x
x = 20.167kilojoules
Cálculo da massa molar do etanol ou álcool.
Fórmula: o prefixo “et” significa que o composto orgânico tem dois carbonos, o radical “an” significa que o carbono é saturado, ou seja só tem ligações simples e a terminação “ol” informa que tem uma hidroxila ligada a esta carbono.
Cálculo da massa molar
Cálculo da massa molar
CH3 - CH2 - OH => (12 + 3) + (12 + 2) + 16 = 46g/mol
Leitura do calor de combustão do álcool: cada mol ou 46gramas de álcool ao queimar libera 1230kilojoules, montando a relação gramas e energia teremos:
46gramas .................... 1230kilojoules
1000 gramas .............. x
x = 26.739kilojoules
28) O gás natural é formado principalmente de metano. A pressão constante, qual o calor desprendido na combustão de 1000 dm3 desse gás, medido nas condições normais de temperatura e pressão?
CH4(g) + 2O2(g) => CO2(g) + 2H2O(g)
∆H = – 890kJ/mol
Volume molar de gás nas condições normais de
temperatura e pressão = 22,4dm3.
A relação será entre o volume de gás queimado e o calor desprendido.
Resumo teórico
Leitura da equação: 1mol de gás metano, 22,4dm3, reage com 2mols de gás oxigênio, produzindo 1mol de gás carbônico, 2mols de água e o calor desprendido é de 890quilojoules.
Resolução do exercício
22,4dm3 ................ 890kJ
1000dm3 ............... x kJ
x = 39.732kJ
29) É dada a equação: C(grafita) + 2S(rômbico) => CS2(liquido)
Quando se aquece carbono grafita com enxofre rômbico, constata-se que, para a formação de 3,8g de CS2, ocorre absorção de 3971Joules.
O calor de formação do CS2, em quilojoules por mol, é:
O calor de formação do CS2, em quilojoules por mol, é:
Resumo teórico
CALOR DE FORMAÇÃO: é a energia envolvida na formação de um mol de um produto, onde os reagentes são substância puras simples que o constituem.
Precisamos transformar a massa, em gramas, para quantidade, em mols.
Resolução do exercício
Massa molar do CS2 = (1 . 12) + (2 . 32) = 76gramas por mol
3,8gramas ............... 3971Joules
76gramas ................ x Joules
x = 79.420Joules ou 79,420kJ/mol
30) Qual é o volume (em m3, medido a 32°C e 1atm) de metano que deve ser queimado para produzir 8,8 .104 kJ de energia?
Dados: volume molar (32°C,1atm) = 25 dm3/mol
Poder calorífico do metano é de 55 kJ/g.
Resumo teórico
Leitura do poder calorífico: 55kJ/g significa que cada grama de gás metano que queimar ocorre liberação de 55 quilojoules.
Inicialmente calculamos a massa de gás que deve ser queimada para liberar 8,8x104 kJ de energia, depois passaremos esta massa para mol, pois temos o volume molar e finalmente calculamos o volume.
Resolução do exercício
55kJ ................. 1gramas
8,8 .104 kJ ....... x gramas
x = 1600gramas
Transformando para número de mols.
Massa molar do gás metano (CH4) = (1 . 12) + (1 . 4) = 16gramas por mol.
1mol ................ 16gramas
x mols ............. 1600gramas
x = 100mols
Transformando para volume, usando o volume molar 25dm3/mol: significa que um mol do gás ocupa um volume de 25dm3, logo 100mols ocuparão 2500dm3 ou 2,5m3 ou 2500litros.
Cálculo por análise dimensional
Cálculo por análise dimensional
31) Um motorista de táxi afirmou gastar em seu carro 10 litros de gasolina por dia. Admitindo-se combustão total e que a gasolina utilizada é C8H18 (isoctano – principal componente da gasolina), quantas quilocalorias são liberadas diariamente por essa quantidade de combustível?
Dados: massa de um litro de gasolina: 7,3 . 102g, calor da combustão da gasolina: 1.197kcal/mol
Dados: massa de um litro de gasolina: 7,3 . 102g, calor da combustão da gasolina: 1.197kcal/mol
Resumo teórico
Calor de Combustão: é a energia liberada na queima de um mol da substância nas condições padrões de temperatura e pressão, logo, no caso da gasolina, 1197kcal/mol, significa que queimar um mol de gasolina libera 1197quilocalorias.
Precisamos saber quantos mols de gasolina são queimados diariamente e calculamos a energia liberada.
Calor de Combustão: é a energia liberada na queima de um mol da substância nas condições padrões de temperatura e pressão, logo, no caso da gasolina, 1197kcal/mol, significa que queimar um mol de gasolina libera 1197quilocalorias.
Precisamos saber quantos mols de gasolina são queimados diariamente e calculamos a energia liberada.
Resolução do exercício
Cálculo da massa molar = (8 . 12) + (1 . 18) = 114gramas/mol
Como a massa de um litro de gasolina é igual a 7,3 . 102gramas, 10 litros teremos
7,3 . 103 gramas ou 7.300gramas.
Número de mols queimados.
1mol ............. 114gramas
x mols .......... 7.300gramas
x = 64mols
Energia liberada na queima de 64mols.
1.197kcal ............. 1mol
x kcal ................. 64mols
Como a massa de um litro de gasolina é igual a 7,3 . 102gramas, 10 litros teremos
7,3 . 103 gramas ou 7.300gramas.
Número de mols queimados.
1mol ............. 114gramas
x mols .......... 7.300gramas
x = 64mols
Energia liberada na queima de 64mols.
1.197kcal ............. 1mol
x kcal ................. 64mols
x = 76.608 quilocalorias
32) Quando 0,5mol de etanol líquido sofre combustão total sob pressão constante, produzindo gás carbônico e água, gasosos, a energia liberada é 618,64kilojoules. Na combustão de 3mols de etanol, nas mesmas condições, a entalpia dos produtos, em relação à dos reagentes, é:
Energia liberada é a energia que sobra em uma reação química e depende da energia absorvida pelos reagentes para se decompor e de liberada pelos produtos ao se formarem durante a reação.
Resumo teórico
Para sobrar energia a energia liberada pelos produtos deve ser maior que a absorvida pelos reagentes.
Resolução do exercício
Neste caso a reação de queima de 0,5mol de etanol libera (sobra) 618,64kilojoules, se queimarmos 3mols vai liberar seis vezes mais energia, ou seja 3.711,84kilojoules.
Ou, por proporção:
0,5mol ................. 618,64kJ
3,0 mols .............. x kJ
x = 3.711,84 kilojoules
Como a energia que sobra(liberada) é a diferença entre a energia dos produtos e a dos reagentes, a dos reagentes deve ser 3.711,84 unidades maior que a dos produtos.
33) A combustão do carbono é representada pela equação:
C(grafita) + O2(g) → CO2(g) + 392,92kJ
Nessa reação, há produção de 1,0 litro de CO2(g), medido nas CNTP, quando são liberadas, aproximadamente:
Resumo teórico
Leitura da equação: 1 mol de carbono grafita entra em combustão quando reage com um mol de gás oxigênio, produzindo 1mol de gás carbônico, que nas CNTP ocupam um volume de 22,4litros e libera 392,2 kilojoules.
Resolução do exercício
A relação estequiométrica deve ser entre volume e energia liberada.
22,4litros ............... 392,92kJ
1 litro ..................... x kJ
x = 17,54 kilojoules
34) A queima de gás hidrogênio em atmosfera de gás cloro produziu 36,8 kilocalorias. Qual foi a quantidade de gás hidrogênio, em gramas, queimada.
Calor de formação do cloreto de hidrogênio é igual a 22kilocalorias.
Resumo teórico
Calor de Formação: é a energia envolvida na formação de um mol de um produto, tendo como reagentes as substâncias puras simples que o constituem.
Equação de formação do cloreto de hidrogênio.
1/2H2(g) + 1/2Cl2(g) ==> 1HCl(g) + 22kilocalorias
Leitura da equação: meio mol de gás hidrogênio, uma grama, reage com meio mol de gás cloro, 35,5gramas produzindo um mol de cloreto de hidrogênio, 36,5gramas, liberando 22kilocalorias.
Resolução do exercício
A relação a ser feita será entre massa de gás hidrogênio e energia liberada na sua queima.
1grama ................... 22kcal
x gramas ............... 36,8kcal
x = 1,67gramas
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