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Quimica

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Ligações Químicas Resolvido

Ligações Químicas Resolvido

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  • 1. Exercícios Resolvidos sobre TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE FORMAÇÃO Estado Padrão = Estado físico e alotrópico mais estáveis 3. Por convenção, substâncias simples no estado padrão apre-em condição ambiente (25°C, 1atm). sentam entalpia zero . Substâncias 1MOL de 4. Calor de formação ou entalpia de formação ou ∆H formação é a variação de entalpia na formação de 1 mol de subs- Simples no ⇒ Substância ∆HFORM substância simples tância composta a partir de Estado Padrão Composta no estado padrão . ∆HFORM = Calor de Formação; Entalpia de Formação. 5. Escreva as equações correspondentes à entalpia de forma- ção de: Convenção: Substâncias simples no estado padrão possuem a) C3H8 (g) entalpia zero. 3 Cgraf. + 4 H2(g) → C3H8(g) Entalpia b) C2H6O (l) O3(g) CDiam SMON HϾ0 2 Cgraf. + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) → C2H6O(l) c) Na2SO4 (s) O2(g) Cgraf SROMB Zero 2 Na(s) + Srômb. + 2 O2(g) → Na2SO4(s) A entalpia de 1 mol de uma substância composta é numerica- d) HNO3 (l)mente igual ao seu Calor de Formação. 1/2 H2(g) + 1/2 N2(g) + 3/2 O2(g) → HNO3(l)Exercícios 6. No diagrama1. Substâncias simples são constituídas por um único elemento Entalpia . CS2(l)2. No estado padrão (estado mais estável a 25°C, 1 atm), te- A remos: ∆H = + 19 kcal Elemento Substância Químico Simples Cgraf + 2Sromb Hidrogênio H2(g) B Oxigênio O2(g) Carbono Cgraf. a) o ponto B vale zero kcal. Enxofre Srômbico b) o ponto A vale + 19 kcal. c) este ∆H é numericamente igual à entalpia de 1 mol de Sódio Na(s) CS 2 (l). Alumínio Al(s) ✓ certo Mercúrio Hg(l) errado
  • 2. 7. No diagrama d) A entalpia padrão do CO2 (g), isto é, a entalpia do H(kcal) CO2 (g) a 25°C e 1 atm, é numericamente igual ao seu Cgrafite + O2(g) Calor de Formação (25°C, 1 atm). A ✓ certo errado ∆H = – 94 kcal CO2(g) B a) A energia (entalpia) do ponto A, por convenção, vale zero . b) A energia (entalpia) do ponto B vale – 94 kcal . c) A entalpia de um mol de CO2 (g) vale – 94 kcal .TERMOQUÍMICA. ENTALPIA DE COMBUSTÃO Qual dos dois combustíveis libertaria maior quantidade deEntalpia de Combustão ou Calor de Combustão é a variação de calor por grama ?entalpia (∆H) da combustão completa de 1mol de combustí- (C = 12, H = 1)vel, estando todos os reagentes e produtos no estado padrão. 123 2 g —— (– 68) kcal H2 1 g —— xExercícios x = – 34 kcal1. Escreva as equações termoquímicas correspondentes à en- 123 talpia de combustão de: 16 g libera 213 CH4 a) H2 (g) 1g libera yH2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) y = 13,3 kcal b) Cgraf Resposta: H2Cgraf. + O2(g) → CO2(g) c) C3H8 (g)C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) d) C4H8O2(l)C4H8O2(l) + 5 O2(g) → 4 CO2(g) + 4 H2O(l)2. O calor de combustão de 1mol de H2 (g) é numericamente igual ao calor de formação de H2O(l). ✓ certo errado3. Dado: Calor de combustão de H2 (g) = – 68 kcal/mol Calor de combustão de CH4 (g) = – 213 kcal/mol
  • 3. CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO ATRAVÉS DE ENTALPIAS DE FORMAÇÃO H(kcal ou kJ) ∆H = Hfinal – Hinicial ∆H = [+ 10] – [2(+ 34)] SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL) ∆H = – 58 kJ +x ⌬HFORM. = + x 2. O valor do ∆H de uma equação termoquímica correspon- SUBSTÂNCIA SIMPLES de automaticamente às quantidades de mols indicadas pe-zero (ESTADO PADRÃO) los coeficientes da respectiva equação. ⌬HFORM. = – y Portanto, com relação à questão anterior, qual o valor de ∆H em kJ por mol de NO2 que dimeriza? –y SUBSTÂNCIA COMPOSTA (1 MOL) 2 NO2 → N2O4 ∆H = – 58 kJ 2 mol 1 mol (por mol de N2O4) 1 NO2 → N O ∆H = – 58/2 kJ A entalpia (H) de 1,0 mol de uma substância composta é nu- 2 2 4 mericamente igual ao respectivo Calor de Formação. (por mol de NO2) 1 1 mol molLEI DE HESS E ENTALPIAS DE FORMAÇÃO 2 aA + bB → cC + dD ∆H = ? aHA bHB cHC dHD 14243 14243 3. Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol, HINICIAL HFINAL sendo dados: Entalpia de formação de C2H6O(l) = – 66 kcal/mol ∆H = HFINAL – HINICIAL Entalpia de formação de CO2(g) = – 94 kcal/mol Entalpia de formação de H2O(l) = – 68 kcal/mol São expressões sinônimas: • ENTALPIA DA SUBSTÂNCIA X C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = ? • ENTALPIA DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X 1 mol 3 mol 2 mol 3 mol • CALOR DE FORMAÇÃO DA SUBSTÂNCIA X ⇓ ⇓ ⇓ ⇓ (– 66) Zero 2(– 94) 3(– 68) 1442443 14442443Exercícios Hinicial Hfinal1. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas molé- ∆H = Hfinal – Hinicial culas iguais reunem-se para formar uma única estrutura. Exemplo: ∆H = [2 (– 94) + 3(– 68)] – [(– 66) + zero] 2 NO2(g) → N2O4(g) ∆H = – 326 kcal/mol Determine o valor de ∆H da dimerização acima, sendo dadas: Entalpia de NO2(g) = + 34 kJ/mol 4. Com relação à questão anterior, determine a entalpia de com- Entalpia de N2O4(g) = + 10 kJ/mol bustão do etanol em kcal/grama. (C = 12, O = 16, H = 1)2 NO2(g) → N2O4(g) ∆H = ? liberta 1 mol etanol —— 46 g ———— 326 kcal2 mol 1 mol 1 g ———— x ⇓ ⇓ 3262 (+ 34) (+ 10) x= = 7 kcal 46123 123Hinicial Hfinal Resposta: 7 kcal/grama
  • 4. 5. O gás SO3, importante poluente atmosférico, é formado de 6. A reação de trimerização cíclica do acetileno, dando ben- acordo com o esquema geral: zeno, pode ser representada pela equação termoquímica: Combustível 3C2H2 (g) → C6H6 (l) ∆H = –120kcal (25°C, 1atm) ar ar fóssil contendo SO2 SO3 Sabendo que a entalpia do benzeno vale + 30 kcal/mol, queima determine a entalpia de um mol de acetileno. enxofre Sabendo que o processo de oxidação de SO2 a SO3 apre- 3 C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = – 120 senta ∆H = –99 kJ/mol de SO2, determine a entalpia de um 3 x + 30 mol de SO3 gasoso. 14243 14243 Dado: Hinicial Hfinal Entalpia de SO2 = – 297 kJ/mol ∆H = Hf – Hi 1 – 120 = [+ 30] – [3x]SO2 (g) + O (g) → SO3 (g) ⌬H = – 99 X = + 50 kcal 2 2 Resposta: + 50 kcal/mol– 297 zero x1442443 123 Hinicial Hfinal∆H = Hf – Hi Sugestão de exercícios:– 99 = x – [– 297 + zero] Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTDx = – 396kJ Página 311Resposta: – 396 kJ/mol Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva. Pág. 333CÁLCULO DE ∆H DE REAÇÃO PELO MÉTODO GERAL DA LEI DE HESS (SOMA DE EQUAÇÕES) Lei de Hess: o valor do ∆H de um processo depende ape- H nas das entalpias inicial e final, não dependendo do número de REAGENTES etapas, nem do fato de serem endo ou exotérmicas.HINICIAL Conseqüência ⌬H1 ⌬H1 ∆Htotal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ... ⌬H2 ⌬HTotal O ∆Htotal será a soma algébrica dos ∆H das etapas. ⌬H2 Como resolver um problema: I) Somar convenientemente as equações com ∆H conhecidos. ⌬H3 Obs: Se necessário, uma etapa poderá ser invertida e/ouHFINAL PRODUTO dividida ou multiplicada por 2, 3, 4 etc. II) O resultado da soma das equações, deverá ser a equação com ∆H desconhecido. III) Aplicar a Lei de Hess: ∆Htotal = Σ∆HETAPAS
  • 5. 4. Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, aExercícios 25°C e 1 atm, em kJ/mol, sendo dados:1. Dados: ∆H = –239 kJ/mol Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94 kcal/mol Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94,5 kcal/mol ∆H = – 286 kJ/mol Calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam. Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 393 kJ/molCgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = – 94CO2(g) → Cdiam + O2(g) ∆H2 = + 94,5 CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O ⌬H = ? Cgraf → Cdiam ∆H = ? CH3OH → C + 2H2 + O2 ⌬H1 = + 239∆H = ∆H1 + ∆H2∆H = – 94 + 94,5 C + O2 → CO2 ⌬H2 = – 393∆H = + 0,5 kcal/mol x2 {2H2 + O2 → 2H2O ⌬H3 = 2 (– 286) CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O ⌬H = ? ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 ∆H = – 726 kJ/mol2. Com relação à questão anterior, calcule o ∆H para transfor- Obs.: Para efeito de comparações, o professor poderá tam- mar 240 g de grafite em diamante. bém resolver pelo método dos Calores de formação: (C = 12) CH3OH + O2 → CO2 + 2H2O ⌬H = ?12 g C —— 0,5 kcal240 g —— x – 239 zero – 393 2(– 286) 14243 1442443x = 10 kcal Hinicial Hfinal ∆H = [– 393 + 2(–286)] – [– 239]3. Dados: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H = – 136 kcal 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(v) ∆H = – 116 kcal Calcule o ∆H de vaporização da água em kcal/mol.2H2O(l) → 2H2 + O2 ∆H1 = + 1362H2 + O2 → 2H2O(v) ∆H2 = – 1162H2O(l) → 2H2O(v) ∆H = ?∆H = ∆H1 + ∆H2∆H = + 136 – 116 = + 20 kcal / 2 molsLogo: ∆H = + 10 kcal/mol
  • 6. CÁLCULO DE ∆H DA REAÇÃO ATRAVÉS DE ENERGIAS DE LIGAÇÃO a) H H H(g) + F(g) ÁTOMOS ISOLADOS ENERGIA DE LIGAÇÃO QUEBRA ENDOT. UNIÃO EXOT. I ÁTOMOS II LIGADOS HF(g)Energia de Ligação:Energia necessária para romper 1 mol de ligações no estadogasoso. b) “Energia de ligação” da ligação HF(g).Exercícios1. Dadas as energias de ligação: H — H . . . . . . . . . . . . 104 kcal/mol 3. A energia da ligação C — H vale 100 kcal/mol Cl — Cl . . . . . . . . . . 59 kcal/mol Determine o ∆H dos processos: Qual a ligação mais forte? Justifique. a) CH4 (g) → C(g) + 4 H(g)H—H ∆H = + 4(100) = + 400 kcal b) C(g) + 4 H(g) → CH4(g)Porque é a que necessita de maior energia para serrompida. ∆H = – 4(100) = – 400 kcal Obs.: Em um diagrama teríamos: H C(g) + 4F(g) ⌬H = + 4 (100) ⌬H = – 4 (100) kcal kcal2. Observe os processos I) HF (g) → H (g) + F (g) II) H (g) + F (g) → HF (g) CH4(g) a) Coloque os dois processos em um único diagrama de entalpia. b) Qual o nome que podemos dar para o ∆H do processo I?
  • 7. 4. Dadas as energias de ligação em kcal/mol 6. Na reação H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H = –42kcal/mol Sendo dadas as energias de ligação em kcal/mol HF . . . . . . . . . 135 H — H ............... 104 H2 . . . . . . . . . 104 Cl — Cl ............ 60 F2 . . . . . . . . . 37 Determine o valor da energia da ligação H — Cl determine o valor de ∆H do processo Chamando x a energia de ligação HCl: 2 HF → H2 + F2 H2 → 2 H ∆H1 = + 104 Cl2 → 2 Cl ∆H2 = + 60Quebras {2HF -------------- 2(135) = 270 kcal (absorvida) H2 103 2H + 2Cl → 2 HCl ∆H3 = – 2x 123Uniões + F2 37 H2 + Cl2 → 2 HCl ∆H = – 42 141 kcal (libertada) Pela Lei de Hess: ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3Saldo = 270 – 141 = 129 – 42 = + 104 + 60 – 2x (absorv.) (lib.) (absorv.) x = 103 kcalLogo:∆H = + 129 kcal5. Com relação à questão anterior, complete o diagrama de entalpia, colocando os valores de ∆H. H(kcal) 2 H(g) + 2 F(g) ⌬H2 = – 141 ⌬H1 = + 270 H2(g) + F2(g) ⌬H1 + ∆H2 ⌬H = 270 – 141 = + 129 2 HF(g)
  • 8. TERMOQUÍMICA. EXERCÍCIOS DE REVISÃO 2. O valor de ∆H de uma reação química pode ser previstoExercícios através de diferentes caminhos. Iremos determinar o ∆H1. Dadas as informações: do processo CH4 + F2 → CH3F + HF a) Diagrama de entalpia: Utilizando dois procedimentos diferentes, considerando todos os participantes no estado padrão. H(kJ) NO(g) a) 1º caminho: Lei de Hess - Dados: (Equação I) C + 2H2 → CH4 ∆H = – 75 kJ ∆H = + 90 kJ (1 atm, 25°C) 3 1 1 N2 (g) + 1 O2 (g) (Equação II) C + H + F → CH3F ∆H = –288kJ 2 2 2 2 2 2 1 1 (Equação III) H2 + F2 → HF ∆H = –271kJ 2 2 b) entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol Equação I = inverter (1 atm, 25ºC) Equação II = manter Determine a variação de entalpia de um dos processos Equação III = manter mais importantes de poluição atmosférica: 1 CH4 → C + 2H2 ∆H1 = + 75 NO2(g) → NO(g) + O2(g) 2 3 1 C+ H + F → CH3F ∆H2 = – 288 2 2 2 2O diagrama fornece a entalpia de NO(g), que é numerica-mente igual ao respectivo calor de formação: 1 1 H + F → HF ∆H3 = – 271Entalpia de NO(g) = +90 kJ/mol 2 2 2 2Portanto: + 1 CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ? NO2(g) → NO(g) + O2(g) ∆H = ? 2 (+34) (+90) (zero) ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 14243 1442443 H (inicial) H (final) ∆H = (+75) + (– 288) + (– 271)∆H = H (final) – H (inicial) ∆H = – 484 kJ∆H = +90 – (+34) ∆H = +56 kJ/mol
  • 9. b) 2º caminho: Através das energias de ligação - Dados: Ligação Energia (kJ/mol) F—F 155 C—H 413 C—F 485 H—F 56714243 → CH4 + F2 14243 ∆H = ? CH3F + HF Quebras UniõesC — H  413 C — F  485F — F  155 H — F  567Energia absorvida = Energia libertada = 1 052 kJ= 568 kJSaldo libertado = 1 052 – 568 = 484 kJou seja∆H = –484 kJ.Comentário:Se sobrar tempo, ou se o professor preferir indicar comoexercício extra, o valor do ∆H também poderá ser deter-minado pelas entalpias de formação. Basta observarque:• Equação I indica a entalpia de formação de CH4• Equação II indica a entalpia de formação de CH3F• Equação III indica a entalpia de formação de HFPortanto: CH4 + F2 → CH3F + HF ∆H = ? (– 75)14243 zero (– 288) 1442443 (–271) Sugestão de exercícios: H (inicial) H (final) Livro: Martha Reis - Vol. único - Editora FTD∆H = H (final) – H (inicial)∆H = [–288 – 271] – [–75 + zero] Pág. 323∆H = – 484 kJ Livro: Usberco e Salvador - Vol. único - Ed. Saraiva. Pág. 336 Aprofudando o conhecimento sobre todo o capítulo: Págs. 340 a 342.

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