Slides da aula de Química (Manoel) sobre Termoquímica

1. ProfProfoo
.: Manoel.: Manoel
AfonsoAfonso
TermoquímicaTermoquímica

2. Observe os fenômenos abaixo:
A madeira ao queimar
LIBERA
energia na forma de
CALOR
O gelo para fundir
ABSORVE
energia na forma de
CALOR
O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA

3. Absorvem calor do
meio ambiente
Liberam calor para o
meio ambiente

4. Calorímetros  Aparelhos  Medir  Quantidade de calor em uma transformação
1 Kcal = 1000 cal
1 cal = 4,18 J

5. QCEDIDO = QRECEBIDO
Q = m . c . ∆T
m = massa da substância (g)
c = calor específico da substância (cal/g.o
C)
∆T = variação da temperatura
Água c = 1 cal/g0
C  Qágua = m . ∆T
Água c = 1 cal/g0
C  Qágua = (m + K) . ∆T
Bomba calorimétrica  Volume CTE  calor a V CTE
QP = QV – T(trabalho de expansão)

6. 01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela
acesa:
I. Solidificação da parafina que escorre da vela.
II. Queima da parafina.
III. Vaporização da parafina.
Dessas transformações, APENAS:
a) I é endotérmica.
b) II é endotérmica.
c) III é endotérmica.
d) I e II são endotérmicas.
e) II e III são endotérmicas.
EXOTÉRMICA
EXOTÉRMICA
ENDOTÉRMICA
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
fusão vaporização
solidificação condensação
ressublimação
sublimação

7. 02) Ao se dissolver uma determinada quantidade de cloreto
de amônio em água a 25°C, obteve-se uma solução cuja
temperatura foi de 15°C. A transformação descrita
caracteriza um processo do tipo:
a) atérmico.
b) adiabático.
c) isotérmico.
d) exotérmico.
e) endotérmico.

8. 03) (UFMG – 2002) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes,
sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a
evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo humano. Essa
sensação de frio explica-se CORRETAMENTE pelo fato de que a evaporação
da água
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo.
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo.
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo.
e) é um processo atérmico e não troca calor com o corpo.

9. 04) (Unesp-SP) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos:
I. Gás queimando em uma das “bocas” do fogão.
II. Água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta “boca” do
fogão.
Com relação a esses processos, pode-se estimar 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.

10. Toda espécie química possui uma energia,
que quando medida à
pressão constante, é chamada de
ENTALPIA (H)
Não é possível calcular a entalpia
de um sistema,
e sim a sua variação ( ΔH )
ΔH = H final – H inicial

11. ENTALPIA (H)
Caminho da reação
REAGENTES
PRODUTOS
ΔH < 0
ΔH = H final – H inicial
HR
HP

12. ENTALPIA (H)
Caminho da reação
REAGENTES
PRODUTOS
ΔH > 0
ΔH = H final – H inicial
HR
HP

13. 01) Considere o gráfico a seguir:
Kcal
Caminho da reação
A + B
C + D
25
40
É correto afirmar que:
São feitas as afirmações:
I. A entalpia dos produtos é de 40 kcal
II. A reação absorve 15 kcal
III. A reação direta é exotérmica
IV. A variação de entalpia é de 15 kcal
c) Apenas I, II e IV são verdadeiras.
d) Apenas I, II e III são verdadeiras.
e) Apenas III é verdadeira.
a) Apenas I é verdadeira.
b) Apenas I e II são verdadeiras.
VERDADEIRA
ΔH= HR40 –HP 2515 kcal
VERDADEIRA
FALSA
VERDADEIRA

14. O calor pode ser representado
como parte integrante da reação
ou
na forma de variação de entalpia

15. 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) - 92,2 KJ
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) ΔH = + 92,2 KJ
2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g)

16. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 92,2 KJ
N2(g) + 3 H2(g) - 92,2 KJ 2 NH3(g)

17. Compressa de emergência
CaCl2(S) + aq  CaCl2(aq.) ∆H = -19,8Kcal
NH4NO3(S) + aq.  NH4NO3(aq.) ∆H = +6,3Kcal

18. 01) Reação exotérmica é aquela na qual:
1 - há liberação de calor.
2 - há diminuição de energia.
3 – a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos.
4 - a variação de entalpia é negativa.
Estão corretos os seguintes complementos:
a) somente 1.
b) somente 2 e 4.
c) somente 1 e 3.
d) somente 1 e 4.
e) 1, 2, 3 e 4.
V
V
V
V

19. 03) (UEL-PR- Modelo Enem) As bolsas térmicas consistem, geralmente, de
dois invólucros selados e separados, onde são armazenadas diferentes
substâncias químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é
rompida, as substâncias neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento
ou o resfriamento. A seguir, estão representadas algumas reações químicas que
ocorrem após o rompimento da camada que separa os invólucros com seus
respectivos ΔH.
I. CaO + SiO2 (g)
 CaSiO3 (s)
ΔH = – 89,5 kj/mol
II. NH4
NO3 (s)
+ H2
O (l)
 NH4
+
(aq)
+ NO3
–
(aq)
ΔH = + 25,69 kj/mol
III. CaCl2 (s)
+ H2
O (l)
 Ca2+
(aq)
+ 2 Cl–
(aq)
ΔH = – 82,80 kj/mol
Analise as reações e os valores correspondentes de ΔH e indique a
alternativa que correlaciona, adequadamente, as reações com as bolsas
térmicas quentes ou frias.
a) I. fria, II. quente, III. Fria.
b) I. quente, II. fria, III. quente.
c) I. fria. II. fria, III. fria.
d) I. quente, II. quente, III. Fria.
e) I. quente, II. quente, III. quente.

20. É a equação química que indica a variação de entalpia da reação,
os estados físicos das substâncias
e as condições de temperatura e pressão
em que a mesma se processa
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICAEQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ
(25°C , 1 atm)

21. QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ

22. ESTADO FÍSICO DOS
REAGENTES E DOS PRODUTOS
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( s ) H = – 293
KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( l )
H = – 286
KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O (v)
∆H = – 243 KJ

23. H2O ( s )
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( l )
H2O ( v )
ΔH3 = – 293 KJ
ΔH2 = – 286 KJ
ΔH1 = – 243 KJ
1
2
3
ENTALPIA
caminho da reação

24. ESTADO ALOTRÓPICO
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1
KJ
C(diamante) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 395,0
KJ
ENTALPIA
caminho da reação
C(grafite) + O2(g)
C(diamante) + O2(g)
CO2(g)
ΔH = – 393,1
KJ
ΔH = – 395,0
KJ

25. Observações:
Se a equação termoquímica
em um sentido for endotérmica, no sentido contrário será exotérmica
Quando não citamos os valores
da pressão e da temperatura é porque correspondem
as condições ambientes

26. 01) Considere a reação representada pela equação termoquímica:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 22 kcal
São feitas as seguintes afirmações:
I. A quantidade de energia liberada será maior se o produto
obtido for dois mols de NH3 no estado líquido.
V
II. A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal.
III. A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol.
Quais são corretas?
a) apenas I.
b) apenas I e II.
c) apenas I e III.
d) apenas II e III.
e) I, II e III.
A energia liberada aumenta no sentido:
GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO
2 x 17 g absorve 22 kcal
6,8 g absorve x kcal
Então “ x = 4,4 kcal
V
a formação de 2 mol libera 22 kcal
a formação de 1 mol libera 11 kcal
V

27. ESTADO PADRÃO DOS ELEMENTOS
E DOS COMPOSTOS QUÍMICOS
Um elemento químico ou composto se encontra no
ESTADO PADRÃO
quando se apresenta em seu estado
(físico, alotrópico ou cristalino)
mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão
C(grafite) O2(g) CO2(g) H2O ( l )

28. Quando a substância é SIMPLES
e se encontra no estado padrão sua entalpia será igual a
ZERO
Assim, no estado padrão, terão entalpias iguais a ZERO
Carbono grafite
Oxigênio
Fósforo vermelho
Enxofre rômbico
Nitrogênio (N2)
Prata (Ag)

29. É a variação de entalpia envolvida
na formação de 1 mol da substância, a partir
das substâncias simples correspondentes,
com todas as espécies no estado padrão
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( l )
ΔH = – 286
KJ
N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) ΔH = – 11
kcal22
1

30. Podemos calcular a
variação de entalpia de uma reação
a partir das entalpias de formação das substâncias que
participam da reação pela fórmula:
ΔH = H final – H inicial

31. 01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol:
Al2O3(s) = – 1670; MgO(s) = – 604.
Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da
reação representada por:
3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s)
Seu valor é igual a:
a) – 1066 kj.
b) – 142 kj.
c) + 142 kj.
d) + 1066 kj.
e) + 2274 kj.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)]
ΔH = (– 1670) – (– 1812)
ΔH = – 1670 + 1812
ΔH = + 142 kJ

32. 02) Sendo o ∆H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o ∆H
de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o ∆H da reação
abaixo será:
2 FeO + 1/2 O2  Fe2O32 FeO + 1/2 O2  Fe2O3
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)]
a) – 68,4 kcal/mol.
b) + 68,4 kcal/mol.
c) – 132,5 kcal/mol.
d) + 132,5 kcal/mol.
e) – 260,5 kcal/mol
ΔH = (– 196,5) – (– 128,04)
ΔH = – 196,5 + 128,04
ΔH = – 68,42 kcal

33. 03) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada:
A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a:
Entalpias de formação em kj/mol,
CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = – 108.
CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g)CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g)
a) + 254 kj.
b) – 127 kj.
c) – 479 kj.
d) + 508 kj.
e) – 254 kj.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 287)]
ΔH = (– 108) – [– 75 – 287]
ΔH = (– 108) – (– 362)
ΔH = – 108 + 362
ΔH = 254 kj

34. 04)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos,
C2
H2 (g)
+ 5/2 O2 (g)
 2 CO2 (g)
+ H2
O (l)
Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2
H2 (g)
)
ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g)
)
ΔH = – 285,5 kj/mol (H2
O (l)
)
Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C2
H2
,
em kj/mol.
a) + 1298,6.
b) – 1298,6.
c) – 905,3.
d) + 905,3.
e) – 625,8.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)]
ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5
ΔH = – 1298,6 kj/mol

35. É a energia liberada na combustão completa
de 1 mol de uma determinada substância,
com todas as substâncias envolvidas
na combustão, no estado padrão
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 68 KJ
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ

36. 01) O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal.
Quando 80 g de metano são queimados, a energia liberada é:
Dados: C = 12 u.; H = 1 u
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
a) 1060 Kcal.
b) 530 Kcal.
c) 265 Kcal.
d) 140 Kcal.
e) 106 Kcal.
1 mol de CH4 212 kcal
80 g de CH4
libera
x kcal
16 g de CH4
libera
CH4 : 12 + 4 x 1 = 16 g
212
80 x
16
= 16 x x = 212 x 80
x =
16960
16
x = 1060 kcal

37. 02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C12
H22
O11(s)
,
é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO2 (g)
e H2
O (l)
os únicos produtos da
reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔHf
= – 394 kj/mol (CO2(g)) e
ΔHf
= – 286 kj/mol (H2
O(l)
), responda às seguintes questões.
a) A reação de combustão da sacarose é exotérmica ou endotérmica?
EXOTÉRMICA
b) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão da
sacarose sólida.
___ C12
H22
O11(s)
+ ___ O2 (g)
 ___ CO2 (g)
+ ___ H2
O (l)
1 1212
c) Calcule a entalpia de formação da sacarose sólida, a 25ºC e 1 atm.
ΔH = H final – H inicial
– 5635 = [12 x (– 394) + 11 x (– 286)] – [ ΔHf ]
– 5635 = – 4728 – 3146 – ΔHf
ΔHf = 5635 – 7874 ΔHf = – 2239 kj/mol
11

38. É a variação de entalpia(quantidade de calor liberada) verificada na
neutralização de 1 equivalente-grama de uma base com 1 equivalente-grama
de um ácido, supondo todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 250
C
e 1 atm.
HCl(aq)+NaOH(aq)NaCl(aq)+H2O ΔH=–13,84
Kcal/Mol
Ácido e base fortes a entalpia de neutralização é
CTE e vale ΔH=-13,8 Kcal / eq-g

39. É a energia envolvida (absorvida)
na quebra de 1 mol de determinada ligação química,
supondo todas no estado gasoso, a 25°C e 1 atm
A quebra de ligações será sempre um processo
ENDOTÉRMICO
H – H (g) 2 H (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol

40. 01) São dadas as seguintes energias de ligação:
Ligação Energia (kj/mol)
H – Cl
H – F
Cl – Cl
F – F
431,8
563,2
242,6
153,1
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem
variação de entalpia, em kj, da ordem de:
2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g)
Ligação Energia (kj/mol)
) – 584,9, sendo endotérmica.
) – 352,3, sendo exotérmica.
) – 220,9, sendo endotérmica.
) + 220,9, sendo exotérmica.
) + 352,3, sendo endotérmica.
2 H – Cl + F – F  2 H – F +
Cl – Cl
2 X 431,8 + 1 X 153,1
863,6 + 153,1
+ 1016,7+ 1016,7
2 X 563,2 + 1 X 242,6
1126,4 + 242,6
– 1369– 1369
ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj= – 352,3 kj

41. 02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da
reação seguinte:
3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2
N – H 93 kcal/mol
H – Cl 103 kcal/mol
N N 225 kcal/mol
Cl – Cl 58 kcal/mol
≡
Cl – Cl3 + 2 N – H
H
H
H – Cl6
3 x
174 + 558
+ N N≡
58 + 936 x
+ 732 kcal
1036 x + 225
618 + 225
– 843 kcal
ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal

42. 03) Na reação representada pela equação abaixo, sabe-se que a
energia da ligação C – H é igual a 98,8 kcal/mol. O valor da
ligação C = C, em kcal/mol, é:
 2 C(g)
+ 4 H(g)
ΔH = + 542 kcal/mol
a) 443,2 kcal/mol.
b) 146,8 kcal/mol.
c) 344,4 kcal/mol.
d) 73,4 kcal/mol.
e) 293,6 kcal/mol.
C2
H4(g)C = C – H
H
H –
H 4 x 98,8= 542+x
x + 395,2 = 542
x = 542 – 395,2
x = + 146,8 kcal

43. 04)(UNI – RIO) O gás cloro (Cl2
) amarelo-esverdeado é altamente tóxico. Ao ser
inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando ácido clorídrico
(HCl), um ácido forte, capaz de causar graves lesões internas, conforme a
seguinte reação: Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl
ou
Cl2(g)
+ H2
O(g)
 HCl(g)
+ HClO(g)
Ligação Energia de ligação (kj/mol)
Cl – Cl 243
H – O 464
Ligação Energia de ligação (kj/mol)
H – Cl 431
C l – O 205
Utilizando os dados constantes na tabela anterior, marque a opção que
contém o valor correto da variação de entalpia verificada, em kj/mol.
a) + 104.
b) + 71.
c) + 52.
d) – 71.
e) – 104.
Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl
1 x 243 + 2 x 464
243 + 928
+ 1171 kj
1 x 431 + 1 x 464 + 1 x 205
431 + 464 + 205
– 1100 kj
ΔH = 1171 – 1100 ΔH = + 71 kj/mol

44. C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,3 KJ
C(grafite) + O2 (g)
ΔH2 = – 283,0 KJ
caminho direto
CO2(g)
ΔH1 = – 110,3 KJ
estado inicial estado final
CO(g) + 1/2 O2 (g)
estado intermediário
Observe que: ΔH1 + ΔH2 = ΔH
(– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ

45. Estas observações foram feitas por
Germain Henry Hess
e, ficou conhecida como
LEI DE HESS
As reações químicas
podem ocorrer em várias etapas,
porém, verifica-se que sua variação de entalpia depende apenas dos
estados inicial e final da mesma

46. 01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess.
I. O calor de reação depende apenas dos estados inicial e final do processo.
II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem
equações matemáticas.
III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor
da variação de entalpia.
IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o
valor da variação de entalpia depende dos estados intermediários através
dos quais o sistema pode passar.
Conclui-se que:
a) são verdadeiras as afirmações I e II.
b) são verdadeiras as afirmações II e III.
c) são verdadeiras as afirmações I, II e III.
d) todas são verdadeiras.
e) todas são falsas.
VV
VV
VV
FF
XX

47. 02) (EEM – SP) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H2
SO4
),
obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H2
S2
O7
),
que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO3
). A
equação global pode ser representada por:
S8 (s)
+ 12 O2 (g)
+ 8 H2
SO4 (l)
 8 H2
S2
O7 (l)
As etapas envolvidas no processo são:
Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum.
I. S8 (s)
+ 8 O2 (g)
 8 SO2 (g)
ΔH = – 2375 kj/mol
II. SO2 (g)
+ 1 /2 O2 (g)
 SO3 (g)
ΔH = – 100 kj/mol
III. SO3 (g)
+ H2
SO4 (l)
 H2
S2
O7 (l)
ΔH = – 130 kj/mol

48. S8 (s)
+ 12 O2 (g)
+ 8 H2
SO4 (l)
 8 H2
S2
O7 (l)
Repetimos a equação ( I ):
I. S8 (s)
+ 8 O2 (g)
 8 SO2 (g)
ΔH = – 2375 kj/mol
II. SO2 (g)
+ 1/2 O2 (g)
 SO3 (g)
ΔH = – 100 kj/mol
III. SO3 (g)
+ H2
SO4 (l)
 H2
S2
O7 (l)
ΔH = – 130 kj/mol
S8 (s)
+ 8 O2 (g)
 8 SO2 (g)
ΔH = – 2375 kj/mol
Multiplicamos a equação ( II ) por “ 8 “ :
8 SO2 (g)
+ 4 O2 (g)
 8 SO3 (g)
ΔH = – 800 kj/mol
Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ :
8 SO3 (g)
+ 8 H2
SO4 (l)
 8 H2
S2
O7 (l)
ΔH = – 1040 kj/mol
Somamos todas as equações:
S8 (s)
+ 12 O2 (g)
+ 8 H2
SO4 (l)
 8 H2
S2
O7 (l)
ΔH = – 4215 kj/mol

49. 03) (Covest ) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do
ferro dadas abaixo:
Fe(s) + O2(g) FeO(s)
2 Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s)
ΔH = – 64 kcal
ΔH = – 196 kcal
1
2
2
3
Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação:
2 FeO(s) + O2(g) Fe2O3(s)
1
2
Devemos inverter e multiplicar por “ 2 ” a primeira equação
2 FeO(s) 2 Fe(s) + O2(g) ΔH = + 128 kcal
Devemos repetir a segunda equaçãoSomando as duas equações, teremos:
Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 196 kcal
2
3
2 FeO(s) + 1
2
O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 68 kcal

50. 04) A partir das equações termoquímicas:
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( v ) ΔH = – 242 KJ
É possível prever que na transformação de 2,0 mols de água
líquida em vapor d’água haverá:
a) liberação de 44 kJ.
b) absorção de 44 kJ.
c) liberação de 88 kJ.
d) absorção de 88 kJ.
e) liberação de 99 kJ.
Como queremos transformar
água líquida em vapor d’água, deveremos:
inverter a primeira equação:
H2O ( l )  H2 (g) + 1/2 O2 (g) ΔH = + 286
KJ
repetir a segunda equação:
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( v ) ΔH = –
242 KJ
somar as duas equações:
H2O ( l )  H2O (v) ΔH = +
44 KJ Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “

51. 05) Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas:
A + B  C
D + B  C
A  D
ΔH = – 20,5 kcal
ΔH = – 25,5 kcal
ΔH = ? kcal
A variação de entalpia da transformação de A em D será:
a) – 5,0 kcal
b) + 5,0 kcal
c) + 46,0 kcal
d) – 46,0 kcal
e) – 0,5 kcal
A  D ΔH = ? kcal
A + B  C ΔH = – 20,5 kcal
C  D + B ΔH = + 25,5 kcal
A  D ΔH = + 5,0 kcal

52. 06) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação
abaixo:
3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g)
Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas:
1) C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ΔH = – 94,0 kcal
2) H2(g)
+ 1/2 O2(g)
 H2
O(l)
ΔH = – 68,3 kcal
3) C3H8(g)+ 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = – 531,1 kcal
3 C(grafite) + 3 O2(g)  3 CO2(g) ΔH = – 282,0 kcal
4 H2(g)
+ 2 O2(g)
 4 H2
O(l)
ΔH = – 273,2 kcal
3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = + 531,1 kcal C3H8(g)+ 5 O2(g)
3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g) ΔH = – 24,10 kcal

53. 07) (Covest) A gasolina, que contém octano como um componente, pode
produzir monóxido de carbono, se o fornecimento de ar for restrito. A partir
das entalpias padrão de reação para a combustão do octano (1) e do
monóxido de carbono (2), obtenha a entalpia padrão de reação, para a
combustão incompleta de 1 mol de octano líquido, no ar, que produza
monóxido de carbono e água líquida.
2
2 2
2
2
2
2
2C C
CC
H H8 18O
O
O
OO
O - 10.942 kj=
= - 566,0 kj
g
g
g
gg
( ) ( )( )
( )
( )
( )( )
l l1618 25 ∆
∆
+
+
+(1)
(2)
1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O
1 C8H18 + 25/2 O2  8 CO2 + 9 H2O ΔH = – 5471 kj
8 CO2  8 CO + 4 O2 ΔH = + 2264 kj
ΔH = – 3207 kj1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O

54. A entropia ou função “S” foi introduzida em 1865 por Clausius e é uma grandeza
termodinâmica que mede a organização de um sistema. Um sistema organizado
apresenta baixa entropia enquanto um sistema desorganizado apresenta
elevada entropia.
Entropia ou Função “S” de Clausius
Observe os seguintes fatos:
a) derreter gelo num copo d’água.
b) abrir uma torneira que liga dois recipientes sendo um
com gás
e outro tendo vácuo.

55. Uma observação mais cuidadosa dos fatos leva a concluir que há
uma tendência normal na natureza de um sistema camanhar
espontaneamente para uma situação de maior desordem, isto é,
para uma situação onde haja uma distribuição cada vez mais
uniforme de matéria e energia, no sistema inteiro
Aumento de desordem  aumento de entropia
∆S = Sfinal –Sinicial  Sfinal > Sinicial  ∆S> 0
Aumento de ordem  diminuição de entropia
∆S = Sfinal –Sinicial  Sfinal < Sinicial  ∆S< 0

56. Ex.: Calcule a variação de entropia da reação H2(g) + I2(g)  2HI(g) a 250
C,
Sabendo que, nessa temperatura, as entropias padrão são: H2(g):
31,2 cal/K.mol, I2(g): 27,9cal/mol.K, HI(g): 49,3 cal/K.mol.

57. Energia livre  ∆G = ∆H – T.∆S
∆G > 0  O processo é não espontânea
∆G = 0  O sistema está em equilíbrio
∆G < 0  O processo é espontâneo
Ex.:(IME) Calcule o valor da variação da energia livre, a 250
C, para a reação
representada a seguir: 2 Na2O2(S) + 2 H2O(l)  4NaOH(S) + O2(g)
Dados:
Substância Entalpia de
formação a
250
C(Kj/mol)
S0
a 250
C (J.mol-1
.K-
1
)
H2O(l) - 286,0 69,69
Na2O2(S) -510,9 94,60
NaOH(S) - 426,8 64,18
O2(g) 0 205,00