TERMOQUÍMICA 2º Ensino Médio

O alimento para cozinhar A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de CALOR As transformações sofridas pela matéria são, quase sempre, acompanhadas por absorção ou liberação de energia O alimento para cozinhar ABSORVE energia na forma de CALOR

TERMOQUÍMICA - INTRODUÇÃO A Termoquímica é uma das principais áreas da Química por envolver conceitos de troca de energia entre os processos físicos e químicos.

CONCEITOS IMPORTANTES SISTEMA - tudo aquilo que se reserva do universo para estudo. ENERGIA - resultado do movimento e da força gravitacional existentes nas partículas formadoras da matéria. ENERGIA QUÍMICA - trabalho realizado por um sistema através de reações químicas. CALOR - energia que flui de um sistema com temperatura mais alta para o outro com temperatura mais baixa. TRABALHO - deslocamento de um corpo contra uma força que se opõe a esse deslocamento.

Os fenômenos quanto ao calor envolvido podem ser classificados em ENDOTÉRMICOS EXOTÉRMICOS Absorvem calor do meio ambiente Liberam calor para o meio ambiente

01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela acesa: Solidificação da parafina que escorre da vela. EXOTÉRMICA II. Queima da parafina. EXOTÉRMICA III. Vaporização da parafina. ENDOTÉRMICA 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. sublimação fusão vaporização SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO solidificação condensação ressublimação

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.

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.

16) (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: I e II são exotérmicos. I é exotérmico e II é endotérmico. I é endotérmico e II é exotérmico. I é isotérmico e II é exotérmico. I é endotérmico e II é isotérmico.

As duas principais unidades de medida para energia são a caloria (cal) AS UNIDADES DE ENERGIA As duas principais unidades de medida para energia são a caloria (cal) e o joule (J). IUPAC: joule (J) Conversão: 1 cal = 4,184 J

CALORIA é a quantidade de energia necessária para aumentar de 1ºC a temperatura de 1 g de água. JOULE é a quantidade de energia necessária para deslocar uma massa de 1kg, inicialmente em repouso, fazendo percurso de 1 metro em 1 segundo. 1 cal = 4,18 J 1 kcal = 1000 cal 1 kJ = 1000 J

Exemplos: Transforme 105 cal em J: 1 cal – 4,184 J 105 cal – x x = 439,3 J Transforme 80 kJ em kcal: 1 kcal – 4,184 kJ y – 80 kJ y = 19,1 kcal

SÃO DENOMINADO CALORIMETRIA. O ESTUDO E A MEDIÇÃO DAS QUANTIDADES DE CALOR DOS PROCESSOS FÍSICOS E QUÍMICOS SÃO DENOMINADO CALORIMETRIA. O APARELHO QUE MEDE O CALOR DA REAÇÃO É DENOMINADO CALORÍMETRO.

CALORÍMETRO

BOMBA CALORIMÉTRICA NO INTERIOR DO CALORÍMETRO.

Não é possível calcular a entalpia e sim a sua variação ( ΔH ) 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

Nos processos EXOTÉRMICOS ΔH = H final – H inicial ENTALPIA (H) REAGENTES HR ΔH < 0 PRODUTOS HP Caminho da reação

Nos processos ENDOTÉRMICOS ΔH = H final – H inicial ENTALPIA (H) PRODUTOS HP ΔH > 0 REAGENTES HR Caminho da reação

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

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA É a representação de uma reação química em que está especificado: * o estado físico de todas as substâncias. * o balanceamento da equação. * a variação de calor da reação ( H ). * variedade alotrópica quando existir. * as condições físicas em que ocorre a reação, ou seja, temperatura e pressão. ( 25ºC e 1atm é o comum) Segue alguns exemplos...

REPRESENTAÇÃO DO CALOR ENVOLVIDO NUMA REAÇÃO O calor pode ser representado como parte integrante da reação ou na forma de variação de entalpia

ENDOTÉRMICO EXOTÉRMICO 2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) ΔH = + 92,2 KJ EXOTÉRMICO N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 92,2 KJ

01) A variação de energia térmica de uma reação, quando reagentes e produtos são comparados sob mesma pressão, recebe o nome de: a) entalpia. b) entropia. c) energia livre. d) energia de ativação. e) calor específico.

02) Reação exotérmica é aquela na qual: V 1 - há liberação de calor. V 2 - há diminuição de energia. V 3 – a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. V 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.

ΔH 03) Considere o seguinte gráfico: Entalpia (H) A (g) + B (g) 2 AB (g) caminho da reação De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo. EXOTÉRMICA "A variação da entalpia é ...................; a reação é ....................... porque se processa ...................... calor” NEGATIVA LIBERANDO a) positiva, exotérmica, liberando. b) positiva, endotérmica, absorvendo. c) negativa, endotérmica, absorvendo. d) negativa, exotérmica, liberando. e) negativa, exotérmica, absorvendo.

04) (UEL-PR) 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. NH4NO3 (s) + H2O (l)  NH4+ (aq) + NO3– (aq) ΔH = + 25,69 kj/mol III. CaCl2 (s) + H2O (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. I. fria, II. quente, III. Fria. I. quente, II. fria, III. quente. I. fria. II. fria, III. fria. I. quente, II. quente, III. Fria. I. quente, II. quente, III. quente.

QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS FATORES QUE INFLUEM NAS ENTALPIAS DAS REAÇÕES 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

REAGENTES E DOS PRODUTOS FATORES QUE INFLUEM NAS ENTALPIAS DAS REAÇÕES 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

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

FATORES QUE INFLUEM NAS ENTALPIAS DAS REAÇÕES ESTADO ALOTRÓPICO C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ C(diamante) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 395,0 KJ ENTALPIA C(diamante) + O2(g) C(grafite) + O2(g) ΔH = – 395,0 KJ ΔH = – 393,1 KJ CO2(g) caminho da reação

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ (25°C , 1 atm) 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

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

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

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 )

Carbono grafite Oxigênio Fósforo vermelho Enxofre rômbico 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)

ENTALPIA OU CALOR DE FORMAÇÃO 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 1 N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) ΔH = – 11 kcal 2 2

ΔH = H final – H inicial 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

3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s) 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: ΔH = H final – H inicial – 1066 kj. – 142 kj. + 142 kj. + 1066 kj. + 2274 kj. ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] ΔH = (– 1670) – (– 1812) ΔH = – 1670 + 1812 ΔH = + 142 kJ

2 FeO + 1/2 O2  Fe2O3 ΔH = H final – H inicial 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  Fe2O3 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 = H final – H inicial ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)] ΔH = (– 196,5) – (– 128,04) ΔH = – 196,5 + 128,04 ΔH = – 68,42 kcal

CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g) 03) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada: CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g) 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. 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

C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O (l) 04)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos, C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O (l) Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2H2 (g) ) ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g) ) ΔH = – 285,5 kj/mol (H2O (l) ) Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C2H2, 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

ENTALPIA OU CALOR DE COMBUSTÃO 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

CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O libera 1 mol de CH4 16 g de CH4 212 kcal 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. libera 1 mol de CH4 16 g de CH4 212 kcal libera 80 g de CH4 x kcal 16 212 16 x x = 212 x 80 = 80 x 16960 x = 16 CH4 : 12 + 4 x 1 = 16 g x = 1060 kcal

___ C12H22O11(s) + ___ O2 (g)  ___ CO2 (g) + ___ H2O (l) 02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C12H22O11(s), é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO2 (g) e H2O (l) os únicos produtos da reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔHf = – 394 kj/mol (CO2(g)) e ΔHf = – 286 kj/mol (H2O(l)), responda às seguintes questões. Pág. 333 Ex. 05 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. ___ C12H22O11(s) + ___ O2 (g)  ___ CO2 (g) + ___ H2O (l) 1 12 12 11 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

ENERGIA DE LIGAÇÃO H – H (g) 2 H (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol 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

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

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

 2 C(g) + 4 H(g) ΔH = + 542 kcal/mol 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: H – C = C – H C2H4(g)  2 C(g) + 4 H(g) ΔH = + 542 kcal/mol H H x + 4 x 98,8 = 542 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. x + 395,2 = 542 x = 542 – 395,2 x = + 146,8 kcal

Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl 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) + H2O(g)  HCl(g) + HClO(g) Pág. 336 Ex. 04 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 1 x 431 + 1 x 464 + 1 x 205 243 + 928 431 + 464 + 205 + 1171 kj – 1100 kj ΔH = 1171 – 1100 ΔH = + 71 kj/mol

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

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

01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess. V 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. V III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor da variação de entalpia. V 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. F 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.

S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 (l)  8 H2S2O7 (l) 02) (EEM – SP) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H2SO4), obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H2S2O7), que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO3). A equação global pode ser representada por: Pág 342 Ex.19 S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 (l)  8 H2S2O7 (l) As etapas envolvidas no processo são: 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) + H2SO4 (l)  H2S2O7 (l) ΔH = – 130 kj/mol Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum.

S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 (l)  8 H2S2O7 (l) 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) + H2SO4 (l)  H2S2O7 (l) ΔH = – 130 kj/mol Repetimos a equação ( I ): Multiplicamos a equação ( II ) por “ 8 “ : Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ : Somamos todas as equações: S8 (s) + 8 O2 (g)  8 SO2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol 8 SO2 (g) + 4 O2 (g)  8 SO3 (g) ΔH = – 800 kj/mol 8 SO3 (g) + 8 H2SO4 (l)  8 H2S2O7 (l) ΔH = – 1040 kj/mol S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 (l)  8 H2S2O7 (l) ΔH = – 4215 kj/mol

1 Fe(s) + O2(g) FeO(s) ΔH = – 64 kcal 2 3 2 Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) 03) (Covest – 2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas abaixo: 1 Fe(s) + O2(g) FeO(s) ΔH = – 64 kcal 2 3 2 Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) ΔH = – 196 kcal 2 Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação: 1 2 FeO(s) + O2(g) Fe2O3(s) 2 Devemos inverter e multiplicar por “ 2 ” a primeira equação Somando as duas equações, teremos: Devemos repetir a segunda equação 2 FeO(s) 2 Fe(s) + O2(g) ΔH = + 128 kcal 3 2 Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 196 kcal 2 1 2 FeO(s) + O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 68 kcal 2

H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ 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: Como queremos transformar água líquida em vapor d’água, deveremos: 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. inverter a primeira equação: repetir a segunda equação: somar as duas equações: H2O ( l )  H2 (g) + 1/2 O2 (g) ΔH = + 286 KJ H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( v ) ΔH = – 242 KJ H2O ( l )  H2O (v) ΔH = + 44 KJ Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “

05) Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas: A + B  C ΔH = – 20,5 kcal Pág 339 Ex.01 D + B  C ΔH = – 25,5 kcal A  D ΔH = ? kcal A variação de entalpia da transformação de A em D será: – 5,0 kcal + 5,0 kcal + 46,0 kcal – 46,0 kcal – 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

3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g) 3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g) 06) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação abaixo: Pág 342 Ex.18 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)  H2O(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 H2O(l) ΔH = – 273,2 kcal 3 CO2(g) + 4 H2O(l)  C3H8(g)+ 5 O2(g) ΔH = + 531,1 kcal 3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g) ΔH = – 24,10 kcal

1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O 1 C8H18 + 25/2 O2  8 CO2 + 9 H2O 07) (Covest-2005) 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. 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 1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O ΔH = – 3207 kj