Cálculo de DeltaH – Aula de Química Enem: ΔH

Lei de Hess: “A variação de entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e produtos, e independe do número de etapas do processo ou da maneira como a reação ocorre.”

Entalpias de formação padrão (ΔH^o_f):

ΔH^o_f: entalpia padrão da reação de formação de uma substância a partir de seus elementos em suas formas mais estáveis. Ex.: Entalpia de formação do etanol:

2C_(gr) + 3H_2(g) + ½O_2(g) → C₂H₅OH_(l) ΔH^o_f= -277.69kJ

OBS.: O coeficiente estequiométrico da substância que está sendo formada é sempre 1.

ΔH^o_reação = ΣΔH^o_{f produtos} ΔH^o_{f reagente}
ΔH^o_f de uma substância pura é igual a zero.

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Entropia

É a medida do grau de desordem de um sistema.

Quanto maior a desordem, maior a entropia (S).

“Ordem”: Proporção na qual as partículas estão restritas a certo espaço.

ΔS=S _produtos – S _reagentes

H₂O_(s) H₂O_(l) ΔS > O

H₂O_(l) H₂O_(g) ΔS > O

Entropia padrão molar S⁰

Cada substância tem um valor de S⁰ (entropia de um mol da substância pura a 1atm e 25ºC).

Unidade: J.K^-1.mol^-1

OBS.:

S⁰ de substâncias são sempre positivas

os elementos têm S⁰ ≠ 0

S⁰ _sólidos < S⁰ _líquidos < S⁰ _gases

Para reações

ΔS⁰ = Σ S⁰ _produtos – Σ S⁰ _reagentes

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Energia livre de Gibbs (G)

Relaciona ΔH e ΔS e permite prever a espontaneidade de um processo.

ΔG =ΔH –

T= temperatura absoluta (Kelvin)

Se ΔG < 0 o processo é espontâneo (exergônico)

Se ΔG > 0 o processo é não espontâneo (endergônico)

Se ΔG = 0 o sistema está em equilíbrio

A espontaneidade de uma reação é uma combinação de três fatores:

• variação de entalpia da reação (ΔH): relacionado à quebra e formação de ligações;
• variação de entropia da reação (ΔS): relacionado à variação no grau de desordem;
• Temperatura (T).

Variação de energia livre padrão (ΔG⁰)

ΔG⁰ = ΔH⁰ –

Considerando ΔH e ΔS praticamente constante com a temperatura, é possível calcular se um determinado processo ou reação será espontânea em diversas temperaturas.

Efeito da temperatura sobre ΔG

H sistema	S sistema	Espontânea
-, exotérmica	+, menos ordem	Sim
-, exotérmica	-, mais ordem	Depende de T e dos valores relativos de H e S do sistema, mas em geral os produtos são favorecidos nas temperaturas mais baixas
+, endotérmica	+, menos ordem	Depende de T e dos valores relativos de H e S do sistema, mas em geral os produtos são favorecidos nas temperaturas mais elevadas
+, endotérmica	-, mais ordem	Não

 

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Desafios

Questão 1

Observe as reações.

I) C _grafite + O_2(g) → CO_2(g) ΔH= -394 kJ

II) C _diamante + O_2(g) → CO_2(g) ΔH= -396 kJ

A variação da entalpia na reação de transformações do grafite em diamante é ____________, e essa é uma reação __________________.

a) -790 kJ – exotérmica;

b) -2 kJ – exotérmica;

c) 0 kJ – exotérmica;

d) +2 kJ – endotérmica;

e) +790 kJ – endotérmica.

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Questão 2

(UFSM)

A água

A água é uma das mais importantes substâncias do planeta Terra, tanto para os processos vitais como para os físico-químicos. No estado líquido e sólido, cobre mais de dois terços do pleneta e, na forma gasosa, é constituinte da atmosfera. Os organismos vivos originaram-se em meio aquoso e se tornaram dependentes dele no decurso da evolução. A água é o solvente universal, pois possibilita a maioria das reações químicas. Assim, o conhecimento de suas propriedades físico-químicas é essencial para o estudo de suas funções na natureza.

REICHARDT, K, TIMM, L. C. Solo, Planta e Atmosfera: conceitos, processos e aplicações. São Paulo: Ed. Manole, 2004. (adaptado)

Considere a reação:

2H_2(g) + O_2(g) 2H₂O_(g)

Dadas as equações termoquímicas

4H_(g) → 2H_2(g) ΔH= -871 kJ

2O_(g) → O_2(g) ΔH= -498kJ

4H_(g) + 2O_(g) → 2H₂O ΔH= – 1849kJ

a entalpia de formação da água pode ser obtida pela lei de Hess e é igual a:

a) + 3.218kJ

b) + 480 kJ

c) + 322 kJ

d) – 480 kJ

e) – 3.218 kJ

Questão 3

(UFSM)

A decomposição da matéria orgânica no solo de pântanos pode gerar gás metano. Ao sair do solo, o metano se mistura com o oxigênio do ar e se inflama espontaneamente, gerando uma chama azulada.

A combustão do metano pode ser representada pela seguinte reação:

CH_4(g) + 2O_2(g → CO_2(g) + 2H₂O_(g)

Com base na tabela, a variação de entalpia (ΔH) da reação, em kJ.mol^-1, é:

Ligação	Energia de ligação (KJ. mol-1)
C – H C = O O = O O – H	413 744 498 462

a) + 5.984

b) + 688

c) – 256

d) – 688

e) – 5.984

Questão 4

(UFSM)

Na atmosfera, as moléculas de NO_{(g) têm um tempo de vida curto, pois reagem rapidamente com o O2(g) produzindo dióxido de nitrogênio (NO2(g)), segundo a reação:}

NO_(g) + 1/2 O_2(g) NO_2(g)

Substância	Hºf, 25ºC (kJ mol-1)
NO(g) O2 (g) NO2(g)	90,25 0,00 33,20

A reação acima é ____________, e a variação de entalpia padrão (ΔH⁰) da reação, em kJ/mol, é ___________.

a) exotérmica ; -114,10

b) exotérmica ; -57,05

c) exotérmica ; -5,70

d) endotérmica ; + 57,05

e) endotérmica ; + 114,10

Questão 5

(UFSM)

As entalpias-padrão de formação de alguns compostos são mostradas na tabela:

Composto	Entalpia-padrão de formação (kJ.mol-1), 25ºC, 1atm
CH4(g)	-74
C2H6O(l)	-278
H2O(l)	-268
CO2(g)	-394

Os combustíveis são queimados de acordo com a equação:

Combustível + xO_2(g) → yCO_2(g) + zH₂O_(l)

A 25 ºC e 1 atm, os calores de reação de um mol dos combustíveis metano e etanol, em kJ/mol, são respectivamente:

a) -74 e -278.

b) 74 e 278.

c) -892 e -1368.

d) -966 e -1646.

e) 892 e 1368.