QUÍMICA · 2013. 9. 24. · ou entalpia de reação Para determinar o calor de uma reação e sua...

PRÉ-VESTIBULARLIVRO DO PROFESSOR

QUÍMICA

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I229 IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. — Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]

832 p.

ISBN: 978-85-387-0577-2

1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.

CDD 370.71


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Termoquímica

As reações químicas envolvem várias formas de energia e são acompanhadas de perda ou ganho desta energia, não esquecendo que nos fenômenos físicos também temos, muitas vezes, trocas de energia. Neste módulo estudaremos essas perdas ou ganhos de energia, bem como o que podemos fazer para determinar essa quanti-dade de energia.

Frequentemente, nas embalagens dos produtos alimentícios, encontramos tabelas com os “valores energéticos” dos alimentos. Esses valores são co-mumente dados em calorias, embora fosse melhor indicá-los em joules. Veja:

Chamamos de sistema a uma parte isolada a) do universo, cujas propriedades estão sendo estudadas.

Calor é uma energia em trânsito, que passa b) de onde está em maior quantidade para onde está em menor quantidade.

Quantidade de calor (cedida ou recebida) pode ser determinada pelas relações:

Q = m . C . T Calor sensível

Q = m . L Calor latente

A temperatura de um sistema é a medida da c) agitação térmica das partículas que formam esse sistema.

Todo sistema (substâncias, por exemplo) pos-d) sui um determinado conteúdo energético, que engloba sua energia interna (ligada às forças intermoleculares) mais a externa (ligada ao movimento do sistema).

A unidade de energia no Sistema Internacio-e) nal (SI) é o joule (J). Como calor é energia, a quantidade de calor e, consequentemente, a variação de entalpia ( H), devem ser expres-sas em joule (J) ou num de seus múltiplos, como o quilojoule (kJ).

A caloria (cal) também pode ser utilizada como unidade de quantidade de calor e de variação de entalpia.

Por definição, 1cal é a energia necessária para elevar 1g de água de 1°C.

1cal 4,18J

1kcal 4,18kJ

Exotermia x EndotermiaSão dois os processos em que ocorrem trocas de

energia (na forma de calor): o processo exotérmico e o endotérmico.

Alimento Valor energético (cal/g)

manteiga 7,60

chocolate 4,67

açúcar 4,00

arroz 3,60

batata-inglesa 0,90

peixe 0,84

carne de vaca 2,90

Esses “valores energéticos” correspondem à energia liberada nas reações do metabolismo des-ses alimentos no organismo. Quando dizemos que o chocolate “tem muita caloria”, significa que, nas reações do metabolismo do chocolate no organismo, há liberação de muita energia. Os produtos light têm “valor energético” baixo (low calorie).

IntroduçãoA Termoquímica é uma parte da Termodinâmica

que estuda especificamente as trocas de calor entre o sistema e o meio ambiente, e o possível aproveita-mento desse calor na realização de trabalho, desen-volvido ao longo de um processo químico (reação).


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Processo exotérmico é aquele que ocorre com liberação de calor.

Exemplo: `

Nas combustões (produzem calor):

C3H8 + 5O2 3 CO2 + 4 H2O + 2 000kJ (calor liberado)

No congelamento da água:H2O(l) H2O(s) + 7,5kJ

Processo endotérmico é aquele que ocorre com absorção de calor.

Exemplo: `

Na produção de ferro:Fe2O3 + 3 C(s) + 491,5kJ 2 Fe(s) + 3 CO(g)

(calor absorvido)

No aquecimento da água:H2O(l) + 44kJ H2O(v)

EntalpiaA entalpia de uma substância está associada

ao seu conteúdo energético, e como não é conhecida nenhuma maneira de determinar esse conteúdo em uma substância, medimos, na prática, a variação de entalpia ( H) de um processo (ou reação).

Essa variação corresponde à quantidade de calor liberada ou absorvida durante o processo, realizado nas mesmas condições e à pressão constante.

( H) = Hfinal – Hinicial ( H) = Hprodutos – Hreagentes

A entalpia ( H) e as mudanças de fase

As mudanças de estado físico de uma substân-cia ocorrem com liberação ou absorção de calor; acon-tecem, portanto, com variação de entalpia ( H):

IESD

E B

rasi

l S.A

.

ESTADOSÓLIDO

SUBLIMAÇÃO

FUSÃO

SOLIDIFICAÇÃO

VAPORIZAÇÃO

LIQUEFAÇÃO

SUBLIMAÇÃO

ESTADOLÍQUIDO

ESTADOGASOSO

PROCESSOS ENDOTÉRMICOS H > 0

PROCESSOS EXOTÉRMICOS H < 0

Processos endotérmicos ( H > 0): fusão, vapo-rização e sublimação (sólido gasoso).

Processos exotérmicos ( H < 0): solidificação, liquefação e sublimação (gasoso sólido).

Análise gráfica da variação da entalpia

a) Nas reações exotérmicas: como ocorre libe-ração de calor, a entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes.

H = Hprod – Hreag H < 0

Logo, podemos representar:

A B H < 0

entalpia (H)

HR

HP

A

HB

caminho da reação

onde H = HP – HR HP < HR

b) Nas reações endotérmicas: como ocorre a absorção de energia (calor) ao longo do processo, a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes.

H = Hprod – Hreag H > 0

Logo, podemos representar:

A B H > 0

entalpia (H)

HR

HP

AH > 0

caminho da reação

B

onde H= HP – HR HP > HR


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A temperatura corporal

O metabolismo do corpo humano exige tempe-ratura entre 35,8°C e 37,2°C.

A manutenção da temperatura corporal é uma das grandes aplicações da termoquímica.

A energia interna do organismo é mantida pela ingestão de alimentos. A energia é liberada quan-do esses alimentos são oxidados pelo O2 inalado na respiração, resultando em CO2 e H2O. A reação global da glicose (C6H12O6), por exemplo, pode ser representada por:

C6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l) H = –2 803J

Cerca de 40% da energia produzida nesse processo é utilizada no trabalho das contrações musculares e em outras demandas biológicas. Os 60% restantes são liberados na forma de calor para a manutenção da temperatura corporal.

Para impedir o aquecimento excessivo do cor-po, um dos recursos utilizados pelo organismo é a transpiração. Nesse processo, ocorre a conversão da água, no estado líquido, para vapor:

H2O(l) H2O(v) H= +44kJ

Como é endotérmico ( H > 0), este processo absorve energia do corpo para sua realização.

Durante as atividades físicas, devemos repor a água perdida na transpiração.

Equações termoquímicasUma vez que a determinação da variação

da entalpia de uma reação depende de fatores como, por exemplo, temperatura, pressão, es-tados alotrópicos das substâncias envolvidas etc. Faremos essa determinação a partir de um estado-padrão.

O estado-padrão de uma substância corres-ponde a sua forma mais estável, a 1atm e a 25°C, e a entalpia-padrão será indicada por H°. Podemos então dizer que toda substância simples, no estado-padrão e na sua forma alotrópica mais estável, tem entalpia igual a zero.

Em uma equação termoquímica, devemos indi-car, em função dessas informações:

Exemplo: `

1Cgraf. + 1O2(g) 1CO2(g)

H = –34kcal/mol

25°C/1atm

1H2(g) + 1

2O2(g) 1H2O(l)

H = –68,3kcal/mol

25°C/1atm

Elemento químico no estado-padrão.

(1atm, 298K) H° = 0

Um elemento químico, em seu estado-padrão a 298K, está sob a forma de sua substância simples mais estável, a 1atm. Assim, o elemento químico carbono, em seu estado-padrão, a 298K, está sob a forma da substância simples grafite a 1atm, pois:

estabilidade grafite > diamante

O elemento químico oxigênio, em seu estado-padrão, a 298K, está sob a forma da substância sim-ples O2(g) a 1atm, pois:

estabilidade O2(g) > O3(g)

Calor ou entalpia de reaçãoA variação da entalpia é determinada nos pro-

cessos reacionais e, quando o fazemos, essa entalpia recebe nomes particulares apenas em função do tipo de reação com que estamos trabalhando.

a) Entalpia de formação ( Hf)

É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de qualquer substância a partir de substâncias simples, no estado-padrão.

a variação da entalpia ( • H);

as fases em que se encontram as subs- •tâncias;

a temperatura e a pressão (nos quais a •reação ocorre);

o n.° de mols envolvidos na reação (este- •quiometria).


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Exemplo: `

H2(g) + 1

2O2(g) H2O(l) Hf = –68,3kcal/mol

b) Entalpia de decomposição ( Hd)

É o calor liberado ou absorvido na decompo-sição de 1 mol de qualquer substância, produzindo substância simples.

Exemplo: `

H2SO4(l) H2(g)+ Sromb+ 2O2(g) Hd = –813,8kJ/mol

c) Entalpia de combustão ( Hc)

É o calor liberado na queima de 1 mol de qual-quer substância.

Exemplo: `

CH4(g)+ 2O2(g) CO2(g)+ 2H2O(v) Hc = –213kcal/mol

d) Entalpia de neutralização ( Hn)

É o calor liberado na formação de 1 mol de H2O(l): a partir da reação entre 1 mol de H+ e 1 mol de OH– nas condições-padrão.

Exemplo: `

HCl + NaOH NaCl + H2O Hn = –57,5kJ/mol

1H+(aq) + 10H–

(aq) 1H2O(l)

Cálculo do calor ou entalpia de reação

Para determinar o calor de uma reação e sua variação de entalpia ( H), temos três métodos:

H = ?

Lei de Hess

H = Hp – Hr (pelas entalpias de formação)

H = energia das ligações rompidas – energia das ligações formadas (ener-gias de ligação)

Neste capítulo, estudaremos o método pela Lei de Hess.

Lei de Hess

HistóricoNo início de 1840, os químicos já sabiam que

havia reações que aconteciam em várias etapas e que uma mesma reação global podia ocorrer por ca-minhos diferentes, ou seja, por etapas intermediárias diferentes. Nessa época, o químico suíço Hess obteve NH4Cl(aq) por dois caminhos e mediu os calores libe-rados ou absorvidos em cada etapa. Os resultados obtidos por ele foram os seguintes:

1.° caminho:1.a etapa NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s) – 41,9kcal

2.a etapa NH4Cl(s) + aq NH4Cl(aq) + 3,9kcal (+)

reação global NH3(g) + HCl(g) + aq NH4Cl(aq) – 38,0kcal

estado inicial estado final

2.° caminho:1.a etapa NH3(g) + aq NH3(aq) – 8,5kcal

2.a etapa HCl(s) + aq HCl(aq) – 17,3kcal

3.a etapa NH3(aq) + HCl(aq) NH4Cl(aq) – 12,2kcal (+)

reação global NH3(g) + HCl(g) + aq NH4Cl(aq) – 38,0kcal

estado inicial estado final

Com base nesses experimentos, Hess concluiu que o calor liberado ou absorvido na reação global só dependia dos estados inicial e final e não dos intermediários. O químico fez outros experimentos desse tipo com reações diferentes e confirmou essa conclusão. Em 1840, Hess enunciou a lei seguinte, hoje conhecida como lei de Hess ou lei dos estados inicial e final.

A quantidade de calor liberada ou absorvida numa reação química depende unicamente dos estados inicial e final e não dos intermediários.

Essa lei, também chamada lei da constância do calor total, foi o marco zero no estudo da ter-moquímica. Estabelecida com base em resultados experimentais, é uma consequência do princípio da conservação da energia (1.° princípio da Termodinâ-mica), mas foi enunciada dois anos antes.

Conclusões sobre a lei de HessMuitas vezes, por não podermos determinar a

variação de entalpia de uma reação, podemos fazê-lo utilizando outras reações intermediárias, utilizando uma lei estabelecida em 1840, por G.H. Hess.


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A lei de Hess, para uma dada reação, diz que, a variação de entalpia dela é sempre a mesma, esteja a reação ocorrendo em uma ou várias etapas.

Quando uma equação termoquímica é multipli-cada por um determinado valor, seu H também será multiplicado pelo mesmo valor, uma vez invertida, o sinal do seu H também será invertido.

Cálculo da entalpia ou calor de reação

Como já vimos, a lei de Hess pode determinar este cálculo, porém, dependendo das informações descritas na questão, poderemos ainda determiná-lo por dois outros meios: energia de ligação e entalpia de ligação.

Energia de ligação (EL)Observamos que tanto ao quebrar ligações nos

reagentes quanto ao formá-las nos produtos, envolve-mos no processo energia, sendo que nos reagentes ela é absorvida (fase endotérmica) e nos produtos ela é liberada (fase exotérmica), sabemos que para quebrar ou formar 1 mol de ligações “em módulo” gastamos a mesma quantidade de energia.

H – H 2H H = +104kcal/mol

2H H – H H = –104kcal/mol

Sendo que o H da reação é a soma de todas as energias de ligações envolvidas no processo.

Exemplos: `

Calcular a variação da entalpia na queima do aceti-1) leno, dadas as energias de ligação:

C a) C: 127kcal/mol

C = O: 178kcal/molb)

O = O: 118kcal/molc)

C – H: 100kcal/mold)

H – O: 110kcal/mole)

Solução: `

Equação da queima do acetileno, destacando as ligações:

H – C C – H + 52

= 0

+622kcal – 932kcal

+O = C = OO = C = O

O

H H

Ligações rompidas:

2C – H: 2 . 100 = 200

1C C: 1 . 127 = 127

52

O = O: 5/2 . 118 = 295

+622kcal

São necessárias 622kcal para romper todas as ligações.

O calor que entra é positivo.

Ligações formadas:

4C = O: 4 . 178 = 712

2H – O: 2 . 110 = 220–932kcal

Serão liberadas 932kcal ao formar todas as ligações.

O calor que sai é negativo.

H = ligações rompidas + ligações formadas

H = (+622kcal) + (–932kcal)

H = –310kcal

Calcule a entalpia da reação H2) 2(g) + C 2(g) 2HC (g) H = ?

Solução: `

H2(g) + C 2(g) 2 HC (g) H = ?

H – H(g) + C – C (g) H – C (g) + H – C (g)

energia absorvida nas quebras de ligações

energia liberada nas forma-ções das ligações

Para formar 1 mol de ligaçãoH – H = 436kJC – C = 242,6kJ

Para formar 1 mol de ligaçãoH – C = 431,8kJComo são formados 2 mols de HC2H – C = 863,6kJ

Energia total

absorvida:

678,6kJ

Energia total

liberada:

863,6kJ

Como a energia liberada é maior que a energia absorvida, essa reação é exotérmica ( H < 0). O valor absoluto pode ser calculado pela diferença entre o maior e o menor valor de energia. No caso:

valor maior – valor menor

863,6 – 678,6 = 185kJ

Assim:

H2(g) + C 2(g) 2 HC (g) H = –185kJ


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Entalpia de formação ( HF)Quando dadas as entalpias de formação de

substâncias envolvidas no processo, determina-se o H da reação em função da variação das entalpias de

formação das substâncias envolvidas no processo.

H = HF(produtos) – HF(reagentes)

Calor de formação é a energia absorvida ou 1) desprendida na formação de 1 mol da subs-tância, a partir de seus elementos no estado-padrão.

Substância simples e variedade alotrópica 2) mais estável a 25°C (temperatura ambiente) e 1atm têm entalpia padrão igual a zero (H = 0).

Exemplo: `

um balão de O2 a 25°C e 1atm tem H = 0

um balão de O3 a 25°C e 1atm tem H 0

um balão de H2 a 25°C e 1atm tem H = 0

Resumindo:

Consideremos uma reação segundo a equação geral:

aA + bB cC + dD H = ?

Sendo HA, HB, HC e HD as entalpias das substâncias A, B, C e D, a variação de entalpia da reação será:

H = (cHC + dHD) – (aHA + bHB )

entalpia final entalpia inicial

H = H(produtos) – H(reagentes)

Exemplos: `

Calcular a variação de entalpia, na queima do ace-1) tileno, dados os calores de formação.

HFH2O = –68kcal/mol

HFCO2 = –94kcal/mol HFC2H2

= +54kcal/mol

Equação da queima do acetileno:

C2H2 + 52

O2 2CO2 + H2O H = ?

Solução: `

Hr = ( HfC2H2 +

52

HfO2) HP = (2 HfCO2

+ HfH2O )

Hr = (+ 54kcal + 52

. 0) Hp = (2 . –94kcal + –68kcal)

Hr = +54kcal Hp = –256kcal

H = Hp – Hr

H = (–256kcal) – (+54kcal) = –310kcal

Calcule 2) H da reação de hidrogenação do aceti-leno.

Solução: `

A hidrogenação total do acetileno (C2H2) produz etano (C2H6). Essa reação pode ser representada por:

C2H2(g) + 2H2(g) C2H6(g) H = ?

O H pode ser calculado a partir das entalpias dos par-ticipantes presentes na tabela:

HC2H2 (g) = +227kJ/mol

HH2 = zero

HC2H6 (g) = –84,5kJ/mol

(+227) 2(0)

Hr

(–84,5)

Hp

C2H2(g) + 2H2(g) C2H6(g) H = ?

H = Hp – HR

H = [(HCH6(g))] – [(HC2H6(g))] + [(2HH2(g)

)]

H = [–84,5] – [(+227) + 2(0)]

H = [–84,5] – [+227]

H = –311,5kJ

Determine a entalpia do CaCO3) 3 na reação a seguir.

A equação de decomposição do mármore pode ser representada por:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H = +177,5kJ/mol

Solução: `

Na tabela, encontramos as entalpias:

HCaO(s)= –635,5kJ/mol

HCO2(g) = –394kJ/mol

No entanto, não encontramos a entalpia de HCaCO3(s), que

pode ser determinada da seguinte maneira:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H = +177,5kJ/mol

HCaCO3(s) = ? (–635,5)(–394) H = +177,5kJ/mol

HRHp

H = HP – HR

H = –[(HCaO(s) ) – (HCO2(g)

)] – [(HCaCO3(s))]

+177,5 = [(–635,5) + (–394)] – [HCaCO3(s)]

+177,5 = [–635,5 – 394] – HCaCO3(s)


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HCaCO3(s) = –1 029,5 – 177,5

HCaCO3(s) = –1 207kJ/mol

A entalpia-padrão de formação da glicose (C4) 6H12O6) não pode ser determinada diretamente porque a formação dessa substância por seus elementos não é obtida na prática. As entalpias-padrão de combustão do C6H12O6 e as entalpias-padrão de formação do H2O(l) e CO2(g) podem ser determinadas diretamente porque essas reações ocorrem na prática. Os valores encontrados são:

entalpia-padrão de combustão do C • 6H12O6(s) = –2 820kJ/mol

entalpia-padrão de formação do H • 2O(l) = –286kJ/mol

entalpia-padrão de formação do CO • 2(g)= –393,5kJ/mol

Com base nesses dados, calcule a entalpia-padrão da glicose sólida, C6H12O6(g).

6Cgrafite + 6H2(g) + 3O2(g) C6H12O6(s) Ho = ?

Solução: `

C6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l) H° = –2 820kJ

H° = (6H0CO2(g)

+ 6H0H2O(I)

) – (H0C6H12O6(s)

+ 6H0O

2(g))

–2 820 = [6(–393,5) + 6 (–286) – [(x + 6 (0))]

–2 820 = –2361 – 1716 – x + 0

x = –1257 HC6H

12O6–(s) = –1 257kJ/mol

Resposta: –1 257kJ/mol

Entropia e energia livre

EntropiaO segundo princípio da Termodinâmica afirma

que “as partículas de um sistema tendem a sofrer uma equipartição de energia e equipartição do espaço”.

Assim entendemos a passagem de calor de um corpo quente para um corpo frio – equipartição de energia – até o equilíbrio térmico.

Analisamos um gás A num sistema com pressão maior que outro gás B num outro sistema separado por uma válvula. Abrindo a válvula, o gás A tende a invadir o recipiente do gás B, e vice-versa, e após algum tempo teremos uma mistura homogênea – equipartição do espaço.

PA < PB P

A equipartição da energia ou do espaço chama-se aumento de entropia. Podemos definir entropia (S) como uma medida de organização do sistema.

S (entropia) – medida de organização do sistema.

Há grande entropia quando há pouca ordem.

Há baixa entropia quando há muita ordem.

1.º Exemplo: `

2H2(g) + O2(g)

Entropia dos reagentes

Sr

2H2O( )

Entropia dos produtos

Spv

Variação da entropia: S = Sp – Sr

Os dois gases no reagente apresentam maior entropia do que o líquido no produto.

Sp < Sr

Logo: S < 0

Quando diminui a entropia, aumentando a or-dem, S < 0.

Quando aumenta a entropia, diminuindo a or-dem, S > 0.

2.º Exemplo: `

IESD

E B

rasi

l S.A

.

SH2O(s) < SH2O( )

< SH2O(g)

A água sólida (gelo) apresenta baixa entropia, pois suas moléculas estão unidas por pontes de hidrogênio, bem determinadas, obedecendo a um ângulo de 104,5°.

A água líquida apresenta entropia média entre o sólido e o gás. No estado líquido, as moléculas movem-se umas sobre as outras – trata-se de um fluido.


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A água gasosa, ou vapor de água, apresenta maior entropia, pois o movimento das partículas é contínuo. Portanto, possui alta entropia, pois tem pouca ordem.

Energia livre de Gibbs ( G) é o balanço entre a variação da entalpia e a variação da entropia.

PãoValor

energético por grama

Valor energético total

12,50g decarboidrato

17kJ (4,0kcal) 212kJ (50kcal)

2,50g de proteína 17kJ (4,0kcal) 42,5kJ (10kcal)

1,25g de gordura 38kJ (9,0kcal) 47,5kJ (11,25kcal)

8,75g de água - -

302kJ (71,25kcal)

Valor Energético total = 1 470kJ (351,7kcal)

A energia consumida durante a caminhada deve ser igual a 1 470kJ, que é o valor energético total. Assim:

1 hora = 60 minutos _ _ _ _ _ _ _ _ _ 1 100kJ

x _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 1 470kJ

1 470kJ . 60min1 100kJ

x = 80minx =

Calcule a quantidade de energia envolvida na queima 2. de 10 mols de propano.

Solução: `

A quantidade de energia liberada ou consumida é pro-porcional à quantidade de substâncias envolvidas.

Na queima de 1 mol de C3H8, por exemplo, são liberados 2 046kJ:

1C3H8 (g)+ 5O2(g) 3CO2(g)+ 4H2O(g)+ 2 046kJ

1 mol

libera 2 046kJ

A partir dessa relação, podemos calcular a energia libe-rada para qualquer quantidade de C3H8, para 10 mol de C3H8, temos:

1 mol libera 2 046kJ

10 mol libera x

x = 20 460kJ

G = H – T S

Energia livre = entalpia – entropia – tem-peratura

G é a energia que “sobra” do sistema, descon-tando-se a entalpia e o trabalho de pôr em ordem as moléculas resultantes da reação.

Se G < 0, a reação é espontânea.

Se G > 0, a reação não é espontânea.

Se G = 0, a reação está em equilíbrio.

Conhecendo as composições do hambúrguer e do pão, 1. dadas na tabela:

hambúrguer (100g) pão (25g)

24g de proteína 12,50g de carboidrato

20g de gordura 2,50g de proteína

56g de água 1,25g de gordura

8,75g de água

e utilizando os valores energéticos mencionados no texto:

calcule o valor energético obtido pela ingestão de um a) pão de 25 gramas e um hambúrguer de 100 gramas;

determine quanto tempo (minutos) uma pessoa b) deveria caminhar para consumir a energia obtida na ingestão do lanche mencionado no item a, sabendo que uma hora de caminhada consome 1 100kJ.

Solução: `

Quantidade de energia obtida pela ingestão do lanche:a)

HambúrguerValor

energético por grama

Valor energético total

24g de proteína 17kJ (4,0kcal) 408kJ (96kcal)

20g de gordura 38kJ (9,0kcal) 760kJ (180kcal)

56g de água - -

1 168kJ (276kcal)

O corpo humano pode trocar calor com o meio 3. ambiente por meio de condução ou por meio de convecção. A condução é a transferência de calor entre dois corpos que estejam em contato direto. A transmissão de calor do corpo humano


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Considere a equação: 2C4. graf. + 3H2(g) + 1

2O2 C2H6O(l)

Determine o H da mesma.

Solução: `

O valor do H dessa reação pode ser determinado a partir de outras três equações:

Equação I – combustão completa do Cgraf

1Cgraf + 1O2(g) 1CO2(g) H = –394kJ/mol

Equação II – combustão do hidrogênio [H2(g)]

1H2(g) + 12

O2(g) 1H2O (I) H = –286kJ/mol

Equação III – combustão completa do álcool comum (C2H6O)

1C2H6O(I) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(I) H = –1 368kJ/mol

Vamos trabalhar com as equações I, II e III de modo que a sua soma nos permita obter a equação termo-química de formação do álcool comum. Para isso, devemos:

ter 2 mols de Ca) graf no lado dos reagentes, o que se obtém multiplicando-se a equação I por 2:

2Cgraf + 2O2(g) 2CO2(g) H = –788kJ

ter 3 mols de Hb) 2(g) no lado dos reagentes, o que se obtém multiplicando-se a equação II por 3:

3H2(g) + 32

O2(g) 3H2O (I) H = –858kJ

ter 1 mol de álcool comum [1 Cc) 2H6O(I)] no lado dos pro-dutos, o que se obtém invertendo-se a equação III:

2CO(g) + 3H2O(I) 1C2H6O(I) + 3O2(g) H = +1 368kJ

Somando essas três equações, agora devidamente adaptadas, obteremos a equação desejada e, também, o valor de H para a formação do C2H6O:

2Cgraf + 2CO2(g) H = –788kJ

3H2(g) + O2(g) 3 H2O(I) H = –858kJ +

2CO2(g) + 3H2O(I) 1C2H6O(I) + 3O2(g) H = +1 368kJ

__________________________________________

2Cgraf + 3H2(g) + ½O2(g) 1C2H6O(I) H = –278kJ

A entalpia de formação do C2H6O(I) é de –278kJ.

(Unirio) O elemento químico tungstênio, de símbolo 5. W, é muito utilizado em filamentos de lâmpadas incan-descentes comuns. Quando ligado a elementos como carbono ou boro, forma substâncias quimicamente inertes e duras.

O carbeto de tungstênio, WC(s), é muito utilizado em ponteiras de ferramentas como perfuratrizes, esmeris, lixas para metais etc.

por condução só é importante em processos realizados embaixo da água ou quando o corpo se encontra em contato com objetos sob altas temperaturas.

Com

stoc

k C

omp

lete

.

A convecção é a transferência de calor em razão da movimentação do ar sobre a superfície do corpo. Nesse caso, temos as seguintes situações:

se a temperatura do corpo for mais elevada •que a temperatura do meio ambiente, o or-ganismo humano cederá calor às moléculas do ar;

se a temperatura do meio ambiente for igual •à temperatura do corpo, não haverá troca de calor;

se a temperatura do meio ambiente for mais ele- •vada que a do corpo, este receberá calor das moléculas do ar.

Em relação a esse assunto, cite duas outras formas que o corpo humano utiliza para transferir calor ao meio ambiente. Explique.

Solução: `

Irradiação e evaporação.

A irradiação é a transmissão de calor por um corpo, na forma de ondas eletromagnéticas, da faixa do infravermelho. Em condições ambientais normais, a irradiação é responsável por 60% da perda calórica do ser humano.

A evaporação ocorre quando a água é aquecida pelo calor do organismo, até passar para a fase de vapor e deixar a superfície do corpo. Para cada litro de água que se evapora são perdidas 580 calorias, com o consequente resfriamento do organismo.


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Essa substância pode ser obtida pela reação:

Cgraf + W(s) WC(s)

A partir das reações a seguir, calcule o H de formação para o WC(s).

Dados:

W(s) + 3

2O2(g) WO3(s)

Hcombustão = –840kJ/mol

Cgraf + O2(g) CO2(g)

Hcombustão = –394kJ/mol

WC(S) + 5

2O2(g) WO3(s) + CO2(g)

Hcombustão = –1 196kJ/mol

–19kJ/mola)

–38kJ/molb)

–2 430kJ/molc)

+38kJ/mold)

+2 430kJ/mole)

Solução: ` B

Devemos trabalhar com as três equações cujos H foram fornecidos, a fim de obter o H da reação desejada:

I – W(s) + 3

2O2(g) WO3(s)

H = –840kJ/mol

II – Cgraf + O2(g) CO2(g)

H = –394kJ/mol

III – WC(s) + 5

2O2(g) WO3(s) + CO2(g)

H = –1 196kJ/mol

Cgraf + W(s) WC(s)

H = ?

Para determinarmos o H da reação desejada, devemos:

manter I para termos Wa) (s) no lado dos reagentes;

manter II para termos Cb) graf no lado dos reagentes;

inverter III para termos WCc) (s) no lado dos produtos.

Então, obtemos:

WI. (s) + 3

2O2(g) WO3(s) H = –840kJ

CII. graf + O2(g) CO2(g) H = –394kJ

WOIII. 3(s) + CO2(g) WC(s) + 5

2 O2(g) H = +1 196kJ

__________________________________________

W(s) + Cgraf WC(s) + 5

2O2(g) H = –38kJ

Calcule, a partir dos dados fornecidos na tabela a 4. seguir, quantas calorias são consumidas nos casos descritos nos itens a, b e c.

Alimento kcal/g Alimento kcal/gArroz 3,62 Pão 2,80

Feijão 3,47 Queijo prato 3,70

Tomate 0,22 Leite 0,65

Carne de boi 3,82 Açúcar 3,85

Suco de laranja 0,49 Chocolate 5,18

Refeição composta de: 100 gramas de arroz, a) 60 gramas de feijão, 4 fatias de tomate (40 gra-mas), 1 bife de carne de vaca (100 gramas) e 1 copo de suco de laranja (100 gramas de laranja adoçado com 20 gramas de açúcar).

Lanche composto de: 1 pão de 50 gramas, 2 fa-b) tias de queijo prato (60 gramas), 2 fatias de to-mate (20 gramas), 1 copo de leite (200 gramas).

Lanche composto de: 1 tablete de 200 gramas c) de chocolate.

Supondo que numa caminhada a 5km/h um d) indivíduo gaste 340,0kcal/h, calcule o tempo em minutos que cada uma das pessoas deverá caminhar para gastar as calorias ingeridas nos itens a, b e c.

Solução: `

O total de calorias é calculado pela somatória:a)

(100 . 3,62) + (60 . 3,47) + (40 . 0,22) + (100 . 3,82) + (100 . 0,49) + (20 . 3,85)

362 + 208,2 + 8,8 + 382 + 49 + 77 = 1 087,0kcal

(50 . 2,80) + (60 . 3,70) + (20 . 0,22) + (200 . b) 0,65) = 140 + 222 + 4,4 + 130 = 496,4kcal

(200 . 5,18) = 1 036,0kcalc)

I) 60 d) 340,0kcal

x 1 087kcal

60x

= 340,01 087

y = 1 087 . 60340,0

x = 191,8min

II) 60 340,0kcal

y 496,4kcal

60x

= 340,0496,4

y = 496,4 .60340,0

x = 87,6min


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Assim, 1kg de CH4 libera 13 300kcal.

Usando o mesmo raciocínio para o etanol, temos:

1 mol de C2H6O = 46g liberam 326,4kcal

1 000g -------------- x

x = 1 000g . 326,4kcal46g

x = 7 095kcal

Assim, 1kg de C2H6O libera 7 095kcal.

Logo, podemos concluir que, para uma mesma massa dos dois combustíveis, o metano libera mais energia na sua combustão completa, ou seja, o poder energético do CH4 é maior.

(Fuvest) Pode-se conceituar energia de ligação química 6. como sendo a variação de entalpia ( H) que ocorre na quebra de 1 mol de uma dada ligação.

Assim, na reação representada pela equação:

NH3(g) N(g) + 3 H(g); H = 1 170kJ/mol NH3

são quebrados 3mols de ligação N – H, sendo, portanto, a energia de ligação N – H igual a 390kJ/mol.

Sabendo-se que na decomposição:

N2H4(g) 2 N(g) + 4 H(g); H = 1 720kJ/mol N2H4

são quebradas ligações N – N e N – H, qual o valor, emkJ/mol, da energia de ligação N – N?

80a)

160b)

344c)

550d)

1 330e)

Solução: `

Sabendo que a energia da ligação N – H é igual a 390kJ/mol, vamos escrever a fórmula estrutural do N2H4 e fazer a sua decomposição:

|H

H – N – N – H 2N + 4H H = 1 720kJ/mol|H

São rompidas:

Ligaçõesrompidas

Energiafornecida (kJ)

Energiatotal (kJ)

4 ligações N – H 4 . (390) = 1 560 (1 560 + x)

1 ligação N – H 1 . x

Como o H da reação é 1 720kJ/mol, o valor de x pode ser calculado por:

H = 1 560 + x

1 720 = 1 560 + x

x = 160kJ/mol

(PUC-SP) O gás obtido na fermentação do lixo orgânico 5. é chamado biogás e contém metano, que pode ser usa-do como combustível. Utilize-se dos dados abaixo para comparar a quantidade de calor fornecida pela combustão completa de um quilograma de metano puro e de um quilograma de álcool etílico puro feitas a 25°C e 1atm.

Substância H de formação (kcal mol-1)

metano – CH4(g) –17,9

etanol – C2H6O(l) –66,7

gás carbônico – CO2g –94,1

água – H2O(l) –68,3

(Massas molares: CH4 = 16g mol-1; C2H6O = 46g mol-1)

Solução: `

Inicialmente, devemos equacionar as respectivas reações de combustão completa e calcular os seus H:

1CH4(g) + 2CO2(g) CO2 + 2H2O(g) H = ?

(–17,9) 2(O)

HR

(–94,1)(–68,3)

Hp

H = [(HCO2(g)) + 2(HH2O(I)

) – [HCH4(g)) + 2HO2(g)

]

H = [(–94,1) + 2 (–68,3)] – [(–17,9)+ 2 (O)]

H = [–230,7] – [–17,9]

H = –212,8kcal/mol

1C2H6O(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) H = ?

(– 66,7) 3(O)

HR Hp

H = [2(HCO2(g)) + 3(HH2O(I)

)] – [(HC2H6O(I)) + 3(HO2(g)

)]

H = [2 (–94,1) + 3 (–68,3)] – [(–66,7) + 3 (0)]

H = = [–393,1] – [–66,7]

H = –326,4kcal/mol

Analisando a combustão completa do metano (CH4) e conhecendo sua massa molar (16g mol-1), podemos fazer a seguinte relação:

1 mol de CH4 = 16g liberam 212,8kcal

1 000g ---------- x

x = 1 000g . 212,8kcal16g

x = 13 300kcal

III) 60 340,0kcal

z - 1 036,0kcal

60x

= 340,01036,0

y = 10 36,0.60340,0

x = 182,8min

2(-94,1) 3(-68,3)


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Observe os dois textos a seguir:

Texto 1Águas minerais podem em geral ser durasO calcário (CaCO3) e a dolomita (MgCO3, CaCO3) são dois minerais abundantes na natureza e muitas vezes são encontrados em regiões em que é feita a captação de água para uso humano, a qual deve ser tratada antes de ser consumida.

Essa água, denominada água dura, contém íons Ca2+ e Mg2+. Ela não é apropriada nem para uso doméstico, nem para uso industrial.

O CaCO3 é praticamente insolúvel em água, porém, ao reagir com o CO2 do ar atmosférico forma um sal solúvel, que fica dissolvido na água.

CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2

Nos sistemas de aquecimento central e nas caldeiras que utilizam água dura, a temperatura interna, maior que a ambiente, faz com que essa reação ocorra no sentido oposto:

Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H2O

O CaCO3 regenerado vai se depositando no interior das tubulações e das caldeiras, diminuindo o espaço disponível para a água dura. Esse acúmulo de material pode danificar seriamente as tubulações e até provocar a explosão de caldeiras.

Para remover esse depósito, é comum a introdução de ácido clorídrico (aq) que, ao reagir com o CaCO3, produz um sal solúvel.

CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2

Classificação da água dura (quantidade):

macia (para uso humano): menor que 120ppm •de Ca2+

moderadamente dura: de 120 a 350ppm de Ca • 2+

muito dura: acima de 350ppm. •

Texto 2Combustíveis fossaisA maior parte da energia produzida no mundo é proveniente da queima do gás natural (metano), do carvão e dos derivados do petróleo, como o GLP, a gasolina, o querosene e o óleo diesel. Todos esses combustíveis liberam CO2 na queima. Como o consumo de energia no planeta cresce continuamente, a quantidade de CO2 lançada na atmosfera também aumenta continuamente, razão pela qual o impacto ambiental causado pelo efeito estufa torna-se cada vez mais grave.

Considerando apenas o efeito estufa, o melhor combustível é aquele que libera a maior quantidade de energia por mol de CO2 liberado na queima.

Vamos comparar os combustíveis gás natural (CH4), carvão (C) e gasolina (principal componente octano, C8H18), em relação ao impacto ambiental causado unicamente pelo efeito estufa.

CH4(g) + 202(g) CO2(g) + 2H2O(l) + 888kJ

Conclusão: na produção de 888kJ de energia, é liberado um mol de CO2.

C(s) + O2(g) CO2(g) + 393kJ

Conclusão: na produção de 393kJ de energia, é liberado um mol de CO2.

Conclusão final: para produzir a mesma quantidade de energia, a quantidade de CO2 lançada na atmosfera cresce segundo a sequência: gás natural < gasolina < carvão.

Tendo em vista unicamente o efeito estufa, o impacto ambiental causado por esses combustíveis cresce segundo a mesma sequência: gás natural < gasolina < carvão.

Os derivados do petróleo e o carvão têm outra grande desvantagem em relação ao gás natural: eles contêm enxofre, que, na combustão, é transformado em SO2(g). Quando é lançado na atmosfera, o dióxido de enxofre é convertido em H2SO4, que retorna à superfície terrestre sob forma de chuva ácida. Em relação aos derivados do petróleo, quanto menos volátil ele for, maior é seu teor em enxofre e maior será o impacto ambiental em relação à chuva ácida.

Questão: a segunda reação descrita no texto acima é exo ou endotérmica? Justifique a sua resposta.

Resposta: exotérmica, pois o texto diz que a energia no interior da caldeira é maior que no exterior, logo libera calor.

Um jeito fácil de “limpar” uma grande extensão de 7. área rural destinada ao plantio ou à pastagem é a queimada. Esse método é condenável porque além de colocar em risco espécies da fauna da região, destrói também as bactérias que transformam o N2(g|) do ar em nitrato, NO3

–1, e nitrito, NO2–1, íons

que são nutrientes essenciais para as plantas. Por isso, depois de uma queimada, o solo sempre fica mais pobre em nutrientes.


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(Elite) Observe o esquema a seguir:1.

De acordo com o esquema acima, este processo pode ser considerado:

exotérmico e absorve 900kJ.a)

exotérmico e libera 200kJ.b)

exotérmico, com c) ∆H = –900kJ.

endotérmico, com d) ∆H = +200kJ.

endotérmico, com e) ∆H = –200kJ.

(Elite) Assinale a alternativa que contém apenas pro-2. cessos com ∆H negativo.

Combustão e fusão.a)

Combustão e sublimação de sólido para gás.b)

Combustão e sublimação de gás para sólido.c)

Fusão e ebulição.d)

Evaporação e congelação.e)

Uma lata de 3. spray esfria quando é agitada ou quando lançamos no ambiente a substância contida no frasco. Esse fenômeno ocorre porque:

há vaporização do líquido e esse processo é endo-a) térmico.

há liquefação do vapor e esse processo é exotérmico.b)

há solidificação do líquido e esse processo é en-c) dotérmico.

há ebulição do líquido e esse processo é exotérmico.d)

há sublimação.e)

(Elite) Observe o processo de vaporização da água:4.

H2O() H2O(g)

H = +44KJ/molDetermine o calor absorvido na vaporização de 0,9g de água.

(Dados: H = 1,0; O = 16)

(Elite) É característico de uma reação exotérmica apre-5. sentar:

reagentes e produtos líquidos.a)

entalpias iguais para reagentes e produtos.b)

apenas participantes gasosos.c)

entalpia dos produtos menor que a entalpia dos d) reagentes.

entalpia dos produtos maior que a entalpia dos re-e) agentes.

(Elite) A queima de 1 mol de carbono libera 94kcal, en-6. quanto a vaporização de 1 mol de água absorve 10kcal. Qual massa de água poderia vaporizar com a queima de 48g de carbono?

(Dadas as massas molares: Carbono = 12g/mol; H2O = 18g/mol)

(Elite) Observe o diagrama a seguir:7.

Produtos

Reagentes

É possível afirmar que:

o processo é exotérmico, com a) ∆H = +230kJ.

o processo é endotérmico, com b) ∆H = +570kJ.

o processo é endotérmico, com c) ∆H = +230kJ.

o processo é exotérmico, com d) ∆H = –230kJ.

o processo é exotérmico, com e) ∆H = –570kJ.

Suponha que uma queimada consumiu 100 toneladas de vegetação, constituída por aproximadamente 40% de carbono.

Equacione a combustão total do carbono conti-a) do na vegetação.

Verifique, com base na equação, se o gás carbô-b) nico formado exerceu um trabalho de expansão no ar. Justifique sua resposta.

Se 7,5% do carbono sofre combustão parcial, c) qual o trabalho de expansão no ar exercido por essa transformação sabendo que a temperatura variou de 27°C para 227°C? Dados: R = 8,314 J/mol.K e T (K) = 273 + t(°C).

Solução: `

1Ca) (s) + 1O2(g) 1CO2(g)

Na reação de combustão total, não há trabalho exer-b) cido pelo sistema, uma vez que não há variação da quantidade de matéria de gases na reação.

2Cc) (s) + 1O2(g) 2CO(g)

40% . 100t = 40t e 7,5% . 40t = 3 t

T = n . R . T T = 3 . 106

12 . 8,314 . (500 – 300)

T = 4,16 . 108 J


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(Elite) O mercúrio pode ser obtido pela reação de ciná-8. brio, HgS (sulfeto de mercúrio), com oxigênio do ar.

HgS(g) + O2(g) → Hg(l) + SO2(g) ∆H = –238kJ/mol

Com base nessas informações, responda:

A entalpia dos reagentes é maior ou menor que a a) entalpia dos produtos? Por quê?

Qual o calor liberado na formação de 4,0g de mer-b) cúrio? (Dado: Hg = 200)

Dado o diagrama de entalpia:9.

Determine o calor de ∆H na solidificação de 900mL de água. (Dados: densidade da água líquida = 1,0g/mL; massa molar de água = 18g/mol)

(Elite) Defina:10.

processo exotérmico;a)

processo endotérmicob) .

(Elite) Escreva o enunciado da lei de Hess.11.

(Elite) O dibrorano (B12. 2H6) é um hidreto de boro altamente reativo, considerado atualmente como possível combustível de foguetes em programas espaciais.

Calcule o ∆H da síntese do dibrorano a partir dos elementos químicos, de acordo com a equação abaixo:

⇒ 2B(s) + 3H2(g) B2H6(g)

Dados:

(s) 2(g) 2 3(s)

2 6(g) 2(g) 2 3(s) 2 (g)

2(g) 2(g) 2 (g)

3I. 2B O B O H 1 273kJ

2II. B H + 3O B O + 3H O H 2 035kJ

1III. H + O H O H 242kJ

2

+ → ∆ = −

→ ∆ = −

→ ∆ = −

(Elite) Dadas as equações termoquímicas:13.

2(g) 2(g) 2 (g)

2(g) 2(g) 2 ( )

1H + O H O H 58kcal

21

H + O H O H 68kcal2

→ ∆ = −

→ ∆ = −

Determine a quantidade de calor envolvida na vaporização de 1L de água líquida (mol da H2O = 18g; densidade da água = 1g/ml).

(Elite) A combustão incompleta de carbono, responsável 14. pela produção do monóxido de carbono, é difícil ser realizada isoladamente em um calorímetro. No entanto, o ∆H desse processo pode ser calculado pelos seguintes dados:

graf 2(g) 2(g)

(g) 2(g) 2(g)

C + O CO H 394kJ

2CO + O 2CO H 566kJ

→ ∆ = −→ ∆ = −

Com base nessas informações, determine o ∆H da queima de 36g de carbono no processo:

graf 2(g) 2(g)

1C + O CO

2→

(Elite) Determine o 15. ∆H da liquefação de 1 mol de me-tanol, de acordo com a seguinte equação:

CH3OH(g) → CH3OH(l) ∆H = ?

Dados:

3 ( ) 2(g) 2(g) 2 ( )

3 (g) 2(g) 2(g) 2 ( )

3I. CH OH O CO + 2H O H 727kJ

23

II. CH OH O CO + 2H O H 765kJ2

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

(Elite) Dado o diagrama de entalpia em quilocalorias:16.

H (kcal)

H2(g) + 1/3 O3(g)

H2(g) + 1/2 O2(g)

H2O( )

+11

–68

0

Determine o ∆H para os seguintes processos:

2(g) 3(g) 2 ( )

1H O H O H ?

3+ → ∆ =

a)

Formação de 24g de ozônio a partir de gás oxigênio b) (mol de O3 = 48).

(Elite) Calcule a entalpia do metano, emkJ/mol, a partir 17. dos seguintes dados:

4(g) 2(g) 2(g) 2 ( )

graf 2(g) 2(g)

2(g) 2(g) 2 ( )

CH 2O CO 2H O H 890kJ/mol

C O CO H 394kJ/mol

1H O H O H 286kJ/mol

2

+ → + ∆ = −+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

(Elite) Qual a importância da lei de Hess?18.

(Elite) O número de etapas de uma reação pode in-19. fluenciar no ∆H?

(Elite) É possível prever a ocorrência de reações 20. químicas, conhecendo algumas grandezas; a entalpia é uma delas. Cite outras duas grandezas.


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(Cesgranrio) Dado o esquema abaixo, estabelecido nas 21. condições padrão:

Entalpia (kcal)

2H2(g) + CO(g) + 1,502(g)

CH3OH() + 1,502(g)

CH2(g) + 2H2O()

H = –173KcalH = –204Kcal

Sabendo que a entalpia padrão de formação de CO(g) é igual a –26kcal/mol, calcule a entalpia padrão de formação do metanol líquido.

Analisando o diagrama abaixo:22.

Entalpia (kcal/mol)

0

–71,0

–94,4

Srômbico + O2(g)

SO2(g) + O2(g)

SO3 (g)

podemos concluir que a entalpia de formação do SO3(g) é igual a:

+94,4kcal/mol.a)

–94,4kcal/mol.b)

–71,0kcal/mol.c)

–23,4kcal/mol.d)

+23,4kcal/mol.e)

A 25ºC e 1atm de pressão, 1 mol de nitrogênio gasoso, 23. reagindo com 1 mol de oxigênio gasoso, produz monó-xido de nitrogênio gasoso com absorção de 22kcal do produto obtido. O diagrama que representa corretamente essa informação é:

2NO(g)

N2(g) + O2(g)

a)

N2(g) + O2(g)

2NO(g)

b)

2NO(g)

N2(g) + O2(g)

c)

N2(g) + O2(g)

2NO(g)

d)

NO2(g) + O2(g)

N2(g)

e)

São conhecidos os seguintes valores de energia de ligação, 24. a 25ºC:

Ligação Energia de ligação (kcal/mol)CI – CI 57,8

H – CI 103,0

C – H 99,5

C – CI 78,5

Determine a variação de entalpia, aproximada, para a reação:

CH4(g) + Cl2(g) H3CCl(g) + HCl(g)

O diagrama representa as variações de entalpia envolvi-25. das nas etapas de formação do cloreto de sódio sólido a partir dos átomos de sódio e cloro no estado gasoso.

Entalpia

Na(g) + Cl(g)

NaCl(s)

H1

H2

Na(g) + Cl(g)

+ –

Sobre esse processo, assinale a afirmação incorreta:

a formação de NaCla) (s) a partir dos átomos gasosos é um processo endotérmico.

os átomos isolados são mais estáveis que os íons b) isolados.

os íons formados têm 8 elétrons no último nível.c)


16 EM

_V_Q

UI_

019

∆d) H2 é responsável pela estabilidade do cloreto de sódio.

∆e) H2 + ∆H1 corresponde à variação de entalpia da reação Na(g) + CI(g) → NaCI(s).

Através das reações:26.

(s) 2(g) 2(g)

2(s) 2(g) 2 ( )

(s) 2(g) 4(g)

I. C O CO H 94,1kcal /mol

1II. H O H O H 68,3kcal /mol

2III. C 2H CH H 19,9kcal /mol

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

Calcule o calor liberado, emkcal, na queima de 1,6t de metano (CH4) (dado: massa molar do CH4 = 16 g/mol).

2,5 . 10a) 6

2,1 . 10b) 8

2,1 . 10c) 7

1,4 . 10d) 7

1,4 . 10e) 8

(UFF) A cabeça de palito de fósforo contém uma 27. substância chamada trissulfeto de tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à pressão normal, a liberação de uma quantidade de calor de 3 677kJ/mol. A reação referente ao processo está representada abaixo:

P4S3(s) + 8O(g) → P4O10(s) + 3SO2(g)

Calcule a entalpia padrão de formação do P4S3(s), considerando a seguinte tabela:

Composto

P4O10(S) –2 940,0

SO2(g) –296,8

(Cesgranrio) O acetileno é um gás de grande uso comer-28. cial, sobretudo em maçaricos de oficinas de lanternagem. Assinale a opção que corresponde à quantidade de calor fornecida pela combustão completa de 5,2kg de acetileno (C2H2) a 25ºC, sabendo que as entalpias de formação, nessa mesma temperatura, são:

do CO • 2(g) = –94,1kcal/mol

da H • 2O(l) = –68,3kcal/mol

do C • 2H2(g) = +54,2kcal/mol

(Dados: C = 12; H = 1)

1 615kcala)

6 434kcalb)

21 660kcalc)

40 460kcald)

64 340kcale)

A queima de 1,0kg de metano (CH29. 4) liberou 5,5 . 104kJ. Com base nesse dado, o calor da combustão de 1 mol de metano é da ordem de (dado: massa molar do CH4 = 16g . mol–1):

8,8 . 10a) –4

8,8 . 10b) –3

8,8 . 10c) –2

8,8 . 10d) 2

8,8 . 10e) 4

A “cal extinta” [Ca(OH)30. 2] pode ser obtida pela reação entre óxido (CaO) e água (H2O), com consequente liberação de energia. O óxido de cálcio, ou “cal viva”, por sua vez, é obtido por forte aquecimento de carbonato de cálcio (CaCO3). As equações referentes a essas reações são:

CaO + HI. 2O → Ca(OH)2 + calor

CaCOII. 3 + calor → CaO + CO2

Identifique a afirmativa incorreta:

a reação II é endotérmica.a)

a reação II é uma reação de decomposição.b)

a reação I é uma reação endotérmica.c)

a reação total entre a “cal extinta” e o ácido sulfúri-d) co (H2SO4) produz CaSO4 e água.

a reação entre a “cal viva” e o ácido clorídrico (HCI) e) produz CaCI2 e água.

(Elite) Assinale a alternativa que traz a(s) substância(s) 1. que, por convecção, possui(em) entalpia zero:

Oa) 3(g).

diamante.b)

enxofre monoclínico.c)

água líquida.d)

Oe) 2(g) e H2(g).

(Elite) Escreva a equação termoquímica que correspon-2. de à informação abaixo:

“No estado padrão, a combustão completa do gás etileno, C2H4, produz CO2(g) e H2O(l). Esse processo libera 1 411kJ/mol”.

(UFF) Conhece-se a entalpia de combustão do metanol, 3. que vale 182kcal/mol, determine a massa desse com-bustível que, nas mesmas condições, liberam 36,4kcal (massa molar do metanol = 32g/mol).


17EM

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019

(Unirio) A combustão do carbono grafite é dada 4. pela equação:

Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –394kJ/mol

A queima de 3g de grafite envolverá (carbono = 12g):

absorção de 197kJ.a)

absorção de 98,5kJ.b)

liberação de 1 576kJ.c)

liberação de 197kJ.d)

liberação de 98,5kJ.e)

(Elite) Observe a equação termoquímica abaixo, a 25ºC:5.

2(g) 2(g) (g)

1 1N O NO H 90kJ/mol

2 2+ → ∆ = +

A reação de 48L de N2, sob temperatura de 25 ºC, envolverá (dado: volume molar de N2(g), a 25ºC = 24L/mol):

absorção de 180kJ.a)

absorção de 360kJ.b)

absorção de 720kJ.c)

liberação de 180kJ.d)

liberação de 360kJ.e)

(Unirio) A combustão completa de metano forma CO6. 2(g) e H2O( ). Se esse processo fosse realizado a 25ºC e 1atm, liberaria 50kcal/mol de combustível.

Calcule o calor liberado na formação de 6L de CO2(g), a 25ºC e 1atm (volume molar do gás a 25ºC e 1atm = 24L/mol).

(Elite) A entalpia de 1 mol de água líquida vale –286kJ. O 7. fato de uma mesma substância possuir entalpia negativa significa que:

A substância tem um conteúdo de energia menor I. que as correspondentes, substâncias simples no estado padrão.

A formação da substância, a partir das substâncias II. simples no estado padrão, é um processo exotérmico.

A substância é estável como um gás nobre.III.

Está(ão) correta(s) somente a(s) afirmativa(s):

I.a)

II.b)

III.c)

I e II.d)

I, II e III.e)

(Elite) Defina entalpia de combustão ou calor de com-8. bustão.

(Elite) Explique o seguinte termo: “entalpia zero”.9.

Ao colocarmos um cubo de gelo nas mãos, sentimos 10. uma sensação de frio. Explique esse fenômeno.

Dada a equação termoquímica:11.

Cgrafite + 2Sromb → CS2( ) ∆H = +19kcal

Responda:

O processo é endo ou exotérmico?a)

Qual a massa de enxofre rômbico que seria necessá-b) ria para produzir 1,2 . 1024 moléculas de sulfeto de car-bono? (Dado: massa molar do enxofre = 32g/mol)

(UFF) Quando o benzeno queima na presença de ex-12. cesso de oxigênio, a quantidade de calor transferida à pressão constante está associada à reação:

6 6( ) 2(g) 2(g) 2 ( )

15C H O 6CO 3H O

2+ → +

O calor transferido nesta reação é denominado calor de combustão. Considere as reações:

(grafite) 2(g) 6 6( )

(grafite) 2(g) 2

2(g) 2(g) 2 ( )

6C 3H C H H 49,0kJ

C O CO H 395,5kJ

1H O H O H 285,8kJ

2

+ → → ∆ =+ → → ∆ = −

+ → → ∆ = −

O calor de combustão do benzeno, emkJ, será:

3 267,4a)

2 695,8b)

–1 544,9c)

–3 267,4d)

–2 695,8e)

(UFMG) O álcool etílico e o éter dimetílico são isômeros de 13. fórmula molecular C2H6O. Embora essas duas substâncias te-nham a mesma fórmula molecular, os calores de combustão de seus vapores são diferentes. Todas as afirmativas abaixo apresentam um fator relevante para explicar a diferença dos calores de combustão desses dois compostos, exceto:

As moléculas apresentam diferentes ligações quí-a) micas.

As suas temperaturas de ebulição são diferentes.b)

As suas fórmulas estruturais são diferentes.c)

As suas moléculas correspondem a diferentes fun-d) ções orgânicas.

(UFMG) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo 14. em dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação de água que, no caso, está em contato com o corpo humano. Essa sensação de frio explica-se pelo fato de que a evaporação da água é um processo:

endotérmico e cede calor ao corpo.a)

endotérmico e retira calor do corpo.b)


18 EM

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019

exotérmico e cede calor ao corpo.c)

exotérmico e retira calor do corpo.d)

A fermentação e a respiração são processos pelos quais 15. uma célula pode obter energia. Nas equações abaixo, estão representadas as duas reações citadas e as ener-gias correspondentes.

6 12 6(s) 2 5 ( ) 2(g)

6 12 6(s) 2(g) 2(g) 2 (g)

C H O 2C H OH 2CO H 230kJ

C H O 6O 6CO 6H O H 2 880kJ

→ + ∆ = −+ → + ∆ = −

Utilizando os dados apresentados nas equações, pode-se determinar que a queima completa de 1 mol de etanol.

libera 2 650kJ.a)

absorve 2 510kJ.b)

libera 1 325kJ.c)

absorve 2 050kJ.d)

libera 1 15kJ.e)

Solicitado a classificar determinados processos como 16. exotérmicos ou endotérmicos, um estudante apresentou este quadro:

Processo ClassificaçãoDissociação molécula de hidrogênio em átomos

Exotérmico

Condensação de vapor de água

Endotérmico

Queima de álcool Exotérmico

Considerando-se esse quadro, o número de erros cometidos pelo estudante em sua classificação é:

1a)

3b)

0c)

2d)

(Elite) Classifique as reações a seguir em exotérmica 17. ou endotérmica:

Xa) (g) + 2Y(g) → W(g) ∆H = –20kcal

Ab) (g) + B(g) → AB(g) ∆H = +15kcal

Dc) (g) + E(g) → F(g) ∆H = +18kcal

(Unificado) Observe o gráfico:18.

H (kcal)

S ( ) + 3/2 O2(g)

SO2(g)+ 1/2 O2(g)

SO3(g)

0

–71

–94

O valor da entalpia de combustão, de mol de SO2(g), emkcal, a 25ºC e 1atm, é:

–71a)

–23b)

+23c)

+71d)

+165e)

(UERJ) Ao se dissolver uma determinada quantidade 19. de cloreto de amônio em água, a 25ºC, obteve-se uma solução cuja temperatura foi de 15ºC. A transformação descrita caracteriza um processo do tipo:

isotérmica.a)

atérmica.b)

exotérmica.c)

endotérmica.d)

(PUC-RJ) Nas condições padrão, a reação de:20. 3NH3(g) → 1,5N2(g) + 4,5H2(g) ∆H = 33,0kcal

Logo, a entalpia de formação de 2mols do gás amoníaco é:

–11,0kcal.a)

+11,0kcal.b)

+33,0kcal.c)

–22,0kcal.d)

–33,0kcal.e)

(PUC-RJ) Calcular a variação de entalpia da transforma-21. ção da grafite em diamante, sabendo-se que a grafite é a variedade alotrópica mais estável do carbono e recebe entalpia zero.

Dados: variação de entalpia de formação de gás carbônico a partir do diamante e da grafite:

C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94,5kcal

C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94,0kcal

Na respiração celular, a glicose reage com o oxigênio 22. de acordo com a equação:

C6H12O6(g) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O( )

Qual o ∆H do processo?

(graf ) 2(g) 2(g) 6 12 6(s)

(graf ) 2(g) 2(g)

2(g) 2(g) 2 ( )

I. 6C 6H 3O C H O H 1 275kJ

II. C + O CO H 394kJ

1III. H + O H O H 286kJ

2

+ + → ∆ = −→ ∆ = −

→ ∆ = −

O gás acetileno, C23. 2H2, pode transformar-se em benzeno, um importante solvente para substâncias apolares, de acordo com a seguinte equação:

3C2H2(g) → C6H6( ) ∆H = ?


19EM

_V_Q

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019

Com base nessas informações, determine o ∆H desse processo.Dados:

2(g) 2(g) 2 ( )

2(g) 2(g) 2

6 6

( )

( )

2 2(g)

15I. O 6CO 3H O H 1115kJ

25

II. O 2CO H O H 6

C H

4C 8kJH2

+ → + ∆ = −

+ → + ∆ = −

(UFRJ) O metanol, um combustível líquido, tem sido utilizado 24. como substituto da gasolina, e pode ser produzido a partir do metano, conforme a reação representada a seguir:

2CHI. 4(g) + O2(g) → 2CH3OH( )

Dado que:

CHII. 4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) ∆H0 = +206kJ

2HIII. 2(g) + CO(g) → CH3OH( ) ∆H0 = –128kJ

2HIV. 2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H0 = –483kJ

Calcule a variação de entalpia (a) ∆H0) da reação I, a partir dos dados fornecidos.

Determine o calor liberado na reação III, quando b) 280g de monóxido de carbono são consumidos.

(PUC-RJ) Calcule o valor de 25. ∆H de combustão para o sulfeto de hidrogênio.

Dados:

∆Hf do H2S = –4,8kcal/mol

∆Hf do SO2 = –71kcal/mol

∆Hf de água = –68,3kcal/mol

(Elite) Dadas as entalpias de formação do CO26. (g) e do CO2(g), calcule a entalpia da reação CO2(g) + C(s) → 2CO(g) à temperatura de 25ºC e pressão normal.

∆HfCO = –26kcal; ∆HfCO2 = –94kcal

(Elite) Calcule o 27. ∆H de transformação do óxido ferroso em óxido férrico, segundo a equação:

(s) 2(g) 3(g)

12FeO O FeO

2= →

Dados:

∆a) Hf = FeO = 64kcal/mol

∆b) Hf = Fe2O3 = 196,5kcal/mol

(Elite) Calcular o 28. ∆H de combustão do etano, sabendo-se que:

Calor de formação do etano: • ∆H = –20,2kcal/mol

Calor de formação do dióxido de carbono: •

∆H = –94,1kcal/mol

Calor de formação de água: • ∆H = –68,3kcal/mol

(Cesgranrio) Considere:29.

∆H de formação de CO2(g) = –94,1kcal

∆H de formação de H2O( ) = –68,3kcal

∆H de formação da sacarose = –531,5kcal

A energia liberada, emkcal, pela oxidação de 1 mol de sacarose, segundo o processo:

C12H22O11 + 12O2(g) → 12CO2(g) +11H2O( ) será:

531,5a)

751,3b)

1 349,0c)

6 93,9d)

1 129,2e)

(Unirio) A decomposição do explosivo nitroglicerina 30. libera grande volume de gases e considerável quantida-de de calor, de acordo com a reação:

4C3H5(ONO2)3( ) → 12CO2(g) + 10H2O(g) + N2(g) + O2(g)

A variação de entalpia na decomposição da nitroglicerina, emkcal/mol de nitroglicerina é:

Dados:

∆Hf nitroglicerina(l) = –58kcal

∆Hf CO2(g) = –94,0kcal

∆Hf H2O(g) = –57,8kcal

–3 68,5a)

–737,0b)

–1 105,5c)

–945,5d)

–437,5e)

(Unificado)31.

6 6( ) 2(g) 2(g) 2 ( )

15C H O 6CO 3H O 795kcal

2+ → + +

A reação acima corresponde à combustão do benzeno. O calor de combustão do benzeno, à pressão constante, é 795kcal e os calores de formação do CO2(g) e de H2O( ) são, respectivamente, –96kcal e –69kcal.

Determine o calor de formação de benzeno.

–24kcala)

–12kcalb)

–2,4kcalc)

+12kcald)

+24kcale)

(Unirio) A quantidade de calor emkcal formado pela 32. combustão de 221,0g de etino, a 25oC, conhecendo-se as entalpias (∆H) de formação de CO2(g), H2O( ) e etino(g), é aproximadamente:

Dados:

CO2(g) = –94,10kcal/mol

H2O(l) = –68,30kcal/mol

C2H2(g) = +54,20kcal/mol

DHo =


20 EM

_V_Q

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019

–2 640,95kcala)

–1 320,47kcalb)

–880,31kcalc)

–660,23kcald)

–528,19kcale)

(Unirio) O elemento químico tungstênio, de símbolo 33. W, é muito utilizado em filamentos de lâmpadas incan-descentes comuns. Quando ligado a elementos como carbono ou boro, forma substâncias quimicamente inertes e duras.

O carbeto de tungstênio, WC(s), é muito utilizado em ponteiras de ferramentas como perfuratrizes, esmeris, lixas para metais etc.

Essa substância pode ser obtida pela reação:

C(grafite) + W(s) → WC(s)

A partir das reações a seguir, calcule o ∆H de formação para o WC(s).

Dados:

(s) 2(g) 3(s) combustão

(graf ) 2(g) 2(g) combustão

(s) 2(g) 3(s) 2(g) combustão

3W O WO H 840kJ/mol;

2C O CO H 394kJ/mol;

5WC O WO + CO H 840kJ/mol;

2

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

–19kJ/mola)

–394kJ/molb)

–2 430kJ/molc)

+38kJ/mold)

+2430kJ/mole)

(Unificado) O etanol pode ser produzido a partir da 34. cana-de-açúcar, sendo utilizado como combustível e como solvente.

Observe os dados:

C2H6O( ) ∆Hc = –327kcal

CO2(g) ∆Hf = –94kcal

H2O( ) ∆Hf = – 68,3kcal

A entalpia de formação do etanol é:

+66,5kcala)

–133kcalb)

+133kcalc)

–66,5kcald)

–65,9kcale)

O H35. 2SO4 é uma substância tão importante, devido ao seu extenso uso em processos industriais, que a quantidade de ácido sulfúrico produzido anualmente por um país é um dos indicadores de seu nível de desenvolvimento. As

reações que descrevem um dos processos de obtenção desse ácido e suas respectivas entalpias a 25ºC são:

(s) 2(g) 2(g)

2(g) 2(g) 3(g)

3(g) 2 ( ) 2 4( )

S O SO H 297kJ

1SO O SO H 99kJ

2SO H O H SO H XkJ

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

+ → ∆ =

Sabendo-se também que:

2(g) 2(g) 2 ( )

1H O H O H 286kJ

2+ → ∆ = −

e que a entalpia de formação (∆Hf) do H2SO4 a 25ºC é igual a –814kJ/mol, calcule o valor de x.


21EM

_V_Q

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019

B1.

C2.

A3.

1 mol = 16 + 2 . 1 = 18g4.

18g _____ 44kJ

0,9g _______ X

X = 2,2kJ

D5.

12g de carbono _____ 94kcal6. 48g de carbono _________ XX = 376kcal18g de H2O _____ 10kcalY _____ 376kcalY = 678,8g de H2OB7.

8. O processo apresenta a) ∆H negativo (processo exotér-mico), então, ocorre liberação de energia e a entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos produtos.

200g de Hg _____ –238kJb)

4g de Hg ___________ X

X = –4,76kJ

9.

md

vm

1g/mol900mL

m 900g

=

=

=

18g H2O _____ –10kcal

900g H2O __________ X

X = –500kcal

10.

Libera calor para o ambiente e transmite a sensa-a) ção de aquecimento.

Absorve calor do ambiente e transmite a sensação b) de frio.

O valor de 11. ∆H de uma reação química depende apenas do estado inicial e do estado final. Desse modo, será a soma algébrica dos valores de ∆H das etapas que compõem o processo.


22 EM

_V_Q

UI_

019

12.

(s) 2(g) 2 3(s)

32B O B O H 1 273kJ

2+ → ∆ = −I.

BII. 2O3(s) + 3H2O(g) B2O6(g) + 3O2 ∆H = +2 035kJ

2(g) 2(g)

33H O H 3.( 242)kJ

2+ → ∆ = −III.

2Br(s) + 3H2(g) → B2H6(g)

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 =

(–1 273) + (2 035) + 3 . (–242) = +36kJ

2 ( ) 2(g) 2(g)

1H O H O H 68kcal

2→ + ∆ =

13.

2 (g) 2(g) 2 2(g)

2 ( ) 2 (g)

1H O O H O H 58kcal

2H O H O H 10kcal

+ → ∆ = −

→ ∆ =

md

vm

1g / mol1 000 mL

m 1 000g

=

=

=

18g _____ 10kcal

1 000g _____ X

X = 555,56kcal

2C14. graf + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H = –294kJ . (2)

2CO2(g) → 2CO(g) + O2(g) ∆H = 566kJ

2Cgraf + O2(g) → 2CO(g) ∆H = –222kJ

(2Cgraf + O2(g) → 2CO(g) ∆H = –222kJ) ÷ 2

graf 2(g) (g)

1C O CO H 111 kJ

2+ → ∆ = −

12g de C _____ –111kJ

36g de C _____ X

X = –333kJ

3 (g) 2(g) 2(g) 2 ( )

3CH OH O CO 2H O H 765kJ

2+ → + ∆ = −

15.

2(g) 2 ( ) 3 (g) 2(g)

3CO 2H O CH OH O H 727kJ

2+ → + ∆ = +

CH3OH(g) → CH3OH( ) ∆H = –38kJ

16.

∆a) H = HP – HR ⇒ –68 – (+11) – 79kcal

–11kcal _____ 1/3mol = 16gb)

X _____ 24g

X = –16,5kcal

CO17. 2(g) + 2H2O( ) → CH4(g) + 2O2 ∆H = 890kJ/mol

Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –394kJ/mol

CO2(g) + 2H2O( ) → CH4(g) + 2O2 ∆H = 890kJ/mol

2H2(g) + O2(g) → 2H2O ∆H = (–286) . 2kJ/mol

Equação global:

Cgraf + 2H2(g) → CH4(g) ∆H = –76kJ/mol

A lei de Hess permite o cálculo teórico do 18. ∆H de pro-cessos difíceis de serem feitos isoladamente em um calorímetro.

Não, o calor 19. ∆Htotal depende apenas do valor inicial e do valor final.

Energia livre e entropia.20.

21.

2 2 2 2

2 2 3 2

2

2 2 3

32H CO O CO 2H O H 204kcal

23

CO 2H O CH OH O H 173kcal2

1C O CO H 26kcal

21

2H C O CH OH H 57kcal2

+ + → + ∆ = −

+ → + ∆ =

+ → ∆ = −

+ + → ∆ = −

B22.

A23.

24.

∆H = ∆Hquebras + ∆Huniões

∆Hquebras = 99,5 + 57,8

∆Huniões = –78,5 – 103,0

∆H = 157,3 – 181,5

∆H = –24,2kcal

A25.

C26.

P27. 4S3(s) + 8O2 → P4O10 + 3SO2 ∆H = –3 677kJ

P4O10 + 3SO2 → P4S3 + 8O2 ∆H = 3 677kJ

∆H = HP – HR

3 677 = HP – (–2 940) + 3 . (–296,8)

HP = 3 677 – 3 830 . 4

HP = –153,4kJ

∆28. H = –62 140kcal

D29.

C30.


23EM

_V_Q

UI_

019

E1.

C1. 2H4(g) + 3O2 2CO2(g) + 2H2O( )

∆2. Hcomb = –1 411kJ/mol, a 1atm, e 25°C

1 mol – 32g _____ 182kcal3.

X _____ 36,4kcal

X = 6,4g de metanol

E 4.

B5.

24L _____ 50kcal6.

6L _____ Q

Q = 12,5kcal

D7.

É a quantidade de calor liberada na combustão completa de 8. 1 mol de substância, quando todos os participantes encontram-se no estado padrão.

As substâncias simples no estado padrão (estado mais 9. estável a 25ºC e 1atm) terão sempre, por convenção, entalpia ZERO.

A fusão do gelo retira calor de nossas mãos e assim nos 10. transmite a sensação de frio. Trata-se de uma reação endotérmica.

11.

Endotérmico.a)

2 . 32g de S_____ 6 . 10b) 23 moléculas

X _____ 1,2 . 1024 moléculas

X = 128g de S.

D12.

B13.

B14.

C15.

D16.

17.

Exotérmica.a)

Endotérmica.b)

Endotérmica.c)

B18.

D19.

D20.

C21. grafite + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94,0kJ/mol

CO2(g) → Cdiamante + O2(g) ∆H = 94,5kJ/mol

Cgrafite → Cdiamante ∆H = –0,5kJ/mol

C22. 6H12O6(s) → 6Cgraf + 6H2(g) + 3O2(g) ∆H = 1 275kJ

6Cgraf + 6O2(g) → 6CO2(g) ∆H = –394 . (6)kJ

2(g) 2(g) 2 ( )

66H O 6H O H 286 . (6)kJ

2+ → ∆ = −

C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O( ) ∆H = –2805kJ

2 2(g) 2(g) 2(g) 2 ( )

53C H 3 O 3 . 2CO 3H O

2+ → +

23.

H 3.( 648)kJ∆ = −

2(g) 2 ( ) 6 6( ) 2(g)

156CO 3H O C H O H 1 115kJ

2+ → + ∆ =

3C2H2(g) → C6H6( ) ∆H = –829kJ

24.

2CHa) 4(g) + 2H2O(g) → 2CO2(g) + 6H2

∆H = 206 . (2)kJ

4H2(g) + 2CO(g) → 2CH3OH( )

∆H = –0128 . (2)kJ

2H2(g) + O2 → 2H2O ∆H = –483kJ

2CH4(g) + O2 → 2CH3OH ∆H = –327kJ

libera28g de CO 128kJ

280g de CO x

x 1 280kJ

→ −

→

= −

b)

2 2(g) 2 2

3H S O SO H O

2+ → +25.

∆H = HP – HR

∆H = (–71 + (–68,3)) – (–4,8)

∆H = –134,5kcal

∆26. H = HP – HR

∆H = 2 . (–26) – (–94)

∆H = –56 + 94

∆H = 42kcal

∆27. H = HP – HR

∆H = 196,5 – 2 . 64,04

∆H = 68,42kcal/mol

2 6 2 2 2

7C H O 2CO 3H O

2+ → +28.

∆H = HP – HR

∆H = (2 . (–94,1) + 3 . (–68,3)) – (–20,2)

∆H = –372,9kcal/mol


24 EM

_V_Q

UI_

019

∆29. H = HP – HR

∆H = (12 . (–94,1) + 11 . (–68,3)) – (–531,5)

∆H = –1 349kcal

Dividir os coeficientes da equação por 4 e, em conse-30. quência, o ∆H também será dividido por 4.

3 5 2 3 2 2 2 2

1 1C H (ONO ) 3CO 2,5H O N O

4 4→ + + +

∆H = HP – HR

∆H = 3 . (–94) + 2,5 . – 57,8) – (–58)

∆H = –368,5

D31.

A32.

B33.

E34.

S35. (s) + O2(g) → SO2(g) ∆H = –297kJ

2(g) 2(g) 3(g)

3(g) 2 ( ) 2 4( )

1SO O SO H 99kJ

2SO H O H SO H X

+ → ∆ = −

+ → ∆ =

(s) 2 2 2 4

2(g) 2 2

3S O H O H SO H 396 X

21

H O H O H 286kJ2

+ + → ∆ = − + + → ∆ = −

H2(g) + S(s) + 2O2(g) → H2SO4 ∆H = –814kJ

∆H ⇒ –814 = –286 – 396 + X

X = –814 + 682

X = –132kJ


QUÍMICA · 2013. 9. 24. · ou entalpia de reação Para determinar o calor de uma reação e sua...

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