A madeira ao queimar

LIBERA

energia na forma de

CALOR

O alimento para cozinhar

ABSORVE

energia na forma de

CALOR

As transformações sofridas pela matéria

são, quase sempre, acompanhadas por

absorção ou liberação de energia

Esta energia é estudada por um

segmento

da química denominado de

Absorvem calor do

meio ambiente

Liberam calor para o

meio ambiente

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

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:

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.

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

ENTALPIA (H)

Caminho da reação

REAGENTES

PRODUTOSΔH < 0

ΔH = H final – H inicial

HR

HP

ENTALPIA (H)

Caminho da reação

REAGENTES

PRODUTOS

ΔH > 0

ΔH = H final – H inicial

HR

HP

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 = HR 40 – HP 2515 kcal

VERDADEIRA

FALSA

VERDADEIRA

O calor pode ser representado

como parte integrante da reação

ou

na forma de variação de entalpia

2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g)

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

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:

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

03) Considere o seguinte gráfico:

De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa,

respectivamente, as lacunas da frase abaixo.

"A variação da entalpia é ...................; a reação é ....................... porque

se processa ...................... calor”

a) positiva, exotérmica, liberando.

b) positiva, endotérmica, absorvendo.

c) negativa, endotérmica, absorvendo.

d) negativa, exotérmica, liberando.

e) negativa, exotérmica, absorvendo.

A (g) + B (g)

2 AB (g)

Entalpia (H)

caminho da reação

ΔH

EXOTÉRMICANEGATIVA

LIBERANDO

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 bolsastérmicas 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.

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

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

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

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

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 TERMOQUÍMICA2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ

(25°C , 1 atm)

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 (25°C , 1 atm)

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 kcalEntão “ x = 4,4 kcal

V

a formação de 2 mol libera 22 kcal

a formação de 1 mol libera 11 kcal

V

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 )

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)

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

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

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

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/molΔH = (– 196,5) – (– 128,04)

ΔH = – 196,5 + 128,04

ΔH = – 68,42 kcal

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

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 () )

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

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

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 H2Oa) 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

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.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 1212 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

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

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)

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 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

02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da

reação seguinte:3 Cl2 + 2 NH3 6 HCl

+ N2N – H 93 kcal/mol

H – Cl 103 kcal/mol

N N 225 kcal/mol

Cl – Cl 58 kcal/mol

Cl – Cl 3 + 2 N – H

H

H

H – Cl 6

3 x

174 + 558

+ N N

58 + 936 x

+ 732 kcal

103 6 x + 225

618 + 225

– 843 kcal

ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal

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.

C2H4(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

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)

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

C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,3 KJ

C(grafite) + O2 (g)

ΔH2 = – 283,0 KJ

caminho diretoCO2(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

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.

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

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:

S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4(l) 8 H2S2O7(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) + H2SO4 (l) H2S2O7 (l) ΔH = – 130 kj/mol

S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 (l) 8 H2S2O7 (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) + H2SO4 (l) H2S2O7 (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 H2SO4 (l) 8 H2S2O7(l) ΔH = – 1040 kj/mol

Somamos todas as equações:

S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 (l) 8 H2S2O7 (l) ΔH = – 4215 kj/mol

03) (Covest – 2000) 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

12

23

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:

2 Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 196 kcal2

3

2 FeO(s) + 12

O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 68 kcal

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 “

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

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) 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) ΔH = + 531,1 kcal C3H8(g)+ 5 O2(g)

3 C(grafite) + 4 H2(g) C3H8(g) ΔH = – 24,10 kcal

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.

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

g g

( ) ( )( )

( )

( )

( )( )

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