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Lista Geral de Termoquímica
2018 Profº Vinicius - Química
Parte 1
01 (Fuvest-SP) Com base nos dados da tabela,
pode-se estimar que o ∆H da reação representada por H2(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g), dado em kJ por mol de HCℓ(g), é
igual a:
a) - 92,5
b) - 185
c) - 247
d) + 185
e) + 92,5
02 (Fuvest-SP) Considere o equilíbrio e os seguintes dados:
a) Calcule, usando as energias de ligação, o valor do ∆H da reação de formação de 1 mol de B, a partir de A.
b) B é obtido pela reação de A com ácido sulfúrico diluído à temperatura ambiente, enquanto A é obtido a partir de B,
utilizando-se ácido sulfúrico concentrado a quente.
Considerando as substâncias envolvidas no equilíbrio e o sinal do ∆H, obtido no item a, justifique a diferença nas
condições empregadas quando se quer obter A a partir de B e B a partir de A.
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03 (Fuvest-SP) Pode-se conceituar a energia de ligação química 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 = 1170 kJ/mol NH3
são quebrados 3 mols de ligação N–H, sendo, portanto, a energia de ligação N-H igual a 390 kJ/mol.
Sabendo-se que na decomposição:
N2H4(g) 2 N(g) + 4 H(g); H = 1720 kJ/mol N2H4
são quebradas ligações N–N e N–H, qual o valor, em kJ/mol, da energia de ligação N–N?
a) 80 b) 160 c) 344 d) 550 e) 1 330
04 (Fatec-SP) Das equações que se seguem
I. C8H18(ℓ) + 25/2 O2(g) 8 CO2(g) + 9 H2O(g)
II. H2O(ℓ) H2O(g)
III. CH4(g) C(g) + 4 H(g)
representa(m) transformações que se realizam com absorção de energia:
a) a II e a III. b) a I e a III. c) a I e a II. d) a I apenas. e) a III apenas.
05 (FCMSC-SP) De acordo com os seguintes dados:
qual é, aproximadamente, a energia necessária para decompor 1 mol de hidrazina (H2N–NH2) em seus átomos
constituintes?
a) 39 kcal b) 93 kcal c) 132 kcal d) 411 kcal e) 450 kcal
06 (Mackenzie-SP) Calcular a variação de entalpia na reação
2 HBr(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g) + Br2(g)
conhecendo-se as seguintes energias de ligação todas nas mesmas condições de pressão e temperatura:
a) –149,2 kcal
b) –19,6 kcal
c) +145,3 kcal
d) +232,7 kcal
e) +19,6 kcal
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07 (Unifesp-SP) Com base nos dados da tabela
pode-se estimar que ∆H da reação representada por
2 H2O(g) 2 H2(g) + O2(g)
dado em kJ por mol de H2O(g), é igual a:
a) + 239.
b) + 478.
c) + 1 101.
d) – 239.
e) – 478.
08 (Fuvest-SP) Calcule a energia envolvida na reação:
2 HI(g) + Cℓ2(g) I2(g) + 2 HCℓ(g)
Expresse o resultado em kcal/mol de HI(g). Indique se a reação é exotérmica ou endotérmica.
Dados:
09 (UFMG-MG) Conhecendo-se as seguintes energias no estado gasoso:
H−H.........∆H=+104kcal/mol
Cℓ−Cℓ.....∆H=+58kcal/mol
H−Cℓ.......∆H=+103kcal/mol
concluímos que o calor da reação (∆H): H2(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g) será igual a:
a) – 206 kcal b) – 103 kcal c) – 59 kcal d) – 44 kcal e) – 22 kcal
10 (UCSal-BA) Considere as seguintes equações:
2 H(g) H2(g) H = – 435 kJ/mol de H2
2 H(g) + O(g) H2O(g) H = – 928 kJ/mol de H2O 2 O(g) O2(g) H = – 492 kJ/mol de O2
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Qual das transformações absorve mais energia?
a) O rompimento da ligação H – H.
b) O rompimento da ligação O – H.
c) O rompimento da ligação O = O.
d) A formação da ligação H – H.
e) A formação da ligação O – H.
11 (Fuvest-SP) Dadas as seguintes energias de ligação, em kJ por mol de ligação,
N ≡ N: 950; H – H: 430; N – H: 390
Calcular o valor da energia térmica (em kJ por mol de NH3) envolvida na reação representada por:
12 (FGV-SP) Considere os seguintes dados: N2 + 3 H2 2 NH3
H−H + F−F 2 H−F + 129 kcal
para calcular x:
a) utiliza-se apenas o dado 129 kcal.
b) utiliza-se apenas o dado 104 kcal.
c) utilizam-se apenas os dados 104 kcal e 129 kcal
d) utilizam-se apenas os dados 104 e 135 kcal
e) utilizam-se os dados 104 kcal, 135 kcal e 129 kcal.
13 (FCC-BA) A dissociação de 1 mol de fosfina (PH3) é representada por:
9,6 . 102 kJ + PH3(g) P(g) + 3 H(g)
Sendo assim, a energia de ligação P – H é:
a) 1,2 . 102 kJ/mol b) 2,4 . 102 kJ/mol c) 3,2 . 102 kJ/mol d) 4,8 . 102 kJ/mol e) 8,6 . 102 kJ/mol
14 (FUVEST-SP) Em cadeias carbônicas, dois átomos de carbono podem formar ligação simples (C—C), dupla (C = C) ou
tripla (C ≡ C). Considere que, para uma ligação simples, a distância média de ligação entre os dois átomos de carbono é
de 0,154nm, e a energia média de ligação é de 348kJ/mol.
Assim sendo, a distância média de ligação (d) e a energia média de ligação (E), associadas à ligação dupla (C = C),
devem ser, respectivamente,
a) d < 0,154nm e E > 348kJ/mol.
b) d < 0,154nm e E < 348kJ/mol.
c) d = 0,154nm e E = 348kJ/mol.
d) d > 0,154nm e E < 348kJ/mol.
e) d > 0,154nm e E > 348kJ/mol.
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15 (Fuvest-SP)
Calor de combustão no estado gasoso:
A = 1 140 kJ/mol
B = 1 454 kJ/mol
A e B são compostos de uma mesma fórmula molecular C2H6O, sendo um deles o álcool etílico e o outro o éter
dimetílico. Utilizando os valores de energia de ligação, identifique A e B, explicando o raciocínio usado.
16 (Unicamp-SP) Por “energia de ligação” entende-se a variação de entalpia (∆H) necessária para quebrar um mol de
uma dada ligação. Esse processo é sempre endotérmico (∆H > 0). Assim, no processo representado pela equação:
CH4(g) C(g) + 4 H(g) ∆H = 1 663 kJ/mol
são quebrados 4 mols de ligações C – H, sendo a energia de ligação, portanto, 416 kJ/mol.
Sabendo-se que no processo:
C2H6(g) 2 C(g) + 6 H(g) ∆H = 2 826 kJ/mol
são quebradas ligações C – C e C – H qual o valor da energia de ligação C – C?
Indique os cálculos com clareza.
17 (UnB-DF) A energia de ligação é a quantidade de energia necessária para quebrar um mol de uma dada ligação.
Então, por energia de ligação entende-se a variação de entalpia (∆H) usada para romper um mol de ligações. Por
exemplo, na reação, a 25 °C, representada pela equação:
CH4(g) C(g) + 4 H(g) ∆H = 1 664 kJ/mol
são quebrados 4 mols de ligação C – H, sendo a energia de ligação, portanto, 416 kJ/mol. Ao passo que na reação:
C2H6(g) 2 C(g) + 6 H(g) ∆H = 2 826 kJ/mol
também a 25 °C são quebradas as ligações C – H e C – C.
Com base nestas informações, julgue os itens:
(0) O valor da energia de ligação C – C, a 25 °C, é 330 kJ, mol.
(1) Ambas reações citadas acima são exotérmicas.
(2) ∆H = – 2 826 kJ/mol não corresponde à variação de entalpia de formação de um mol de C2H6(g), a 25 °C.
(3) No processo C2H6(g) 2 C(g) + 6 H(g) são quebradas 6 ligações C – H e 2 ligações C – C.
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18 (UERJ-RJ) O propeno (∆Hf formação = 5 kcal · z mol-1), um composto utilizado largamente em síntese orgânica, produz propano (∆Hf formação = – 25 kcal · mol-1), por redução catalítica, de acordo com a reação abaixo.
catalisador
C3H6(g) + H2(g) C3H8(g)
Observe, na tabela, os valores aproximados das energias de ligação nas condições-padrão.
Calcule o valor da energia de dissociação para um mol de ligações H – H, em kcal · mol–1.
19 (UFGO-GO) Determine a entalpia de formação de ácido clorídrico gasoso, segundo a reação representada pela
equação:
H2(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g)
Dados:
H2(g) 2 H(g) ΔH° = 436 kJ/mol
Cℓ2(g) 2 Cℓ(g) ΔH° = 243 kJ/mol
HCℓ(g) H(g) + Cℓ(g) ΔH° = 431 kJ/mol
Indique os cálculos.
20 (Fatec-SP) Calcule a energia envolvida na reação:
2 HI(g) + Cℓ2(g) I2(g) + 2 HCℓ(g)
Expresse o resultado em kcal/mol de HI(g).
Indique se a reação é exotérmica ou endotérmica.
Dados:
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Gabarito - Parte 1
01- Alternativa A
02- a)
b) A transformando-se em B: reação exotérmica, ∆H < 0, não necessitando de aquecimento para sua ocorrência; foi
utilizado ácido sulfúrico diluído, pois trata-se de hidratação de alceno. B transformando-se em A: reação endotérmica,
que necessita de aquecimento para a sua ocorrência, foi utilizado ácido sulfúrico concentrado, pois trata-se de
desidratação de álcool.
03- Alternativa B Para romper 4 mols (N-H) e 1 mol de (N-N) temos:
4 · (N-H) + 1 (N-N) = 1 720 kJ/mol
4 · 390 + Eligação (N-N) = 1 720
Eligação (N-N) = + 160 kJ/mol (N-N)g
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04- Alternativa A A vaporização da água (II) e a quebra de ligações (III) são processos endotérmicos.
As reações de combustão (I) são exotérmicas.
05- Alternativa D
06- Alternativa B
07- Alternativa A
08-
2 H – I(g) + Cℓ – Cℓ(g) I – I (g) + 2 H – Cℓ(g)
2.(+71) (+58) (-36) 2.(-103)
∑Equebrar = +200 ∑Eformar = -242
∆H = ∑Equebrar + ∑Eformar
∆H = (+200)+(-242)
∆H = -42kcal
Para consumo de 1mol de HI temos: ∆H = – 21kcal/mol HI
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09- Alternativa D
H – H(g) + Cℓ – Cℓ(g) 2 H – Cℓ(g)
(+104) (+58) 2.(-103)
∑Equebrar = +162 ∑Eformar = -206
∆H = ∑Equebrar + ∑Eformar
∆H = (+162)+(-206)
∆H = -44kcal
10- Alternativa B Considerando os valores das energias de ligação em kJ/mol: O = O: 492; H – H: 435; H – O: 464
Com isso temos que a ligação H – O é a que absorve mais energia.
11-
N ≡ N + 3 H – H 2 NH3
(+950) 3.(+430) 6.(-390)
∑Equebrar = +2240 ∑Eformar = -2340
∆H = ∑Equebrar + ∑Eformar
∆H = (+2240)+(-2340)
∆H = -100kJ
Para formação de 1 mol de NH3 temos: ∆H = - 50kJ/mol
12- Alternativa E
H – H + F – F 2 H – F + 129 kcal ou ∆H = – 129kcal (+104) +X 2.(-135)
∑Equebrar = +104+X ∑Eformar = -270
∆H = ∑Equebrar + ∑Eformar
-129 = (+104+X)+(-270)
X = +37kJ
13- Alternativa C Para quebrar as três ligações na molécula do PH3 são consumidos 9,6.102kJ, portanto, para quebrar 1 ligação na molécula do PH3 é consumido 3,2.102kJ/mol.
14- Alternativa A Na ligação dupla, a concentração eletrônica é maior. Isso gera uma distância menor entre os átomos de carbono,
sendo necessária uma maior absorção de energia para romper essa ligação.
15-
Quanto mais energia uma substância gasta para romper suas ligações menos energia a reação vai liberar, logo neste
caso quem libera menos energia na queima é o álcool, com isso temos A: álcool etílico B: éter dimetílico.
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16-
H H
H C C H
H H
6.(C-H) + 1.(C-C) = 2826 6.(416)+(C-C) = 2826 (C-C) = 330kJ/mol
17- (0) Verdadeiro. Cálculo realizado na questão anterior.
(1) Falso. Ambas reações citadas acima são endotérmicas.
(2) Verdadeiro. ∆H = – 2 826 kJ/mol não corresponde à variação de entalpia de formação de um mol de C2H6(g), a 25°C,
corresponde à energia para formar todas as ligações de 1 mol de C2H6(g).
(3) Falso. No processo C2H6(g) 2 C(g) + 6 H(g) são quebradas 6 ligações C – H e 1 ligações C – C.
(4) Verdadeiro.
18- cálculo do ∆H da reação de hidrogenação do propeno:
C3H6(g) + H2(g) C3H8(g) +5,0 0 -25
∆H = Hprodutos – Hreagentes ∆H = (-25) - (+5,0) ∆H = -25kcal/mol
Cálculo da energia de ligação H – H:
H H H H H H
H C C C H H H H C C C H
H H H H
6.(C-H)+1.(C-C)+1.(C=C) (H-H) 8.(C-H)+2.(C-C)
6.(+99)+83+147 +X 8.(-99)+2.(-83)
∑Equebrar = +824+X ∑Eformar = -958
∆H = ∑Equebrar + ∑Eformar
-25 = (+824+X)+(-958)
X = +109kcal
19-
H2(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g)
H – H + Cℓ – Cℓ 2 H – Cℓ (+436) (+243) 2.(-431)
∑Equebrar = +679 ∑Eformar = -862
∆H = ∑Equebrar + ∑Eformar
∆H = (+679)+(-862)
∆H = -183kJ ou ∆H = - 91,5kJ/mol
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20-
2 HI(g) + Cℓ2(g) I2(g) + 2 HCℓ(g)
2 H – I + Cℓ – Cℓ I – I + 2 H – Cℓ 2.(+71) (+58) (-36) 2.(-103)
∑Equebrar = +200 ∑Eformar = -242
∆H = ∑Equebrar + ∑Eformar
∆H = (+200)+(-242)
∆H = -42kJ ou ∆H = - 21kJ/mol de HI
Parte 2
01 (Unicamp-SP) Considere uma gasolina constituída apenas de etanol e de n-octano, com frações molares iguais.
As entalpias de combustão do etanol e do n-octano são - 1 368 e - 5 471 kJ/mol, respectivamente. A densidade dessa
gasolina é 0,72 g/cm3 e a sua massa molar aparente, 80,1 g/mol.
a) Escreva a equação química que representa a combustão de um dos componentes dessa gasolina.
b) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 mol dessa gasolina?
c) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 litro dessa gasolina?
02 (Unicruz-RS) Considerando-se o diagrama abaixo, pode-se afirmar que a entalpia de formação do CℓF gasoso é
a) 47,3 kcal/mol b) 13,3 kcal/mol c) - 47,3 kcal/mol d) 0,6 kcal/mol e) - 13,3 kcal/mol
03 (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kJ/mol: Aℓ2O3(s) = - 1670 e 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
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04 (Mackenzie-SP)
Levando-se em conta somente o aspecto energético, o melhor combustível, dentre os álcoois mencionados na tabela
acima, apresenta entalpia de combustão igual a:
a) - 1 198 kJ/mol b) - 1 218 kJ/mol c) - 1 810 kJ/mol d) - 956 kJ/mol e) - 932 kJ/mol
05 (PUC-SP) Os maçaricos são empregados na obtenção de temperaturas elevadas por meio de reações de combustão.
Sabendo-se que:
∆H de formação do CO2 = - 94 kcal/mol ∆H de formação do H2O = - 68 kcal/mol ∆H de formação do CH4 = - 18 kcal/mol ∆H de formação do C2H2 = + 54 kcal/mol
e dispondo-se de mesmo número de mols de C2H2 e de CH4, assinale a alternativa que indica corretamente qual dessas
substâncias deverá ser empregada em um maçarico para se obter maior quantidade de calor e quais os valores de ∆H de
combustão do C2H2 e do CH4.
06 (Unisa-SP) Considerando-se o diagrama de entalpia abaixo:
a) o Cgrafite é mais estável e mais abundante do que o Cdiamante. b) o Cdiamante é mais estável e mais abundante do que o Cgrafite. c) o Cgrafite é o alótropo mais estável e o Cdiamante é o alótropo mais abundante. d) o Cdiamante é o alótropo mais estável e o Cgrafite é o alótropo mais abundante. e) o Cgrafite e o Cdiamante são alótropos igualmente estáveis e abundantes.
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07 (UFMG-MG) Considere o seguinte diagrama de entalpia envolvendo o dióxido de carbono e as substâncias
elementares diamante, grafita e oxigênio.
Considerando esse diagrama, assinale a afirmativa falsa:
a) A transformação do diamante em grafita é exotérmica.
b) A variação de entalpia na combustão de 1 mol de diamante é igual a -392 kJ mol-1.
c) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de CO2(g), a partir da grafita, é igual a -394 kJ mol-1. d) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de diamante, a partir da grafita, é igual a 2 kJ mol-1.
08 (PUC-Campinas) Considere as seguintes entalpias de formação, em kJ/mol:
Aℓ2O3(s) = - 1 670; PbO2(s) = - 277; MgO(s) = - 604 Com essas informações, dentre as reações indicadas abaixo, a mais exotérmica é
a) Aℓ2O3(s) + 3/2 Pb(s) 2 Aℓ(s) + 3/2 PbO2(s)
b) Aℓ2O3(s) + 3 Mg (s) 2 Aℓ(s) + 3 MgO(s)
c) 3/2 PbO2 + 2 Aℓ(s) 3/2 Pb(s) + Aℓ2O3(s) d) PbO2(s) + 2 Mg(s) Pb(s) + 2 MgO(s)
e) 3 MgO(s) + 2 Aℓ(s) 3 Mg(s) +Aℓ2O3(s)
09 (Unicoc-SP) A nitroglicerina é um poderoso explosivo e produz quatro diferentes tipos de gases quando detonada.
2 C3H5(NO3)3(ℓ) 3 N2(g) + 1/2 O2(g) + 5 H2O(g)
Qual a energia liberada, em kJ, quando reagir 1 mol de nitroglicerina?
Dados: ∆Hf[CO2(g)] = - 393,5 kJ/mol ∆Hf[H2O(g)] = - 241,8 kJ/mol
∆Hf[C3H5(NO3)3] = - 364 kJ/mol a) + 1421 b) - 364 c) - 182 d) - 1421 e) + 2842
10 (Cesgranrio-RJ) Sejam os dados abaixo:
I) Entalpia de formação da H2O(ℓ) = - 68 kcal/mol II) Entalpia de formação do CO2(g) = - 94 kcal/mol III) Entalpia de combustão do C2H5OH(ℓ) = - 327 kcal/mol A entalpia de formação do etanol é:
a) 15,5 kcal/mol
b) 3,5 kcal/mol
c) - 28 kcal/mol
d) - 45 kcal/mol
e) - 65 kcal/mol
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11 (Mackenzie-SP)
CH4(g) + H2O(v) CO(g) + 3 H2(g)
O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação acima equacionada.
Dadas as entalpias de formação em kJ/mol, CH4 = -75, H2O = -287 e CO = -108 a entalpia da reação a 25 °C e 1 atm é igual
a:
a) + 254 kJ b) - 127 kJ c) - 470 kJ d) + 508 kJ e) - 254 kJ
12 (UFRS-RS) A reação cujo efeito térmico representa o calor de formação do ácido sulfúrico é:
a) H2O(ℓ) + SO3(g) H2SO4(ℓ)
b) H2(g) + S(m) + 2 O2(g) H2SO4(ℓ)
c) H2O(g) + S(r) + O2(g) H2SO4(ℓ)
d) H2S(g) + 2 O2(g) H2SO4(ℓ) e) H2(g) + S(r) + 2 O2(g) H2SO4(ℓ)
13 Considere as seguintes equações termoquímicas
I. 3 O2(g) 2 O3(g) ∆H1 = + 284,6 kJ
II. C(graf) + O2(g) CO2(g) ∆H2 = - 393,3 kJ III. C2H4(g) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 2 H2O(ℓ) ∆H3 = - 1410,8 kJ
IV. C3H6(g) + H2(g) C3H8(g) ∆H4 = - 123,8 kJ V. I(g) I2(g) ∆H5 = - 104,6 kJ
Qual é a variação de entalpia que pode ser designada calor de formação?
a)∆H1 b)∆H2 c)∆H3 d)∆H4 e)∆H5
14 (Vunesp-SP) O dióxido de carbono pode ser obtido por diferentes reações, três das quais estão expressas nas
equações:
1. CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 2. 2 HCℓ(aq) + Na2CO3(aq) 2 NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) + CO2(g)
3. C(s) + O2(g) CO2(g)
O calor de formação (∆Hf) do dióxido de carbono é determinado pela variação de entalpia: a) da reação 1.
b) da reação 2.
c) da reação 3.
d) de qualquer uma das três reações.
e) de uma outra reação diferente de 1, 2 e 3.
15 (PUC-Campinas-SP) De forma simplificada, a reação da fotossíntese ficaria:
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) C6H12O6(s) + 6 O2(g)
Dadas as entalpias de formação de CO2 (– 94 kcal/mol), da H2O (–58 kcal/mol), da glicose (–242 kcal/mol), pode-se
concluir que o processo é:
a) endotérmico e a energia envolvida, 1152 kcal/mol de glicose.
b) endotérmico e a energia envolvida, 670 kcal/mol glicose.
c) exotérmico e a energia envolvida, 1152 kcal/mol glicose.
d) exotérmico e a energia envolvida, 670 kcal/mol glicose.
e) endotérmico e a energia envolvida, 392 kcal/mol glicose.
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16 (PUC-MG) A formação do SO2(ℓ) e SO2(g) é:
17 Quando o acetileno, C2H2, sofre combustão a 25 °C, a quantidade de calor liberada é 310 kcal/mol. Dados os calores de formação: CO2(g) : ∆Hf = - 94 kcal/mol; H2O(ℓ) : ∆Hf = - 68 kcal/mol
C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + 1 H2O(ℓ)
Pode-se concluir que o valor de formação (∆Hf) do acetileno gasoso é:
a) + 144 kcal/mol
b) - 144 kcal/mol
c) + 122 kcal/mol
d) - 54 kcal/mol
e) + 54 kcal/mol
18 (Fuvest-SP) Considere a reação de fotossíntese e a reação de combustão da glicose representadas a seguir:
luz
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) C6H12O6(s) + 6 O2(g) Clorofila
C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ)
Sabendo que a energia envolvida na combustão de um mol de glicose é 2,8 · 106 J, ao sintetizar meio mol de glicose, a
planta irá liberar ou absorver energia? Determine o calor envolvido nessa reação.
19 Equacione as reações de formação das seguintes substâncias, no estado padrão: H2O(ℓ); HCℓ(g); NO2(g); C2H4(g);
C6H6(ℓ); HNO3(g).
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8 18
1L gasolina 3
20 (Fatec-SP) A combustão do gás hidrogênio pode ser representada pela equação:
a) H2(g) + O2(g) H2O(ℓ) + CO2(g).
b) 2 H2(g) + C(s) + 2 O2(g) H2O(g) + CO2(g).
c) 2 H(g) + O(g) H2O(g). d) 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ).
e) H2(g) + O2(g) H2O2(g).
Gabarito - Parte 2
01- a) C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O; C8H18 + 25/2 O2 8 CO2 + 9 H2O
etanol n-octano
b) 1mol de gasolina é constituída por 0,5mol de n-octano + 0,5mol de etanol
Com isso temos:
0,5mol C2H6O. 1368 kJ
1mol C2H6O 684kJ
0,5mol C H . 5471 kJ 2735,5kJ 8 18
1mol C H
Total de energia liberada para 1mol de gasolina: 684kJ + 2735,5kJ = +3419,5
c)
1000cm3
gasolina 0,72g gasolina 1mol gasolina 3419,5kJ 1L gasolina. . . .
1cm gasolina 80,1g gasolina 1mol gasolina 3, 07.10
4 kJ
02- Alternativa E Reação de formação do CℓF(g): ½ Cℓ2(g) + ½ F2(g) CℓF(g) ∆H = - 13,3kcal
03- Alternativa C 3 MgO(s) + 2 Aℓ(s) 3 Mg (s) + Aℓ2O3(s) 3.(-604) 0 0 (-1670)
∆H = ∑Hprodutos - ∑Hreagentes = (-1670) – 3.(-604) ∆H = - 1670 + 1812 ∆H = + 142kJ
04- Alternativa B
CH3OH + 3/2 O2 CO2 + 2 H2O (-320) 0 (-394) 2.(-242)
∆H = ∑Hprodutos - ∑Hreagentes
∆H = [(-394) + 2.(-242)] – [(-320)]
∆H = [-394-484] – [-320]
∆H = -878+320
∆H = -558 kJ/mol
C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O (-296) 0 2.(-394) 3.(-242)
∆H = ∑Hprodutos - ∑Hreagentes
∆H = [2.(-394) + 3.(-242)] – [(-296)]
∆H = [-788-726] – [-296]
∆H = -1514+296
∆H = -1218 kJ/mol
05- Alternativa A
C2H2 + 5/2 O2 2 CO2 + H2O (+54) 0 2.(-94) (-68)
∆Hcombustão = ∑Hprodutos - ∑Hreagentes
∆Hcombustão = [2.(-94)+(-68)] – [+54] ∆Hcombustão = [-188-68] – [+54] ∆Hcombustão = -256-54 ∆Hcombustão = -310 kcal/mol
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O (-18) 0 (-94) 2.(-68)
∆Hcombustão = ∑Hprodutos - ∑Hreagentes
∆Hcombustão = [(-94)+2.(-68)] – [-18] ∆Hcombustão = [-94-136] – [-18] ∆Hcombustão = -230+18 ∆Hcombustão = -212 kcal/mol
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06- Alternativa A Cgrafite : Hformação = 0, mais estável (menos energético) e mais abundante.
Cdiamante : Hformação > 0, menos estável (mais energético) e menos abundante.
07- Alternativa B C(grafite) C(diamante) ∆H = 2 - 0 = 2 kJ/mol
C(diamante) + O2(g) CO2(g) ∆Hcomb. = -394 - 2 = -396 kJ/mol
C(grafite) + O2(g) CO2(g) ∆Hcomb. = -394 kJ/mol
08- Alternativa C
09- Alternativa D
10- Alternativa E
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11- Alternativa A
CH4(g) + H2O(v) CO(g) + 3 H2(g) (-75) (-287) (-108) 0
∆H = ∑Hprodutos - ∑Hreagentes
∆H = (-108) – [(-75)+(-287)]
∆H = -108 – [-362]
∆H = -108+362
∆H = +254 kJ/mol
12- Alternativa E A reação que corresponde ao calor de formação utiliza os reagentes no estado padrão termoquímico, ou seja, com menor
entalpia originando 1mol de produto.
13- Alternativa B A reação que corresponde ao calor de formação utiliza os reagentes no estado padrão termoquímico, ou seja, com menor
entalpia originando 1mol de produto.
14- Alternativa C A reação que corresponde ao calor de formação utiliza os reagentes no estado padrão termoquímico, ou seja, com menor
entalpia originando 1mol de produto.
15- Alternativa B 6 CO2 + 6 H2O C6H12O2 + 6 O2
6.(-94) 6.(-58) (-242) 0
∆H = ∑Hprodutos - ∑Hreagentes
∆H = (-242) – [6.(-94)+6.(-58)]
∆H = -242 – [-564-348]
∆H = -242+912
∆H = +670 kJ/mol
16- Alternativa A A reação que corresponde ao calor de formação utiliza os reagentes no estado padrão termoquímico, ou seja, com menor
entalpia originando 1mol de produto.
A entalpia do SO2(g) é maior que a entalpia do SO2(ℓ).
17- Alternativa E
C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + 1 H2O(ℓ) X 0 2.(-94) (-68)
∆H = ∑Hprodutos - ∑Hreagentes
-310 = [2.(-94)+(-68)] – [X]
-310 = [-256] – [X]
-X = -310+256
X = ∆Hf = +54 kJ/mol
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6
6 12 6
18- A reação de combustão de um mol de glicose pode ser representada por:
C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) ΔH = –2,8 · 106 J
Já a sua síntese (reação inversa) pode ser representada por:
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) 1 C6H12O6(s) + 6 O2(g) ΔH = +2,8 · 106 J
Podemos perceber que, para sintetizar 1 mol de C6H12O6, a planta absorve 2,8 · 106 J. Assim, temos: 2,8.10
6J 6
0,5mol C6H12O6 .1mol C H O
1, 4.10 J
19- A reação que corresponde ao calor de formação utiliza os reagentes no estado padrão termoquímico, ou seja, com menor
entalpia, originando 1mol de produto.
Com isso temos:
H2(g) + ½ O2(g) H2O(ℓ)
½ H2(g) + ½ Cℓ2(g) HCℓ(g)
½ N2(g) + O2(g) NO2(g)
2 C(graf) + 2 H2(g) C2H4(g) 6 C(graf) + 3 H2(g) C6H6(ℓ)
½ H2(g) + ½ N2(g) + 3/2 O2 HNO3(g)
20- Alternativa D A reação de combustão do hidrogênio ocorre da seguinte forma: H2(g) + ½ O2(g) H2O(ℓ), ou ainda, 2 H2(g) + 1 O2(g) 2
H2O(ℓ)
Parte 3
01 (FEI-SP) A queima de 46 g de álcool etílico (C2H6O) libera 32,6 kcal. Sabendo que a densidade do álcool é de
0,8g/cm3, o calor liberado na queima de 28,75 litros de álcool será, em kcal,
a) 65,2 · 103
b) 32,6 · 103
c) 24,45 · 103
d) 16,3 · 103
e) 10,9 · 103
02 (FMTM-MG) Dentro das células, as moléculas de monossacarídeos são metabolizadas pelo organismo, num
processo que libera energia. O processo de metabolização da glicose pode ser representado pela equação:
C6H12O6 + 6 O2 CO2 + 6 H2O + energia
(Dados: massas molares: C = 12; H = 1; O = 16)
Cada grama de açúcar metabolizado libera aproximadamente 17kJ.
a) Calcule a quantidade, em mols, de oxigênio necessário para liberar 6.120 kJ de energia.
b) O soro glicosado, frequentemente usado em hospitais, é uma solução aquosa contendo 5% (em massa) de glicose.
Calcule a energia liberada para cada litro de soro metabolizado pelo organismo.
Obs. . Considere a densidade do soro glicosado = 1 g/cm3.
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3
03 (Mackenzie-SP) Observando o diagrama a seguir, é correto afirmar que:
[Dadas as massas molares (g/mol): H = 1 e O = 16]
a) para vaporizar 18 g de água são liberados 10,5 kcal.
b) o calor de reação, na síntese da água líquida, é igual ao da água gasosa.
c) a entalpia para a vaporização de 36 g de água líquida é + 21 kcal.
d) a síntese da água gasosa libera mais calor que a da água líquida.
e) o ∆H na síntese de 1 mol de água gasosa é igual a -126,1 kcal/mol.
04 (UFES -ES) Uma pessoa com febre de 38,5 °C deve perder cerca de 4,18 x 105 J de calor para que sua temperatura
corporal volte ao normal (36,5° C). Supondo que a única forma de o corpo perder calor seja através da transpiração, a
massa de água, em gramas, a ser perdida para abaixar a febre em 2° C é Dado: ∆H = 43,4 kJ · mol-1 (calor de
vaporização da água)
a) 9,6
b) 43,4
c) 96,0
d) 173,4
e) 1 734,0
05 (FGV-SP) Da hematita obtém-se ferro. Uma das reações do processo é a seguinte:
Fe2O3 + 3 CO CO2 + 2 Fe
Nessa reação, cada mol de hematita libera 30 · 103 J na forma de calor. O ferro formado absorve 80% desse valor,
aquecendo-se. São necessários 25 J por mol de ferro resultante para elevar sua temperatura de 1 °C. Supondo que a
reação teve início à temperatura de 30 °C e que a massa de ferro resultante não apresentou sinais de fusão, a
temperatura final do ferro é igual a
a) 630 °C.
b) 510 °C.
c) aproximadamente 30,5 °C.
d) 990 °C.
e) 960 °C.
06 (UFMG-MG) Nos diagramas a seguir as linhas horizontais correspondem a entalpias de substâncias ou de misturas
de substâncias.
O diagrama que quantitativamente indica as entalpias relativas de 1 mol de etanol líquido, 1 mol de etanol gasoso e
dos produtos da combustão de 1 mol desse álcool, 2 CO2 + 3 H2O, é:
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07 (UFMG-MG) O gás natural (metano) é um combustível utilizado, em usinas termelétricas, na geração de
eletricidade, a partir da energia liberada na combustão.
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) ∆H = - 800kJ/mol
Em Ibirité, região metropolitana de Belo Horizonte, está em fase de instalação uma termelétrica que deveria ter,
aproximadamente, uma produção de 2,4 · 109 kJ/hora de energia elétrica.
Considere que a energia térmica liberada na combustão do metano é completamente convertida em energia elétrica.
Nesse caso, a massa de CO2 lançada na atmosfera será, aproximadamente, igual a:
a) 3 toneladas/hora.
b) 18 toneladas/hora.
c) 48 toneladas/hora.
d) 132 toneladas/hora
08 (UFRO–RO) Reações em que a energia dos reagentes é inferior à dos produtos, à mesma temperatura, são:
a) endotérmicas. b) lentas. c) espontâneas. d) catalisadas. e) explosivas.
09 (UFRN-RN) O preparo de uma solução de hidróxido de sódio em água ocorre com desenvolvimento de energia
térmica e consequente aumento de temperatura, indicando tratar-se de um processo:
a) sem variação de entalpia.
b) sem variação de energia livre.
c) isotérmico.
d) endotérmico.
e) exotérmico.
10 (FMU-SP) Em um texto encontramos a seguinte frase: “Quando a água funde, ocorre uma reação exotérmica”.
Na frase há:
a) apenas um erro, porque a água não funde.
b) apenas um erro, porque a reação química é endotérmica.
c) apenas um erro, porque não se trata de reação química mas de processo físico.
d) dois erros, porque não se trata de reação química nem o processo físico é exotérmico.
e) três erros, porque a água não sofre fusão, não ocorre reação química e o processo físico é endotérmico.
11 (UFSE-SE) A reação 2 CO2→ 2 CO + O2 apresenta ∆H positivo. Assim, pode-se afirmar que essa reação:
a) ocorre com contração de volume.
b) libera energia térmica.
c) é catalisada.
d) é endotérmica.
e) é espontânea.
12 (UCDB-MS) Considerando a reação de dissolução do cloreto de sódio em água:
NaCℓ(s) + aq. Na+(aq) + Cℓ-(aq) ∆H = - 0,9kcal/mol
Podemos afirmar que este processo é:
a) exotérmico.
b) endotérmico.
c) isotérmico.
d) atérmico.
e) adiabático.
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O
O
O
O
O 2
2
2
2
2
2
13 (Mackenzie-SP) Observando-se os dados a seguir, pode-se dizer que o reagente apresenta menor energia que o
produto somente em:
I. ½ Cℓ2(g) Cℓ(g) ∆H = + 30kcal/mol de Cℓ
II. C(diamante) C(grafite) ∆H = - 0,5kcal/mol de C
III. H2O(g) H2O(ℓ) ∆H = - 9,5kcal/mol de H2O
a) II b) III c) III e II d) III e I e) I
14 (FUVEST-SP) Considere os seguintes dados:
1. C(grafite) C(diamante) ∆H = + 0,5kcal/mol de C
2. I(g) ½ I2(g) ∆H = - 25kcal/mol de I
3. ½ Cℓ2(g) Cℓ(g) ∆H = + 30kcal/mol de Cℓ
Pode-se afirmar que o reagente tem maior energia do que o produto somente em:
a) 1 b) 2 c) 3 d) 1 e 2 e) 1 e 3
15 (FCC-BA) A queima completa do carbono é uma reação exotérmica. Assim, considerando-se as energias (E)
armazenadas nos reagentes e produto, pode-se afirmar que:
a) EC
b) EC
c) EC
d) EC
e) EC
E ECO
E ECO
E ECO
E ECO
E ECO 0
16 (Acafe–SC) Ao se abrir a válvula de um botijão de gás de cozinha, este se resfria intensamente porque:
a) ocorre absorção de luz na expansão do gás.
b) ao se contrair, o gás mantém sua temperatura constante.
c) durante a expansão as moléculas do gás retiram calor das vizinhanças.
d) durante a expansão ocorrerão reações químicas com o ferro do botijão, que são endotérmicas.
e) a expansão é um processo exotérmico.
17 (FCC–BA) A equação:
H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) + 242kJ
representa uma reação química que:
a) libera 121 kJ por mol de O2(g) consumido.
b) absorve 121 kJ por mol de O2(g) consumido.
c) libera 242 kJ por mol de H2O(g) produzido.
d) libera 242 kJ por mol de O2(g) consumido.
e) absorve 242 kJ por mol de H2O(g) produzido.
2
2
2
2
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18 (UFMT-MT) Pode-se resfriar o conteúdo de uma garrafa colocando-a em um recipiente que contém Na2CO3·10H2O
sólido e, em seguida, adicionando água até a dissolução desse sal.
Obtém-se o resfriamento como consequência da transformação:
a) sal + água íons em solução + calor
b) sal – água íons desidratados – calor
c) sal + água sal hidratado + calor
d) sal + água íons em solução – calor
e) sal – água íons desidratados + calor
19 (UFMG-MG) 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.
20 (Unicamp-SP) Grafite e diamante são formas alotrópicas do carbono, cujas equações de combustão são
apresentadas a seguir:
C(gr) + O2(g) = CO2(g) ∆H = - 393,5 kJmol-1
C(d) + O2(g) = CO2(g) ∆H = - 395,4 kJmol-1
a) Coloque os dados em um gráfico e calcule a variação de entalpia necessária para converter 1,0 mol de grafite em
diamante.
b) Qual a variação de entalpia na queima de 120 g de grafite?
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2 6 2 6 2 6
3
2
2 2
Gabarito - Parte 3
01- Alternativa D 1000cm
3 C H O 0,8g C H O 32, 6kcal
28,75L C H O. 2 6 . 2 6 . 16,3.103 kcal
2 6 1L C H O 1cm
3 C H O 46g C H O
02-
a) 6120kJ.1g C6H12O6 .
1mol C6H12O6 .
17kJ 180g C6H12O6
6mol de O
1mol C6H12O6
12mols de O
1000cm3
soro 1g soro 5g glicose 17kJ
b) 1L soro. 1L soro
. . . 850kJ 1cm soro 100g soro 1g glicose
03- Alternativa C a) Falso. São absorvidos 10,5kcal.
b) Falso. Entalpia H2O(líquido) ≠ Entalpia H2O(gasoso)
c) Verdadeiro. 36g H O.1mol H
2O
.
18g H2O
d) Falso. A síntese do H2O(líquido) libera 68,3kcal e a síntese do H2O(gasoso) libera 57,8kcal.
e) Falso. A síntese do H2O(gasoso) libera 57,8kcal, ou seja, ∆H = -57,8kcal.
04- Alternativa D
4,18.105J.1mol H2O
. 18g H2O
43, 4.103J 1mol H O
173, 4kJ
05- Alternativa C Cálculo do calor absorvido pelo ferro: 30.103J . 0,8 = 24.103J
Cálculo de quantos graus Celsius aumentará a temperatura com o calor absorvido pelo ferro: 24.10
3 J 1mol Fe O 1mol Fe 0 0
2 3 . .1 C=480 C
1mol Fe2O3 2mol Fe 25J
Cálculo da temperatura final obtida pelo ferro: tFINAL = 30°C + 480°C = 510°C
06- Alternativa C
Para qualquer substância temos: H(gás) > H(líquido) > H(sólido), portanto: HETANOL GASOSO > HETANOL LÍQUIDO
Como a reação de combustão é exotérmica, logo a HREAGENTE(ETANOL) > HPRODUTOS, com isso ficamos com a alternativa C.
07- Alternativa D 2, 4.10
9 kJ 1mol CO 44g CO 1ton CO 132ton CO
. 2 . 2 . 2 2
1hora 800kJ 1mol CO 106 g CO 1hora
08- Alternativa A Reações endotérmicas possuem entalpia dos reagentes menor que a entalpia dos produtos.
09- Alternativa E Um processo em que há desenvolvimento de energia térmica por consequente aumento de temperatura implica na
liberação de energia térmica, tratando-se desta forma de um processo exotérmico.
10, 5kcal 21kcal
1mol H2O 2
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10- Alternativa D A afirmação “Quando a água funde, ocorre uma reação exotérmica” possui dois erros:
1°) a fusão da água não é uma reação química e sim um processo físico;
2°) a fusão da água é um processo endotérmico.
11- Alternativa D A reação que possui ∆H positivo é definida como uma reação endotérmica.
12- Alternativa A A reação que possui ∆H negativo é definida como uma reação exotérmica.
13- Alternativa E O processo em que o reagente tem menor energia que o produto é endotérmico, ou seja, que possui ∆H positivo.
14- Alternativa B O processo em que o reagente tem maior energia do que o produto é exotérmico, ou seja, que possui ∆H negativo.
15- Alternativa C
A queima do carbono é uma reação exotérmica: C + O2 CO2 ∆H < 0, ou seja, a entalpia dos reagentes é maior que a
entalpia do produto.
16- Alternativa C O resfriamento do gás, ou seja, diminuição da temperatura, é um processo endotérmico que ocorre com absorção de
calor (energia) da vizinhança.
17- Alternativa C A reação de formação da água possui calor positivo de 242kJ, isto significa que esta quantidade de calor está sendo
liberado para o meio, sendo assim, a reação é exotérmica.
18- Alternativa D A dissolução do sal implica no resfriamento do sistema, ou seja, diminuição da temperatura, é um processo
endotérmico que ocorre com absorção de calor (energia) da vizinhança, caracterizado pelo ∆H positivo ou calor da
reação negativo.
19- Alternativa B A evaporação da água é um processo endotérmico, que ocorre com absorção de calor do corpo, implicando na
diminuição de temperatura e subsequente sensação de frio.
20- a)
395,4 = X + 393,5 X = 395,4 – 393,5 X = 1,9kJ, com isso temos: ∆H = + 1,9kJ
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Parte 4
01 (UEL-PR) Uma mistura gasosa de brometo de hidrogênio e de oxigênio reage formando água e bromo. O diagrama
de entalpia abaixo está relacionado com esta reação.
No diagrama, x, y, z e w representam os coeficientes da equação balanceada.
Com relação à reação descrita, é incorreto afirmar que:
a) a entalpia de formação de brometo de hidrogênio gasoso é ∆H3. b) ∆H3 representa a entalpia da reação x HBr(g) + y O2(g) → z H2O(g) + w Br2(g)
c) ∆H3 = ∆H1 - ∆H2
d) a vaporização do bromo líquido é um processo endotérmico.
e) a reação de obtenção de água e de bromo, a partir do brometo de hidrogênio e do oxigênio, é um processo
exotérmico.
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02 (UFMG-MG) Considere o seguinte diagrama de entalpia, envolvendo o dióxido de carbono e as substâncias
elementares diamante, grafita e oxigênio.
Considerando o diagrama, assinale a afirmativa FALSA.
a) a transformação do diamante em grafita é exotérmica.
b) a variação de entalpia na combustão de 1 mol de diamante é igual -392 kJ mol-1.
c) a variação de entalpia na obtenção de 1 mol de CO2(g), a partir da grafita, é igual a -394 kJ mol-1. d) a variação de entalpia na obtenção de 1 mol de diamante, a partir da grafita, é igual a 2 kJ mol-1.
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03 (UFPR-PR) Considere o diagrama de entalpia a seguir, no qual os coeficientes se referem a mols, temperatura 25 °C e
pressão 1 atm
(Dados: massa molar 11Na = 23 g; 17Cℓ = 35,5 g )
É correto afirmar:
(01) No diagrama estão representados os processos de quebra ou formação de pelo menos três tipos de ligações
químicas: covalente, iônica e metálica.
(02) ∆H6 = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5
(03) A energia necessária para formar 1 mol de íons cloreto e 1 mol de íons sódio, ambos no estado gasoso, a partir de 1
mol de cloreto de sódio sólido, é igual a + 183,8 kcal.
(04) A variação da entalpia da reação NaCℓ(s) Na(s) + ½ Cℓ2(g) é igual a -98,2 kcal.
(05) A formação de 1 mol de íons sódio e 1 mol de íons cloreto, ambos no estado gasoso, a partir de sódio metálico e
gás cloro, é um processo exotérmico.
04 (UFRJ-RJ) O diagrama a seguir contém valores de entalpias das diversas etapas de formação de NaCℓ(s), a partir do
Na(s) e do Cℓ2(g).
Diagrama de entalpia
T = 25 °C e P = 1 atm
a) Determine, em kcal, a variação de entalpia, ∆H, da reação: Na(s) + ½ Cℓ2(g) → NaCℓ(s) b) Explique por que o NaCℓ é sólido na temperatura ambiente.
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05 (PUC-MG) O diagrama a seguir contém valores das entalpias das diversas etapas de formação do NaCℓ(s), a partir do
Na(s) e do Cℓ2(g).
Para a reação: Na(s) + ½ Cℓ2(g) → NaCℓ(s) a variação de entalpia (∆H), em kcal, a 25 °C e 1 atm, é igual a:
a) -98 b) -153 c) -55 d) +153 e) +98
06 (Cesgranrio-RJ) Observe o gráfico.
O valor da entalpia de combustão de 1 mol de SO2(g), em kcal, a 25 °C e 1 atm, é:
a) -71 b) -23 c) +23 d) +71 e) +165
07 (UEL-PR) H2(g) → 2 H(g) Dado: massa molar do H = 1g/mol
Considere os seguintes diagramas da variação de entalpia para a reação acima:
Qual dos diagramas corresponde à reação?
a) I b) II c) III d) IV e) V
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08 (Cesgranrio-RJ) Considere o diagrama de entalpia a seguir.
Assinale a opção que contém a equação termoquímica correta. a) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H = +242 kJ mol-1
b) H2O(ℓ) → H2O(g) ∆H = -41 kJ mol-1 c) H2O(ℓ) → H2(g) + ½ O2(g) ∆H = +283 kJ mol-1 d) H2O(g) → H2 + ½ O2(g) ∆H = 0 kJ mol-1 e) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = +41 kJ mol-1
09 (Unicamp-SP) As variações de entalpia (∆H) do oxigênio, do estanho e dos seus óxidos, a 298 K e 1 bar, estão
representadas no diagrama:
Assim, a formação do SnO(s), a partir dos elementos, corresponde a uma variação de entalpia de -286 kJ/mol.
a) Calcule a variação de entalpia (∆H1) correspondente à decomposição do SnO2(s) nos respectivos elementos, a 298 K e
1 bar.
b) Escreva a equação química e calcule a respectiva variação de entalpia (∆H2) da reação entre o óxido de estanho (II) e o oxigênio, produzindo o óxido de estanho (IV), a 298 K e 1 bar.
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10 (UFC-CE) Os constantes aumentos dos preços dos combustíveis convencionais dos veículos automotores têm
motivado a utilização do gás natural (CH4) como combustível alternativo. Analise o gráfico abaixo, que ilustra as variações de entalpia para a combustão do metano.
Assinale a alternativa correta.
a) A entalpia de combustão do metano, ∆Hc = -890,4 kJ/mol, equivale ao valor do somatório das entalpias de formação
de um mol de CO2(g) e 2 mols de H2O(g). b) A energia calorífica consumida para a ativação da reação, 175 kJ/mol, é consideravelmente menor do que a energia
liberada na combustão do metano, ∆H = -890,4 kJ/mol.
c) A reação de combustão do CH4 bem exemplifica um processo exotérmico, com liberação de 965,4 kJ, quando um mol deste gás é consumido para produzir 3 mols de produtos gasosos.
d) A formação do estado de transição envolve uma variação de entalpia de 100 kJ/mol, e o calor de combustão do CH4
corresponde ao valor, ∆H = -965,4 kJ/mol.
e) O cálculo termodinâmico, rigorosamente correto, do calor de combustão do CH4 envolve todas as etapas representadas no gráfico, isto é: ∆H = (-75+100-965,4) = -940,4 kJ/mol.
11 (Fuvest-SP) Passando acetileno por um tubo de ferro, fortemente aquecido, forma-se benzeno (um trímero do
acetileno). Pode-se calcular a variação de entalpia dessa transformação, conhecendo-se as entalpias de combustão
completa de acetileno e benzeno gasosos, dando produtos gasosos. Essas entalpias são, respectivamente, -1 256 kJ/mol
de C2H2 e -3 168 kJ/mol de C6H6. a) Calcule a variação de entalpia, por mol de benzeno, para a transformação de acetileno em benzeno (∆H1).
O diagrama adiante mostra as entalpias do benzeno e de seus produtos de combustão, bem como o calor liberado na
combustão (∆H2).
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b) Complete o diagrama adiante para a transformação de acetileno em benzeno, considerando o calor envolvido nesse
processo (∆H1).
Um outro trímero do acetileno é o 1,5 hexadiino. Entretanto, sua formação, a partir do acetileno, não é favorecida. Em
módulo, o calor liberado nessa transformação é menor do que o envolvido na formação do benzeno. c) No mesmo diagrama, indique onde se localizaria, aproximadamente, a entalpia do 1,5-hexadiino. d) Indique, no mesmo diagrama, a entalpia de combustão completa (∆H3) do 1,5-hexadiino gasoso, produzindo CO2 e
H2O gasosos. A entalpia de combustão do 1,5 hexadiino, em módulo e por mol de reagente, é maior ou menor do que a entalpia de combustão do benzeno?
12 (UFRJ-RJ) F. Haber (Prêmio Nobel -–1918) e C. Bosch (Prêmio Nobel - 1931) foram os responsáveis pelo
desenvolvimento do processo de obtenção de amônia (NH3) a partir do nitrogênio (N2) e do hidrogênio (H2). O trabalho de Haber e Bosch foi de fundamental importância para a produção de fertilizantes nitrogenados, o que permitiu um
aumento considerável na produção mundial de alimentos; por esse motivo, o processo Haber-Bosch é considerado uma
das mais importantes contribuições da química para a humanidade.
A amônia, ainda hoje, é produzida com base nesse processo.
a) O gráfico a seguir relaciona o calor liberado pela reação com a massa de nitrogênio consumida.
Determine a entalpia de formação da amônia, em kJ. Dado: N = 14
b) Escreva a fórmula estrutural do NH3.
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13 (Fuvest-SP) Buscando processos que permitam o desenvolvimento sustentável, cientistas imaginaram um
procedimento no qual a energia solar seria utilizada para formar substâncias que, ao reagirem, liberariam energia:
Considere as seguintes reações:
I. 2 H2 + 2 CO → CH4 + CO2
II. CH4 + CO2 → 2 H2 + 2 CO
E as energias médias de ligação:
H–H = 4,4 . 102 kJ/mol
C=O (CO) = 10,8 . 102 kJ/mol C=O (CO2) = 8,0 . 102 kJ/mol
C–H = 4,2 . 102 kJ/mol
A associação correta que ilustra tal processo é:
Reação em B / Conteúdo de D / Conteúdo de E
a) I CH4 + CO2 CO
b) II CH4 + CO2 H2 + CO
c) I H2 + CO CH4 + CO2
d) II H2 + CO CH4 + CO2
e) I CH4 CO
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14 (UEM-PR) Dadas as seguintes reações a 25 °C e 1 atm:
I. Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ∆H = -394kJ II. Cdiamante + O2(g) → CO2(g) ∆H = -396kJ III. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = -286kJ
IV. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H = -242kJ V. C2H6O(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ∆H = -1368kJ
VI. C20H42(s) 61/2 O2(g) → 20 CO2(g) + 21 H2O(g) ∆H = -133kJ
(Dados: H = 1; O = 16; C = 12)
Nessas condições, assinale o que for correto.
01. A entalpia de formação do C2H6O(ℓ) é igual a -1 368 kJ/mol.
02. A entalpia de combustão do C20H42(s) é igual a -266 kJ/mol. 04. Na transformação de C (grafite) para C (diamante), haverá liberação de 2 kJ/mol.
08. O calor necessário para a vaporização de 90 g de H2O(ℓ) é igual a 220 kJ. 16. Na combustão de 46 g de C2H6O(ℓ), haverá uma liberação de calor maior do que na combustão de 564 g de C20H42(s). 32. O ∆H da reação II representa a entalpia-padrão de formação do CO2(g).
Soma das alternativas corretas ( )
15 (Fuvest-SP) Calcula-se que 1,0.1016 kJ da energia solar são utilizados na fotossíntese, no período de um dia. A reação
da fotossíntese pode ser representada por Energia solar
6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2 clorofila
e requer, aproximadamente, 3,0 . 103 kJ por mol de glicose formada.
a) Quantas toneladas de CO2 podem ser retiradas, por dia, da atmosfera, através da fotossíntese? b) Se, na fotossíntese, se formasse frutose em vez de glicose, a energia requerida (por mol) nesse processo teria o
mesmo valor? Justifique, com base nas energias de ligação.
São conhecidos os valores das energias médias de ligação entre os átomos: C–H , C–C, C=O, H–O, C–O.
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16 (Unicamp-SP) A hidrazina (H2N-NH2) tem sido utilizada como combustível em alguns motores de foguete. A reação de combustão que ocorre pode ser representada, simplificadamente, pela seguinte equação:
H2N-NH2(g) + O2(g) = N2(g) + 2 H2O(g)
A variação de entalpia dessa reação pode ser estimada a partir dos dados de entalpia das ligações químicas envolvidas.
Para isso, considera-se uma absorção de energia quando a ligação é rompida, e uma liberação de energia quando uma
ligação é formada. A tabela abaixo apresenta dados de entalpia por mol de ligações rompidas.
a) Calcule a variação de entalpia para a reação de combustão de um mol de hidrazina.
b) Calcule a entalpia de formação da hidrazina sabendo-se que a entalpia de formação da água no estado gasoso é de
-242 kJmol-1.
17 (UFGO-GO) Determine a entalpia de formação do ácido clorídrico gasoso.
Dados:
I. 1 H2(g) → 2 H(g) ∆H0 = 436 kJ/mol
II. 1 Cℓ2(g) → 2 Cℓ(g) ∆H0 = 243 kJ/mol
III. 1 HCℓ(g) → 1 H(g) + 1 Cℓ(g) ∆H0 = 431 kJ/mol
Indique os cálculos.
18 (PUC-SP) Relativamente à reação dada pela equação:
CaCO3 → CaO + CO2 ∆H = + 42 kcal/mol
pede-se:
a) indicar o sentido da troca de calor entre sistema e vizinhanças;
b) calcular a quantidade de calor trocada por um sistema no qual são obtidos 224 g de óxido de cálcio.
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19 Seja a equação termoquímica:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H = - 57,8 kcal/mol
Na reação mencionada, quando forem consumidos 8,0 g de oxigênio, haverá:
a) liberação de 115,6 kcal.
b) absorção de 115,6 kcal.
c) liberação de 57,8 kcal.
d) absorção de 57,8 kcal.
e) liberação de 28,9 kcal.
20 (UFAL-AL) Considere a seguinte equação termoquímica:
½ N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ∆H = - 46KJ/mol
Pode-se, consequentemente, afirmar que a formação de 2,0 mols de NH3(g) consome: a) 2,0 mols de H2, com liberação de calor. b) 1,5 mol de H2, com absorção de calor. c) 1,5 mol de H2, com liberação de calor. d) 1,0 mol de N2, com absorção de calor. e) 1,0 mol de N2, com liberação de calor.
Gabarito - Parte 4
01- Alternativa A ∆H3 não representa entalpia de formação.
02- Alternativa B Combustão de 1 mol CDiamante
∆H = Hp – Hi → ∆H = -394 - (+2) → ∆H = -396 kJ
03- 01.V
02. F
03.V
04. F (+ 98,2 kcal)
05. F (endotérmico)
04- a) De acordo com o gráfico: ∆H = 153,1 – (28,9+26) → ∆H = -98,2kcal
b) Todo composto iônico é um sólido cristalino a 25 °C e 1atm. Possui elevado ponto de fusão devido a atração iônica
muito forte.
05- Alternativa A ∆H = (26+29) – 153 = -98kcal
06- Alternativa B ∆H = (-94) – (-71) = -94+71 → ∆H = -23kcal/mol
07- Alternativa C A quebra de uma ligação é um processo endotérmico (∆H > 0)
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08- Alternativa C a) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H = -242 kJ mol-1 b) H2O(ℓ) → H2O(g) ∆H = +41 kJ mol-1 c) H2O(ℓ) → H2(g) + ½ O2(g) ∆H = +283 kJ mol-1 d) H2O(g) → H2 + ½ O2(g) ∆H = +242 kJ mol-1 e) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = -283 kJ mol-1
09- a) SnO2(s) → Sn(s) + O2(g) ∆H = +581kJ/mol b) SnO(s) + ½ O2(g) → SnO2(s) ∆H = 581 – 286 → ∆H = - 295kJ/mol
10- Alternativa B a) A entalpia de combustão do metano, ∆Hc = -890,4 kJ/mol, equivale à diferença entre a entalpia dos produtos menos
a entalpia dos reagentes.
b) A energia calorífica consumida para a ativação da reação, 175 kJ/mol, é consideravelmente menor do que a energia
liberada na combustão do metano, ∆H = -890,4 kJ/mol.
c) A reação de combustão do CH4 bem exemplifica um processo exotérmico, com liberação de 890,4 kJ, quando um mol deste gás é consumido para produzir 3 mols de produtos gasosos.
d) A formação do estado de transição envolve uma variação de entalpia de 175 kJ/mol, e o calor de combustão do CH4
corresponde ao valor, ∆H = -890,4 kJ/mol.
e) O cálculo termodinâmico, rigorosamente correto, do calor de combustão do CH4 ∆Hc = -890,4 kJ/mol, equivale à
11- a)
Dados:
C2H2 + 5/2 O2 → 2 CO2 + H2O ∆H1 = - 1256kJ
C6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O ∆H2 = - 3168kJ
Calculando o ∆H para a transformação de acetileno em benzeno:
Multiplicando por 3 a 1ª equação: 3 C2H2 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O ∆H1 = 3.(- 1256)kJ
Invertendo a 2ª equação: 6 CO2 + 3 H2O → C6H6 + 15/2 O2 ∆H2 = + 3168kJ
Somando as equações: 3 C2H2 → C6H6 ∆H = ∆H1 + ∆H2 → ∆H = 3.(-1256)+3168 → ∆H = -600kJ
b)
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c) ∆H4 corresponde à variação de entalpia da formação de 1,5-hexadiino a partir do acetileno. De acordo com o
enunciado ∆H4 < ∆H1, em módulo. A entalpia do 1,5-hexadiino terá valor intermediário entre as entalpias de 3mols de acetileno e a de 1mol de benzeno.
d) Em módulo o diagrama mostra que: ∆H3 > ∆H2.
12- a) Reação de formação da amônia: ½ N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g)
Cálculo da entalpia de formação da amônia: 69kJ .
28g N2 . 0,5mol N
2 46kJ/mol NH
21g N2 1mol N2 1mol NH3
b)
13- Alternativa B Cálculo do ∆H para o processo I:
2 H2 + 2 CO → CH4 + CO2
2 H – H + 2 O = C → CH4 + O = C = O 2.(+4,4.102) 2.(+10,8.102) 4.(-4,2.102) 2.(-8.102)
∑Equebrar = +30,4.102 ∑Eformar = -32,8,102
∆H = ∑Equebrar + ∑Eformar
∆H = (+30,4.102)+(- 32,8,102)
∆H = -2,4.102 kJ (processo exotérmico)
Cálculo do ∆H para o processo II:
CH4 + CO2 → 2 H2 + 2 CO CH4 + O = C = O → 2 H – H + 2 C = O
4.(+4,2.102) 2.(+8.102) 2.(-4,4.102) 2.(-10,8.102)
∑Equebrar = +32,8.102 ∑Eformar = -30,4,102
∆H = ∑Equebrar + ∑Eformar
∆H = (+32,8.102)+(- 30,4,102)
∆H = +2,4.102 kJ (processo endotérmico)
No reator B, ocorre a reação endotérmica (II), enquanto no reator C, ocorre a reação exotérmica (I).
No reservatório D, existem as substâncias (CH4 e CO2) que irão sofrer processo endotérmico em B, produzindo as
substâncias (H2 e CO), que serão transferidas para o reservatório E e enviadas ao reator C, onde sofrerão processo
exotérmico.
3
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16
2 2
14- Soma: 08+16 = 24 01. Falso: Entalpia de formação é -278 kJ
Equação de formação do etanol: 2 Cgrafite) + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H6O(ℓ)
Calculando o ∆H de formação do etanol:
Multiplicando por 2 a 1ª equação: 2 Cgrafite + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ∆H1 = 2.(-394)kJ
Multiplicando por 3 a 3ª equação: 3 H2(g) + 3/2 O2(g) → 3 H2O(ℓ) ∆H3 = 3.(-286)kJ
Invertendo a 5ª equação: 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) → C2H6O(ℓ) + 3 O2(g) ∆H5 = +1368kJ
Somando as equações: 2 Cgrafite) + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H6O(ℓ) ∆H = ∆H2 + ∆H3 + ∆H5 → ∆H = -278kJ/mol
02. Falso: Entalpia de combustão é -133 kJ
04. Falso: Absorção de 2 kJ/mol
Calculando o ∆H para transformação de C(grafite) para C(diamante):
Conservando a 1ª equação: Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = -394kJ
Invertendo a 2ª equação: CO2(g) → Cdiamante + O2(g) ∆H2 = +396kJ
Somando as equações: Cgrafite → Cdiamante ∆H = ∆H1 + ∆H2 → ∆H = +2kJ/mol
08. Verdadeiro Equação de vaporização da água: H2O(ℓ) → H2O(g) Invertendo a 3ª equação: H2O(ℓ) → H2(g) + ½ O2(g)∆H3 = +286kJ
Conservando a 4ª equação: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H4 = -242kJ
Somando as equações: H2O(ℓ) → H2O(g) ∆H = ∆H3 + ∆H4 → ∆H = +44kJ/mol
Calculando o ∆H de vaporização de 90g de água: 90g H O.1mol H
2O
.
44kJ
220kJ
18g H2O 1mol H2O
16. Verdadeiro
C2H6O → M = 2.12+6.1+1.16 → M = 46g/mol
C20H42 → M = 20.12+42.1 → M = 282g/mol
Na combustão de 46g (1mol) de C2H6O(ℓ), haverá uma liberação de 1368kJ e na combustão de de 564g (2mol) de
C20H42(s) haverá liberação de 266kJ.
32. Falso:– Reação I que representa a entalpia-padrão de formação do CO2.
15- 1mol glicose
a) 1.10 kJ. .
6mol CO2
. 44g CO2
. 1ton CO2
8,8.108 ton CO
3.103 kJ 1mol glicose 1mol CO 10
6 g CO
2
b) Sim, pois tanto a glicose quanto a frutose têm 7 ligações C-H, 5 ligações C-C, 5 ligações C-O, 5 ligações O-H e 1 ligação
C=O.
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16-
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17-
18- a) Como a reação é endotérmica logo o calor é transferido da vizinhança para o sistema.
1mol CaO 42kcal b) 224g CaO. .
56g CaO 1mol CaO 168kcal
19- Alternativa E
8g O .1mol O2 .
57,8kcal
28,9kcal
32g O2 0,5mol O2
20- Alternativa E Para formação de 2mol de NH3 há um consumo de 1mol de N2 e 3mol de H2 com liberação de 46kJ de calor.
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Parte 5
01 (FEI-SP) São dadas as seguintes variações de entalpia de combustão.
C(s) + O2(g) CO2(g) H1= – 94,0 kcal
H2(g) + ½ O2(g) H2O(ℓ) H2 = – 68,0 kcal
CH4(g) + 2 O2(g) CO2 + 2H2O(ℓ) H3 = – 212,0 kcal
Considerando a formação do metano, segundo a equação:
C(s) + 2 H2(g) CH4(g)
A quantidade em quilocalorias, em valor absoluto, envolvido na formação de 1 mol de metano, é :
a) 442
b) 50
c) 18
d) 254
e) 348
02 (Vunesp-SP) São dadas as equações termoquímicas a 25 °C e 1 atm:
I. 2 C2H2(g) + 5 O2(g) 4 CO2(g) + 2 H2O(ℓ) H1 = – 2602 kJ (combustão do acetileno)
II. 2 C2H6(g) + 7 O2(g) 4 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) H2 = – 3123 kJ (combustão do etano)
III. H2(g) + ½ O2(g) H2O(ℓ) H3 = – 286 kJ (formação de água)
a) Aplique a lei de Hess para a determinação do H da reação de hidrogenação do acetileno, de acordo com a
equação: C2H2(g) +2 H2 C2H6(g) b) Calcule H da reação de hidrogenação do acetileno
03 (CEETE) A fermentação que produz o álcool das bebidas alcoólicas é uma reação exotérmica representada pela
equação:
C6H12O6(s) 2 C2H5OH(ℓ) + 2 CO2(g) + x kJ
Considerando-se as equações que representam as combustões da glicose e do etanol:
C6H12O6(s) 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) + 2840 kJ
C2H5OH(ℓ) 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1350 kJ
pode-se concluir que o valor de x em kJ/mol de glicose é :
a) 140 b) 280 c) 1490 d) 4330 e) 5540
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04 (UFRJ-RJ) O metanol, um combustível líquido, tem sido utilizado como substituto da gasolina, e pode ser produzido
a partir do metano, conforme a reação representada a seguir:
I. 2 CH4(g) + O2(g) 2 CH3OH(ℓ)
Dado que:
II. CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g) H1 = + 206 kJ III. 2 H2(g) + CO(g) CH3OH(ℓ) H2 = – 128 kJ
IV. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H3 = – 483 kJ
a) Calcule a variação de entalpia (H°) da reação I, a partir dos dados fornecidos.
b) Determine o calor liberado na reação III, quando 280 gramas de monóxido de carbono são consumidos.
05 (FMTM-MG) A cor vermelha de certos fogos de artifício é devida ao carbonato de estrôncio, cuja formação é
representada pela equação:
Sendo dados os H°
Sr(s) + C(grafite) + 3/2 O2(g) SrCO3(s)
I) Sr(s) + ½ O2(g) SrO(s) H1 = –592 kJ
II) SrO(s) + CO2(g) SrCO3(s) H2 = –234 kJ
III) C(grafite) + O2(g) CO2(g) H3 = –394 kJ
Pode-se afirmar que a entalpia de formação do carbonato de estrôncio, em kJ/mol, é:
a) –628
b) –986
c) +986
d) –1 220
e) +1 220
06 (FMS.J. Rio Preto-SP) São dadas as equações termoquímicas e as respectivas entalpias de combustão (H°C) a
25°C.
I) C(s) + O2(g) CO2(g) H1C = –394 kJ/mol
II) C6H6(ℓ) +15/2 O2(g) 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) H2C = –3268 kJ/mol
III) H2(g) +1/2 O2(g) H2O(ℓ) H3C = –286 kJ/mol
a) Utilizando essas equações e aplicando a lei de Hess, escreva a reação e formação do C6H6(ℓ) (benzeno).
b) Calcule a entalpia padrão de formação (H°C) a 25 °C do C6H6(ℓ).
07 (UFMT-MT) O carbeto de tungstênio (WC) apresenta elevada dureza, sendo por isso usado na fabricação de
ferramentas de corte e de brocas.
Considere as informações.
Equação de formação do carbeto de tungstênio:
W (s) + C(grafite) → WC (s)
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Equações de combustão dos elementos e do carbeto de tungstênio:
2 W (s) + 3 O2(g) → 2 WO3(s) ∆H1 = – 1 680,6 kJ C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = – 393,5 kJ 2 WC (s) + 5 O2(g) → 2 WO3(s) + 2 CO2(g) ∆H3 = – 2 391,6 kJ
Seja x o calor de formação de 2 mols de carbeto de tungstênio. A partir dessas informações, calcule – x.
08 (Unitau-SP) Sejam as seguintes afirmações, que representam consequências importantes da lei de Hess:
I) Invertendo-se uma equação termoquímica, o calor ou a entalpia de reação permanecerá inalterado.
II) Multiplicando-se ou dividindo-se uma equação termoquímica, o calor da reação permanece inalterado.
III) Podemos somar algebricamente equações termoquímicas.
a) Nenhuma é correta
b) Todas são corretas
c) Somente I é correta
d) Somente II é correta
e) Somente III é correta
09 (Fatec-SP) Considere as afirmações a seguir, segundo a lei de Hess:
I) O calor de reação (∆H) 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 sinal de ∆H.
IV) Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o valor de ∆H dependerá dos estados
intermediários através dos quais o sistema pode passar.
Conclui-se que:
a) as afirmações I e II são verdadeiras.
b) as afirmações II e III são verdadeiras.
c) as afirmações I, II, III são verdadeiras.
d) todas são verdadeiras.
e) todas são falsas.
10 (Puc-Campinas-SP) Dadas as equações termoquímicas:
S(s) + O2(g) SO2(g) ∆H1 = – 297kJ/mol
S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) ∆H2 = – 396kJ/mol
Pode-se concluir que a reação:
SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g)
tem ∆H, em kJ/mol, igual a:
a) +693 b) –693 c) +99,0 d) –99,0 e) +44,5
11 (Fuvest-SP) Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:
N2(g) + 2 O2(g) 2 NO2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização do NO2 será igual a:
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2 NO2(g) 1 N2O4(g)
a) –58,0 kJ b) +58,0 kJ c) –77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 kJ
12 (PucCamp-SP) O acetileno (C2H2) usado nos maçaricos de “solda a oxigênio” queima conforme a equação:
C2H2(g) + 2,5 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(ℓ)
Dados:
2 C(s) + H2(g) C2H2(g) ∆H1 = +54,2 kcal/mol;
H2(g) + 0,5 O2(g) H2O(ℓ) ∆H2 = – 68,3 kcal/mol;
C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H3 = – 94,1 kcal/mol
A diferença de entalpia para a combustão completa do acetileno será:
a) –188,2 kcal/mol
b) –330 kcal/mol
c) –310,7 kcal/mol
d) –376,4 kcal/mol
e) –115 kcal/mol
13 (FAAP-SP) Calcule o calor da reação representada pela equação:
2 C + 3 H2 C2H6
sabendo que:
C + O2 CO2 ∆H1 = – 94,1 kcal
H2 + ½ O2 H2O ∆H2 = – 68,3 kcal
C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O ∆H3 = – 372,7 kcal
a) +20,4 kcal b) –20,4 kcal c) +40,8 kcal d) –40,8 kcal e) zero
14 (UFSC-SC) Dadas as seguintes equações:
C(s) C(g) ∆H1 = 171 kcal/mol
H2(g) 2 H(g) ∆H2 = 104,2 kcal/mol
CH4(g) C(g) + 4 H(g) ∆H3 = 395,2 kcal/mol
Calcule a entalpia para a reação:
CH4(g) C(s) + 2 H2(g)
Arredonde o resultado para o inteiro mais próximo e marque este número.
a) 120 kcal
b) 358 kcal
c) 16 kcal
d) –120 kcal
e) –16 kcal
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15 (Fuvest-SP) A entalpia de combustão da grafite a gás carbônico é –94 kcal/mol.
A do monóxido de carbono gasoso a gás carbônico é –68 kcal/mol. Desses dados, pode-se concluir que a entalpia de
combustão da grafite a monóxido de carbono gasoso, expressa em kcal/mol vale:
a) +13
b) +26
c) –13
d) –26
e) –162
16 Através das reações:
C(grafite) + O2(g) CO2(g) ∆H1 = – 94 kcal/mol H2(g) + ½ O2(g) H2O(ℓ) ∆H2 = – 68,4 kcal/mol
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ∆H3 = – 327,6 kcal/mol
podemos concluir que a variação de entalpia da formação do etanol é, aproximadamente:
17 (Famerp-SP) São dadas as equações termoquímicas e as respectivas entalpias de combustão (∆H°) a 25 °C.
I) C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H1 = – 94 kcal/mol II) C6H6(ℓ) + 15/2 O2(g) 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ∆H2 = – 3268 kcal/mol
III) H2(g) + ½ O2(g) H2O(ℓ) ∆H3 = – 286 kcal/mol
Utilizando essas equações e aplicando a lei de Hess, escreva a reação de formação do C6H6 (ℓ) (benzeno).
18 (Fuvest-SP) De acordo com os dados:
Cgraf + 2 H2(g) CH4(g) ΔH1 = –18 kcal/mol de CH4
C(g) + 2 H2(g) CH4(g) ΔH2 = –190 kcal/mol de CH4
Qual é o calor em kcal envolvido na vaporização de 120 g de Cgraf? (massa molar do C = 12 g mol–1)
19 (UFV-MG) Considere as seguintes equações:
C + B D ΔH1 = +300 kJ/mol (eq. 1)
A + 2 B D ΔH2 = –500 kJ/mol (eq. 2)
a) Determine o calor da reação: A + B C (equação 3)
b) Classifique cada uma das reações representadas pelas equações 1, 2 e 3 como endotérmica ou exotérmica.
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20 (PUC-MG) Os propelentes de aerossol são normalmente clorofluorcarbonos (CFC), que, com o seu uso contínuo,
podem reduzir a blindagem de ozônio na atmosfera. Na estratosfera, os CFCs e o O2 absorvem radiação de alta energia e produzem, respectivamente, átomos de cloro (que têm efeito catalítico para remover o ozônio) e átomos de
oxigênio.
O2 + Cℓ CℓO + [O] ΔH1 = +203,5 kJ
O3 + Cℓ CℓO + O2 ΔH2 = –95,5 kJ
O valor de ΔH, em kJ, para a reação de remoção de ozônio, representada pela equação O3 + [O] 2 O2, é igual a:
a) –299.
b) –108.
c) –12,5.
d) +108.
e) +299.
Gabarito - Parte 5
01- Alternativa C Conservando a 1ª equação: C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H1= – 94,0 kcal
Multiplicando por 2 a 2ª equação: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) ∆H2 = 2.(– 68,0) kcal
Invertendo a 3ª equação: CO2(g) + 2H2O(ℓ) CH4(g) + 2 O2(g) ∆H3 = + 212,0 kcal
Somando as equações: C(s) + 2 H2(g) CH4(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 +∆H3 = – 18 kcal
02- a)
Dividindo por 2 a 1ª equação: C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(ℓ) H1 = (– 2602)÷2 kJ Dividindo por 2 e invertendo a 2ª equação: 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) C2H6(g) + 7/2 O2(g) H2 = (+ 3123)÷2 kJ
Multiplicando por 2 a 3ª equação: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) H3 = 2.(– 286) kJ
Somando as equações: C2H2(g) + 2 H2 C2H6(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 +∆H3
b) ∆H = (– 1301) + (1561,5) + (– 572) ∆H = – 311,5 kJ/mol C2H2. Para a reação citada, temos: ∆H = – 311,5 kJ/mol
03- Alternativa A Conservando a 1ª equação: C6H12O6(s) 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) + 2840 kJ
Invertendo e multiplicando por 2 a 2ª equação: 4 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) 2 C2H5OH(ℓ) 6 O2(g) 2.( – 1350) kJ
Somando as equações: C6H12O6(s) 2 C2H5OH(ℓ) + 2 CO2(g) + x kJ
Calculando o valor de X: + 2840 + 2.( –1350) = + 140kJ
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04- a)
Multiplicando por 2 a 1ª equação: 2 CH4(g) + 2 H2O(g) 2 CO(g) + 6 H2(g) H1 = 2.(+ 206) kJ Multiplicando por 2 a 2ª equação: 4 H2(g) + 2 CO(g) 2 CH3OH(ℓ) H2 = 2.(– 128) kJ
Conservando a 3ª equação: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H3 = – 483 kJ
Somando as equações: 2 CH4(g) + O2(g) 2 CH3OH(ℓ) ∆H = ∆H1 + ∆H2 +∆H3 = – 327kJ
b) 280g CO.1mol CO
. 128kJ 1280kJ 28g CO 1mol CO
05- Alternativa D
Conservando a 1ª equação: Sr(s) + ½ O2(g) SrO(s) H1 = –592 kJ
Conservando a 1ª equação: SrO(s) + CO2(g) SrCO3(s) H2 = –234 kJ
Conservando a 3ª equação: C(grafite) + O2(g) CO2(g) H3 = –394 kJ
Somando as equações: Sr(s) + C(grafite) + 3/2 O2(g) SrCO3(s) ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 = – 1220 kJ/mol
06-
Multiplicando por 6 a 1ª equação: 6 C(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) H1 = 6.(–394) kJ/mol
Invertendo a 2ª equação: 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) C6H6(ℓ) +15/2 O2(g) H2 = +3268 kJ/mol
Multiplicando por 3 a 3ª equação: 3 H2(g) +3/2 O2(g) 3 H2O(ℓ) H3 = 3.(–286) kJ/mol
Somando as equações: 6 C(s) + 3 H2(g) C6H6(ℓ) ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 = + 46 kJ/mol
07-
Conservando a 1ª equação: 2 W (s) + 3 O2(g) 2 WO3(s) ∆H1 = – 1680,6 kJ
Multiplicando por 2 a 2ª equação: 2 C(grafite) + 2 O2(g) 2 CO2(g) ∆H2 = 2.(– 393,5) kJ
Invertendo a 3ª equação: 2 WO3(s) + 2 CO2(g) 2 WC (s) + 5 O2(g) ∆H3 = + 2391,6 kJ
Somando as equações: 2 W (s) + 2 C(grafite) 2 WC(s) ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 = – 76 kJ
Calculando o valor de – X temos: 76kJ
08- Alternativa E I) Falso. Invertendo-se uma equação termoquímica, o calor ou a entalpia de reação também será invertido.
II) Falso. Multiplicando-se ou dividindo-se uma equação termoquímica, o calor da reação também será multiplicado ou
dividido.
III) Verdadeiro. Podemos somar algebricamente equações termoquímicas.
09- Alternativa C I) Verdadeiro. O calor de reação (∆H) depende apenas dos estados inicial e final do processo.
II) Verdadeiro. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas.
III) Verdadeiro. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o sinal de ∆H.
IV) Falso. O calor de reação (∆H) depende apenas dos estados inicial e final do processo.
10- Alternativa D
Invertendo a 1ª equação: SO2(g) S(s) + O2(g) ∆H1 = + 297kJ/mol
Conservando a 2ª equação: S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) ∆H2 = – 396kJ/mol
Somando as equações: SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 = +297-396 = – 99kJ/mol
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11- Alternativa A
Invertendo a 1ª equação: 2 NO2(g) N2(g) + 2 O2(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
Conservando a 2ª equação: N2(g) + 2 O2(g) N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Somando as equações: 2 NO2(g) N2O4(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 = -67,6+9,6 = –58kJ
12- Alternativa C
Invertendo a 1ª equação: C2H2(g) 2 C(s) + H2(g) ∆H1 = –54,2 kcal/mol
Conservando a 2ª equação: H2(g) + 0,5 O2(g) H2O(ℓ) ∆H2 = –68,3 kcal/mol
Multiplicando por 2 a 3ª equação: 2 C(s) + 2 O2(g) 2 CO2(g) ∆H3 = 2.(–94,1) kcal/mol
Somando as equações: C2H2(g) + 2,5 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(ℓ) ∆H = ∆H1 + ∆H2 +∆H3 = –310,7kcal/mol
13- Alternativa B
Multiplicando por 2 a 1ª equação: 2 C + 2 O2 2 CO2 ∆H1 = 2.(–94,1) kcal
Multiplicando por 3 a 2ª equação: 3 H2 + 3/2 O2 3 H2O ∆H2 = 3.(–68,3) kcal
Invertendo a 3ª equação: 2 CO2 + 3 H2O C2H6 + 7/2 O2 ∆H3 = + 372,7 kcal
Somando as equações: 2 C + 3 H2 C2H6 ∆H = ∆H1 + ∆H2 +∆H3 = –20.4kcal
14- Alternativa C
Invertendo a 1ª equação: C(g) C(s) ∆H1 = – 171 kcal/mol
Invertendo e multiplicando por 2 a 2ª equação: 4 H(g) 2 H2(g) ∆H2 = 2.( –104,2) kcal/mol
Conservando a 3ª equação: CH4(g) C(g) + 4 H(g) ∆H3 = 395,2 kcal/mol
Somando as equações: CH4(g) C(s) + 2 H2(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 +∆H3 = +15,8kcal
15- Alternativa D
Conservando a 1ª equação: C(grafite) + O2(g) CO2(g) ∆H1 = –94kcal
Invertendo a 2ª equação: CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) ∆H2 = +68kcal
Somando as equações: C(grafite) + ½ O2(g) CO(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 =-94+68 = –26kcal/mol
16-
Multiplicando por 2 a 1ª equação: 2 C(grafite) + 2 O2(g) 2 CO2(g) ∆H1 = 2.(–94) kcal/mol
Multiplicando por 3 a 2ª equação: 3 H2(g) + 3/2 O2(g) 3 H2O(ℓ) ∆H2 = 3.(–68,4) kcal/mol
Invertendo a 3ª equação: 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) ∆H3 = +327,6 kcal/mol
Somando as equações: 2 C(graf) + 3 H2(g) + ½ O2(g) C2H5OH(ℓ) ∆H = ∆H1 + ∆H2 +∆H3 = –65,6kcal/mol
17-
Multiplicando por 6 a 1ª equação: 6 C(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) ∆H1 = 6.(– 94) kcal/mol
Invertendo a 2ª equação: 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) C6H6(ℓ) + 15/2 O2(g) ∆H2 = + 3268 kcal/mol
Multiplicando por 3 a 3ª equação: 3 H2(g) + 3/2 O2(g) 3 H2O(ℓ) ∆H3 = 3.(– 286) kcal/mol
Somando as equações: 6 C(graf) + 3 H2(g) C6H6(ℓ) ∆H = ∆H1 + ∆H2 +∆H3 = +1846kcal/mol
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18-
19- a)
Invertendo a 1ª equação: D C + B ΔH1 = –300 kJ/mol
Conservando a 2ª equação: A + 2 B D ΔH2 = –500 kJ/mol
Somando as equações: A + B C ∆H = ∆H1 + ∆H2 = –800kJ/mol
b)
C + B D ΔH1 = +300 kJ/mol (eq. 1) Reação endotérmica
A + 2 B D ΔH2 = –500 kJ/mol (eq. 2) Reação exotérmica
A + B C ∆H = -800 kJ/mol (eq. 3) Reação exotérmica
20- Alternativa A Invertendo a 1ª equação: CℓO + [O] O2 + Cℓ ΔH1 = –203,5 kJ
Conservando a 2ª equação: O3 + Cℓ CℓO + O2 ΔH2 = –95,5 kJ
Somando as equações: O3 + [O] 2 O2 ∆H = ∆H1 + ∆H2 = –299 kJ