QUÍMICA PRÉ-VESTIBULAR LIVRO DO PROFESSOR
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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 Disciplinas
Autores
Língua Portuguesa
Francis Madeira da S. Sales Márcio F. Santiago Calixto Rita de Fátima Bezerra Fábio D’Ávila Danton Pedro dos Santos Feres Fares Haroldo Costa Silva Filho Jayme Andrade Neto Renato Caldas Madeira Rodrigo Piracicaba Costa Cleber Ribeiro Marco Antonio Noronha Vitor M. Saquette Edson Costa P. da Cruz Fernanda Barbosa Fernando Pimentel Hélio Apostolo Rogério Fernandes Jefferson dos Santos da Silva Marcelo Piccinini Rafael F. de Menezes Rogério de Sousa Gonçalves Vanessa Silva
Literatura Matemática
Física Química Biologia História
Geografa
Duarte A. R. Vieira
Enilson F. Venâncio Felipe Silveira de Souza Fernando Mousquer
Produção
Projeto e Desenvolvimento Pedagógico
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 energ ia. Neste módulo estudaremos essas perdas ou ganhos de energia, bem como o que podemos fazer para determinar essa quantidade de energia. Frequentemente, nas embalagens dos produtos alimentícios, encontramos tabelas com os “valores energéticos” dos alimentos. Esses valores são comumente dados em calorias, embora fosse melhor indicá-los em joules. Veja: Alimento
manteiga chocolate açúcar arroz batata-inglesa peixe carne de vaca
Valor energético (cal/g)
7,60 4,67 4,00 3,60 0,90 0,84 2,90
Esses “valores energéticos” correspondem à energia liberada nas reações do metabolismo desses 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).
a) Chamamos de sistema a uma parte isolada do universo, cujas propriedades estão sendo estudadas. b) Calor é uma energia em trânsito, que passa 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 c) A temperatura de um sistema é a medida da agitação térmica das partículas que formam esse sistema. d) Todo sistema (substâncias, por exemplo) possui um determinado conteúdo energético, que engloba sua energia interna (ligada às forças intermoleculares) mais a externa (ligada ao movimento do sistema). e) A unidade de energia no Sistema Internacional (SI) é o joule (J). Como calor é energia, a quantidade de calor e, consequentemente, a variação de entalpia ( H), devem ser expressas 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
Introdução 9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
A Termoquímica é uma parte da Termodinâmica que estuda especificamente as trocas de calor entre o sistema e o meio ambiente, e o possível aproveitamento desse calor na realização de trabalho, desenvolvido ao longo de um processo químico (reação).
Exotermia x Endotermia São dois os processos em que ocorrem trocas de energia (na forma de calor): o processo exotérmico e o endotérmico.
1
é aquele que ocorre com
Processo exotérmico
liberação de calor. `
Exemplo:
Nas combustões (produzem calor): C 3 H 8 + 5O 2
3 CO 2 + 4 H 2 O + 2 000kJ (calor liberado)
No congelamento da água: H 2 O (l) H 2 O (s) + 7,5kJ
Análise gráca
da variação da entalpia é aquele que ocorre
Processo endotérmico
com absorção de calor. `
Processos endotérmicos ( H > 0): fusão, vaporização e sublimação (sólido gasoso). Processos exotérmicos ( H < 0): solidificação, liquefação e sublimação (gasoso sólido).
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
Exemplo:
Na produção de ferro: Fe 2 O 3 + 3 C (s) + 491,5kJ 2 Fe (s) + 3 CO (g) (calor absorvido)
Logo, podemos representar: A
No aquecimento da água: H 2 O (l) + 44kJ H 2 O (v)
B
entalpia (H)
Entalpia A 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<0
( H) = Hprodutos – Hreagentes
HR
A H
B
HP
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 entalpia ( H) e as mudanças de fase
As mudanças de estado físico de uma substância ocorrem com liberação ou absorção de calor; acon tecem, portanto, com variação de entalpia ( H):
S EN DO TÉR MIC OS E S S O
H >
C P R O
. A . S l i s a r B E D S E I
0
SUBLIMAÇÃO FUSÃO ESTADO SÓLIDO
LIQUEFAÇÃO
ESTADO LÍQUIDO
B
H>0
entalpia (H)
B
HP HR
VAPORIZ AÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO
A
A
ESTADO GASOSO
caminho da reação
SUBLIMAÇÃO P R O
C E S S
2
OS E XOT ÉR M IC O S
0
H <
H>0
onde H= HP – HR
HP > HR
9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
•
•
•
A temperatura corporal
O metabolismo do corpo humano exige temperatura 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 quando esses alimentos são oxidados pelo O2 inalado na respiração, resultando em CO 2 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 corpo, 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 termoquímicas
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Uma vez que a determinação da variação da entalpia de uma reação depende de fatores como, por exemplo, temperatura, pressão, es ta dos al otrópico s das substâ ncia s en vo lvidas etc. Faremos essa determinação a partir de um estado-padrão. O estado-padrão de uma substância corresponde 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 indicar, em função dessas informações:
•
`
a variação da entalpia ( H); as fases em que se encontram as substâncias; a temperatura e a pressão (nos quais a reação ocorre); o n.° de mols envolvidos na reação (estequiometria).
Exemplo:
1C graf . + 1O 2(g)
1CO 2(g)
H = –34kcal/mol 25°C/1atm 1H 2(g) +
1
O 2(g) 1H 2 O (l) 2 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 estadopadrão, a 298K, está sob a forma da substância simples O2(g) a 1atm, pois: estabilidade
O2(g) > O3(g)
Calor ou entalpia de reação A variação da entalpia é determinada nos processos 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. 3
`
Lei de Hess
Exemplo:
1 2
H 2(g) + O 2(g)
H 2 O (l)
H f = –68,3kcal/mol
b) Entalpia de decomposição ( Hd)
É o calor liberado ou absorvido na decomposição de 1 mol de qualquer substância, produzindo substância simples. `
Exemplo:
H 2 SO 4(l)
H 2(g)+ S romb + 2O 2(g)
H d = –813,8kJ/mol
c) Entalpia de combustão ( Hc)
É o calor liberado na queima de 1 mol de qualquer substância. `
Exemplo:
CH 4(g)+ 2O 2(g)
CO 2(g)+ 2H 2 O (v) H c = –213kcal/mol
d) Entalpia de neutralização ( Hn)
É o calor liberado na formação de 1 mol de H 2O(l): a partir da reação entre 1 mol de H + e 1 mol de OH – nas condições-padrão. `
Exemplo:
HCl + NaOH
NaCl + H 2 O
H n = –57,5kJ/mol
1H 2 O (l)
Cálculo do calor
ou entalpia de reação Para determinar o calor de uma reação e sua variação de entalpia ( H), temos três métodos: Lei de Hess H = Hp – Hr (pelas entalpias de formação) H = energia das ligações rompidas – energia das ligações formadas (energias de ligação)
Neste capítulo, estudaremos o método pela Lei de Hess.
4
No início de 1840, os químicos já sabiam que havia reações que aconteciam em várias etapas e que uma mesma reação global podia ocorrer por caminhos diferentes, ou seja, por etapas intermediárias diferentes. Nessa época, o químico suíço Hess obteve NH4Cl(aq) por dois caminhos e mediu os calores liberados ou absorvidos em cada etapa. Os resultados obtidos por ele foram os seguintes: 1.° caminho: 1.a etapa 2.a etapa reação global
NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s) + aq
NH4Cl(s) – 41,9kcal NH4Cl(aq) + 3,9kcal (+)
NH3(g) + HCl(g) + aq estado inicial
NH4Cl(aq) – 38,0kcal estado final
2.° caminho: 1.a etapa 2.a etapa 3.a etapa reação global
1H +(aq) + 10H – (aq)
H=?
Histórico
NH3(g) + aq NH3(aq) – 8,5kcal HCl(s) + aq HCl (aq) – 17,3kcal NH3(aq) + HCl (aq) NH4Cl(aq) – 12,2kcal (+) NH3(g) + HCl(g) + aq estado inicial
NH4Cl(aq) – 38,0kcal 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 termoquímica. Estabelecida com base em resultados experimentais, é uma consequência do princípio da conservação da energia (1.° princípio da Termodinâmica), mas foi enunciada dois anos antes.
Conclusões sobre a lei de Hess Muitas 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.
– 932kcal
+622kcal H – C C – H + 5 = 0 2
O=C=O O=C=O
O
+ H
H
Ligações rompidas:
Quando uma equação termoquímica é multiplicada por um determinado valor, seu H também será multiplicado pelo mesmo valor, uma vez invertida, o sinal do seu H também será invertido.
2C – H:
2 . 100 = 200
1C C:
1 . 127 = 127
295 5 O = O: 5/2 . 118 = +622kcal 2 São necessárias 622kcal para romper todas as ligações. O calor que entra é positivo.
Cálculo da entalpia ou calor de reação
Ligações formadas:
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.
Serão liberadas 932kcal ao formar todas as ligações.
4C = O: 4 . 178 = 712 2H – O: 2 . 110 =
O calor que sai é negativo. H = ligações rompidas + ligações formadas H = (+622kcal) + (–932kcal)
Energia de ligação (E L) Observamos que tanto ao quebrar ligações nos reagentes quanto ao formá-las nos produtos, envolvemos 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:
1) Calcular a variação da entalpia na queima do aceti- leno, dadas as energias de ligação: a) C
C: 127kcal/mol
2) Calcule a entalpia da reação H 2(g) + C 2(g) H = ? `
2HC (g)
Solução: H2(g) + C
2 HC
(g)
H – H(g) + C – C
(g)
2(g)
energia absorvida nas quebras de ligações
H=?
H – C (g) + H – C
(g)
energia liberada nas formações das ligações
Para formar 1 mol de ligação Para formar 1 mol de ligação H – C = 431,8kJ H – H = 436kJ Como são formados 2 mols de HC C – C = 242,6kJ 2H – C = 863,6kJ
Energia total absorvida: 678,6kJ
Energia total liberada: 863,6kJ
d) C – H: 100kcal/mol e) H – O: 110kcal/mol
valor maior – valor menor
c) O = O: 118kcal/mol
`
H = –310kcal
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:
b) C = O: 178kcal/mol
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220 –932kcal
Solução:
Equação da queima do acetileno, destacando as ligações:
863,6 – 678,6 = 185kJ Assim: H 2(g) + C 2(g)
2 HC (g)
H = –185kJ
5
Entalpia de formação ( H F)
H r = (+ 54kcal + H r = +54kcal
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) –
5 . 0) H = (2 . –94kcal + –68kcal) p 2 H p = –256kcal
H = H p – H r H = (–256kcal) – (+54kcal) = –310kcal 2) Calcule leno.
HF(reagentes) `
H da reação de hidrogenação do aceti-
Solução:
A hidrogenação total do acetileno (C 2 H 2 ) produz etano (C 2 H 6 ). Essa reação pode ser representada por: C 2 H 2(g) + 2H 2(g)
1) Calor de formação é a energia absorvida ou desprendida na formação de 1 mol da subs tância, a partir de seus elementos no estadopadrão.
H = ?
O H pode ser calculado a partir das entalpias dos par- ticipantes presentes na tabela: H C H
= +227kJ/mol
2 2 (g)
2) Substância simples e variedade alotrópica mais estável a 25°C (temperatura ambiente) e 1atm têm entalpia padrão igual a zero (H = 0). `
C 2 H 6(g)
H H = zero 2
H C H
= –84,5kJ/mol
2 6 (g)
Exemplo:
C 2 H 2(g) + 2H 2(g)
C 2 H 6(g)
(+227) 2(0)
(–84,5)
H r
H p
um balão de O 2 a 25°C e 1atm tem H = 0
H = ?
um balão de O 3 a 25°C e 1atm tem H 0
H = H p – H R
um balão de H 2 a 25°C e 1atm tem H = 0
H = [(H C H 6(g) )] – [(H C H 6(g) )] + [(2H H )]
Resumindo:
H = [–84,5] – [(+227) + 2(0)]
Consideremos uma reação segundo a equação geral:
H = [–84,5] – [+227]
aA + bB
H = –311,5kJ
2
cC + dD H = ?
3) Determine a entalpia do CaCO 3 na reação a seguir.
Sendo H A, H B , H C e H D as entalpias das substâncias A, B, C e D, a variação de entalpia da reação será:
A equação de decomposição do mármore pode ser representada por:
H = (cH C + dH D ) – (aH A + bH B ) entalpia nal
CaCO 3(s)
entalpia inicial `
H = H (produtos) – H (reagentes)
2(g)
CaO (s) + CO 2(g)
H = +177,5kJ/mol
Solução:
Na tabela, encontramos as entalpias: H Ca = –635,5kJ/mol `
O(s)
Exemplos:
H CO = –394kJ/mol
1) Calcular a variação de entalpia, na queima do ace- tileno, dados os calores de formação. HF H O = –68kcal/mol 2
HF C H = +54kcal/mol 2 2
Equação da queima do acetileno: C 2 H 2 + `
5 O 2 2
CaO (s) + CO 2(g)
H CaCO = ?
H = ?
H = +177,5kJ/mol
(–635,5)(–394)
3(s)
H = +177,5kJ/mol
H p
H R H = H P – H R
H = –[(H CaO ) – (H CO )] – [(H CaCO )]
Solução:
H r = ( H f
6
2CO 2 + H 2 O
No entanto, não encontramos a entalpia de H CaCO , que 3(s) pode ser determinada da seguinte maneira: CaCO 3(s)
2
HF CO = –94kcal/mol
2(g)
(s)
+
C 2 H 2
5 H ) H P = (2 Hf + Hf H O ) CO 2 2 2 f O 2
2(g)
3(s)
+177,5 = [(–635,5) + (–394)] – [H CaCO (s) ] 3
+177,5 = [–635,5 – 394] – H CaCO
3(s)
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A equipartição da energia ou do espaço chamase aumento de entropia. Podemos definir entropia (S) como uma medida de organização do sistema.
H CaCO = –1 029,5 – 177,5 3(s)
H CaCO = –1 207kJ/mol 3(s)
4) A entalpia-padrão de formação da glicose (C 6 H 12 O 6 ) não pode ser determinada diretamente porque a formação dessa substância por seus elementos não é obtida na prática. As entalpias-padrão de combustão do C 6 H 12 O 6 e as entalpias-padrão de formação do H 2 O (l) e CO 2(g) podem ser determinadas diretamente porque essas reações ocorrem na prática. Os valores encontrados são: •
entalpia-padrão de combustão do C 6 H 12 O 6(s) = –2 820kJ/mol
•
entalpia-padrão de formação do H 2 O (l) = –286kJ/mol
•
entalpia-padrão de formação do CO 2(g)= –393,5kJ/mol
S (entropia) – medida de organização do sistema. Há grande entropia quando há pouca ordem. Há baixa entropia quando há muita ordem. `
1.º Exemplo:
Com base nesses dados, calcule a entalpia-padrão da glicose sólida, C 6 H 12 O 6(g). 6C grate + 6H 2(g) + 3O 2(g) `
Solução:
C 6 H 12 O 6(s) + 6O 2(g)
6CO 2(g) + 6H 2 O (l)
H° = –2 820kJ
H° = (6H 0 CO + 6H 0 H O ) – (H 0 C H 2(g)
2 (I)
+ 6H 0 O )
6 12 O 6(s)
2(g)
–2 820 = [6(–393,5) + 6 (–286) – [(x + 6 (0))] –2 820 = –2361 – 1716 – x + 0 x = –1257 H C H
= –1 257kJ/mol
6 12 O 6–(s)
Resposta: –1 257kJ/mol
Entropia e energia livre O 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.
P A < PB
P
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 ordem, S < 0. Quando aumenta a entropia, diminuindo a ordem, S > 0. `
Entropia
9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
2H2(g) + O2(g) Entropia dos reagentes Sr
H o = ?
C 6 H 12 O 6(s)
2.º Exemplo: . A . S l i s a r B E D S E I
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.
7
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. G=
H–T S
Energia livre = entalpia – entropia – temperatura
Valor Pão
energético
por grama 17kJ (4,0kcal)
12,50g de carboidrato 2,50g de proteína 17kJ (4,0kcal) 1,25g de gordura 38kJ (9,0kcal) 8,75g de água -
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.
total 212kJ (50kcal) 42,5kJ (10kcal) 47,5kJ (11,25kcal) 302kJ (71,25kcal)
Valor Energético total = 1 470kJ (351,7kcal)
Se
G < 0, a reação é espontânea.
A energia consumida durante a caminhada deve ser igual a 1 470kJ, que é o valor energético total. Assim:
Se
G > 0, a reação não é espontânea.
1 hora = 60 minutos _ _ _ _ _ _ _ _ _ 1 100kJ
Se
G = 0, a reação está em equilíbrio.
x _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 1 470kJ
x = 1 470kJ . 60min 1 100kJ
1. Conhecendo as composições do hambúrguer e do pão, dadas na tabela: hambúrguer (100g)
24g de proteína 20g de gordura 56g de água
pão (25g) 12,50g de carboidrato 2,50g de proteína 1,25g de gordura 8,75g de água
e utilizando os valores energéticos mencionados no texto: a) calcule o valor energético obtido pela ingestão de um pão de 25 gramas e um hambúrguer de 100 gramas; b) determine quanto tempo (minutos) uma pessoa deveria caminhar para consumir a energia obtida na ingestão do lanche mencionado no item a, sabendo que uma hora de caminhada consome 1 100kJ.
x = 80min
2. Calcule a quantidade de energia envolvida na queima 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 C 3 H 8 , por exemplo, são liberados 2 046kJ: 1C 3 H 8 (g)+ 5O 2(g) 3CO 2(g)+ 4H 2 O (g)+ 2 046kJ 1 mol libera
`
Valor energético
2 046kJ
A partir dessa relação, podemos calcular a energia libe- rada para qualquer quantidade de C 3 H 8 , para 10 mol de C 3 H 8 , temos: 1 mol
libera
2 046kJ
10 mol
libera
x
x = 20 460kJ
Solução:
a) Quantidade de energia obtida pela ingestão do lanche:
Valor Hambúrguer
8
energético
24g de proteína
por grama 17kJ (4,0kcal)
20g de gordura 56g de água
38kJ (9,0kcal) -
Valor energético
total 408kJ (96kcal) 760kJ (180kcal) 1 168kJ (276kcal)
3. O corpo humano pode trocar calor com o meio 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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por condução só é importante em processos realizados embaixo da água ou quando o corpo se encontra em contato com objetos sob altas temperaturas. . e t e l p m o C k c o t s m o C
4. Considere a equação: 2C graf. + 3H2(g) + 1O2 2 Determine o H da mesma. `
C2H6O(l)
Solução:
O valor do H dessa reação pode ser determinado a partir de outras três equações: Equação I – combustão completa do C graf 1C graf + 1O 2(g)
1CO 2(g)
H = –394kJ/mol
Equação II – combustão do hidrogênio [H 2(g) ] 1H 2(g) + 1 O 2(g) 1H 2 O(I) H = –286kJ/mol 2 Equação III – combustão completa do álcool comum (C 2 H 6 O) 1C 2 H 6 O (I) + 3O 2(g)
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 organismo 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 elevada 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.
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A evaporação ocorre quando a água é aquecida pelo calor do organismo, até passar para a fas e 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.
2CO 2(g) + 3H 2 O (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: a) ter 2 mols de C graf no lado dos reagentes, o que se obtém multiplicando-se a equação I por 2: 2C graf + 2O 2(g)
2CO 2(g)
H = –788kJ
b) ter 3 mols de H 2(g) no lado dos reagentes, o que se obtém multiplicando-se a equação II por 3: 3 O 3H 2 O(I) H = –858kJ 2 2(g) c) ter 1 mol de álcool comum [1 C 2 H 6 O (I) ] no lado dos pro- dutos, o que se obtém invertendo-se a equação III: 3H 2(g) +
2CO (g) + 3H 2 O (I)
1C 2 H 6 O (I) + 3O 2(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 C 2 H 6 O: 2C graf + 2CO 2(g)
H = –788kJ
3H 2(g) + O 2(g) 3 H 2 O (I)
H = –858kJ +
2CO 2(g) + 3H 2 O (I) 1C 2 H 6 O (I) + 3O 2(g)
H = +1 368kJ
__________________________________________ 2C graf + 3H 2(g) + ½O 2(g) 1C 2 H 6 O (I)
H = –278kJ
A entalpia de formação do C 2 H 6 O (I) é de –278kJ.
5. (Unirio) O elemento químico tungstênio, de símbolo W, é muito utilizado em lamentos de lâmpadas incandescentes 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. 9
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: 3 W(s) + O2(g) WO3(s) 2 Hcombustão = –840kJ/mol Cgraf + O2(g) CO2(g) Hcombustão = –394kJ/mol WC(S) + 5 O2(g) WO3(s) + CO2(g) 2 Hcombustão = –1 196kJ/mol a) –19kJ/mol
b) –38kJ/mol
4. Calcule, a partir dos dados fornecidos na tabela a seguir, quantas calorias são consumidas nos casos descritos nos itens a, b e c. Alimento kcal/g Arroz 3,62 Feijão 3,47 Tomate 0,22 Carne de boi 3,82 Suco de laranja 0,49
c) –2 430kJ/mol
a) Refeição composta de: 100 gramas de arroz, 60 gramas de feijão, 4 fatias de tomate (40 gramas), 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).
d) +38kJ/mol e) +2 430kJ/mol `
Solução: B
b) Lanche composto de: 1 pão de 50 gramas, 2 fatias de queijo prato (60 gramas), 2 fatias de tomate (20 gramas), 1 copo de leite (200 gramas).
Devemos trabalhar com as três equações cujos H foram fornecidos, a m de obter o H da reação desejada:
3 2
I – W (s) + O 2(g)
WO 3(s)
c) Lanche composto de: 1 tablete de 200 gramas de chocolate.
H = –840kJ/mol II – C graf + O 2(g)
d) Supondo que numa caminhada a 5km/h um 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.
CO 2(g)
H = –394kJ/mol
5 2
III – WC (s) + O 2(g)
WO 3(s) + CO 2(g)
H = –1 196kJ/mol
`
C graf + W (s) WC (s)
Solução:
a) O total de calorias é calculado pela somatória:
H = ? Para determinarmos o H da reação desejada, devemos:
(100 . 3,62) + (60 . 3,47) + (40 . 0,22) + (100 . 3,82) + (100 . 0,49) + (20 . 3,85)
a) manter I para termos W (s) no lado dos reagentes;
362 + 208,2 + 8,8 + 382 + 49 + 77 = 1 087,0kcal
b) manter II para termos C graf no lado dos reagentes;
b) (50 . 2,80) + (60 . 3,70) + (20 . 0,22) + (200 . 0,65) = 140 + 222 + 4,4 + 130 = 496,4kcal
c) inverter III para termos WC (s) no lado dos produtos. Então, obtemos:
3 I. W (s) + O 2(g) 2 II. C graf + O 2(g)
WO 3(s) CO 2(g)
H = –840kJ H = –394kJ
5 WC (s) + O 2(g) H = +1 196kJ 2
__________________________________________ W (s) + C graf
c) (200 . 5,18) = 1 036,0kcal d) I) 60
III. WO 3(s) + CO 2(g)
10
Alimento kcal/g Pão 2,80 Queijo prato 3,70 Leite 0,65 Açúcar 3,85 Chocolate 5,18
5 2
WC (s) + O 2(g)
H = –38kJ
x
340,0kcal 1 087kcal
60 = 340,0 y = 1 087 . 60 340,0 x 1 087 340,0kcal II) 60 y
x = 191,8min
496,4kcal
60 = 340,0 x 496,4
y = 496,4.60 340,0
x = 87,6min
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Assim, 1kg de CH 4 libera 13 300kcal.
III) 60 340,0kcal
Usando o mesmo raciocínio para o etanol, temos:
z - 1 036,0kcal 60 = 340,0 x 1036,0
y = 10 36,0.60 340,0
1 mol de C 2 H 6 O = 46g
x = 182,8min
1 000g -------------- x 1 000g . 326,4kcal x = 7 095kcal 46g Assim, 1kg de C 2 H 6 O libera 7 095kcal. x =
5. (PUC-SP) O gás obtido na fermentação do lixo orgânico é chamado biogás e contém metano, que pode ser usado 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. H de formação (kcal mol-1) –17,9 –66,7 –94,1 –68,3
Substância
metano – CH4(g) etanol – C2H6O(l) gás carbônico – CO 2g água – H2O(l)
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 CH 4 é maior.
6. (Fuvest) Pode-se conceituar 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 = 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? a) 80
(Massas molares: CH 4 = 16g mol-1; C2H6O = 46g mol-1 ) `
Solução:
Inicialmente, devemos equacionar as respectivas reações de combustão completa e calcular os seus H: 1CH 4(g) + 2CO 2(g) CO 2 + 2H 2 O (g) (–17,9)
2(O)
H = ?
b) 160
(–94,1)(–68,3)
H R
c) 344
H p
d) 550
H = [(H CO ) + 2(H H O ) – [H CH ) + 2H O ] 2(g)
2 (I)
4(g)
e) 1 330
2(g)
H = [(–94,1) + 2 (–68,3)] – [(–17,9)+ 2 (O)] `
H = [–230,7] – [–17,9] H = –212,8kcal/mol 1C 2 H 6 O (l) + 3O 2(g)
2CO 2(g) + 3H 2 O (l)
(– 66,7)
2(-94,1) 3(-68,3) H p
3(O)
H R
H = ?
2 (I)
2 6 (I)
Solução:
Sabendo que a energia da ligação N – H é igual a 390kJ/ mol, vamos escrever a fórmula estrutural do N 2 H 4 e fazer a sua decomposição:
H–N–N–H | | H H
H = [2(H CO ) + 3(H H O )] – [(H C H O ) + 3(H O )] 2(g)
liberam 326,4kcal
2(g)
2N + 4H
H = 1 720kJ/mol
São rompidas:
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 (CH 4 ) e conhecendo sua massa molar (16g mol -1 ), podemos fazer a seguinte relação: 1 mol de CH 4 = 16g 9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
liberam 212,8kcal
1 000g ---------- x x =
1 000g . 212,8kcal 16g
x = 13 300kcal
Ligações Energia rompidas fornecida (kJ) 4 ligações N – H 4 . (390) = 1 560 1 ligação N – H 1 . x
Energia total (kJ)
(1 560 + 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
11
Considerando apenas o efeito estufa, o melhor combustível é aquele que libera a maior quantidade de energia por mol de CO 2 liberado na queima. Vamos comparar os combustíveis gás natural (CH 4 ), 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 CO 2. C(s) + O2(g) CO2(g) + 393kJ Conclusão: na produção de 393kJ de energia, é liberado um mol de CO 2. Conclusão nal: para produzir a mesma quantidade de energia, a quantidade de CO 2 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 H 2SO4, 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? Justique a sua resposta. Resposta: exotérmica, pois o texto diz que a energia no interior da caldeira é maior que no exterior, logo libera calor.
Observe os dois textos a seguir: Texto 1 Águas minerais podem em geral ser duras O 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 CO 2 do ar atmosférico forma um sal solúvel, que ca 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 danicar 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 CaCO 3, produz um sal solúvel. CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2O + CO2 Classicação 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 2 •
•
•
Combustíveis fossais
A 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 CO 2 na queima. Como o consumo de energia no planeta cresce continuamente, a quantidade de CO 2 lançada na atmosfera também aumenta continuamente, razão pela qual o impacto ambiental causado pelo efeito estufa torna-se cada vez mais grave. 12
7.
Um jeito fácil de “limpar” uma grande extensão de 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, NO 2–1, íons que são nutrientes essenciais para as plantas. Por isso, depois de uma queimada, o solo sempre ca mais pobre em nutrientes.
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Suponha que uma queimada consumiu 100 toneladas de vegetação, constituída por aproximadamente 40% de carbono. a) Equacione a combustão total do carbono contido na vegetação.
3. Uma lata de spray esfria quando é agitada ou quando lançamos no ambiente a substância contida no frasco. Esse fenômeno ocorre porque: a) há vaporização do líquido e esse processo é endotérmico.
b) Verique, com base na equação, se o gás carbô nico formado exerceu um trabalho de expansão no ar. Justique sua resposta.
b) há liquefação do vapor e esse processo é exotérmico.
c) Se 7,5% do carbono sofre combustão parcial, 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).
d) há ebulição do líquido e esse processo é exotérmico.
c) há solidicação do líquido e esse processo é en dotérmico. e) há sublimação. 4. (Elite) Observe o processo de vaporização da água: H2O( ) H2O(g) H = +44KJ/mol Determine o calor absorvido na vaporização de 0,9g de água. (Dados: H = 1,0; O = 16) 5. (Elite) É característico de uma reação exotérmica apresentar:
`
Solução:
a) 1C (s) + 1O 2(g)
1CO 2(g)
b) Na reação de combustão total, não há trabalho exer- cido pelo sistema, uma vez que não há variação da quantidade de matéria de gases na reação. c) 2C (s) + 1O 2(g)
2CO (g)
40% . 100t = 4 0t e 7,5% . 40t = 3 t 3 . 10 6 T= n.R. T T= . 8,314 . (500 – 300) 12 T = 4,16 . 10 8 J
a) reagentes e produtos líquidos. b) entalpias iguais para reagentes e produtos. c) apenas participantes gasosos. d) entalpia dos produtos menor que a entalpia dos reagentes. e) entalpia dos produtos maior que a entalpia dos reagentes.
1. (Elite) Observe o esquema a seguir:
De acordo com o esquema acima, este processo pode ser considerado: a) exotérmico e absorve 900kJ.
6. (Elite) A queima de 1 mol de carbono libera 94kcal, enquanto 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; H 2O = 18g/mol) 7. (Elite) Observe o diagrama a seguir:
b) exotérmico e libera 200kJ. c) exotérmico, com ∆H = –900kJ.
Produtos
d) endotérmico, com ∆H = +200kJ. e) endotérmico, com ∆H = –200kJ. 2. (Elite) Assinale a alternativa que contém apenas processos com ∆H negativo. a) Combustão e fusão. b) Combustão e sublimação de sólido para gás. 9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
c) Combustão e sublimação de gás para sólido. d) Fusão e ebulição. e) Evaporação e congelação.
Reagentes
É possível armar que: a) o processo é exotérmico, com ∆H = +230kJ. b) o processo é endotérmico, com ∆H = +570kJ. c) o processo é endotérmico, com ∆H = +230kJ. d) o processo é exotérmico, com ∆H = –230kJ. e) o processo é exotérmico, com ∆H = –570kJ.
13
8. (Elite) O mercúrio pode ser obtido pela reação de cinábrio, 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) A entalpia dos reagentes é maior ou menor que a entalpia dos produtos? Por quê? b) Qual o calor liberado na formação de 4,0g de mercúrio? (Dado: Hg = 200) 9. Dado o diagrama de entalpia:
14. (Elite) A combustão incompleta de carbono, responsável 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: Cgraf + O2(g) → CO2(g) 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
∆H = −394kJ ∆H = −566kJ
Com base nessas informações, determine o queima de 36g de carbono no processo:
∆
H da
1 Cgraf + O2(g) → CO2(g) 2
15. (Elite) Determine o ∆H da liquefação de 1 mol de metanol, de acordo com a seguinte equação: CH3OH(g) → CH3OH(l) ∆H = ? Dados: 3 I. CH3OH( ) + O2(g) → CO2(g) + 2H2O( ) ∆H = −727kJ 2 3 II. CH3OH(g) + O2(g) → CO2(g) + 2H2O ( ) ∆H = −765kJ 2
Determine o calor de ∆H na solidicação de 900mL de água. (Dados: densidade da água líquida = 1,0g/mL; massa molar de água = 18g/mol) 10. (Elite) Dena: a) processo exotérmico; b) processo endotérmico .
16. (Elite) Dado o diagrama de entalpia em quilocalorias: H (kcal) +11 0
H2(g) + 1/3 O3(g) H2(g) + 1/2 O2(g)
11. (Elite) Escreva o enunciado da lei de Hess. 12. (Elite) O dibrorano (B 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: 3 I. 2B(s ) + O2(g) → B2O3(s ) ∆H = −1 273kJ 2 II. B2H6 (g) + 3O2(g) → B2O 3(s) + 3H2O(g) ∆H = −2 035kJ 1 III. H2(g) + O2(g) → H2O(g) ∆H = −242kJ 2
13. (Elite) Dadas as equações termoquímicas: 1 H2(g) + O2(g) → H2O(g) 2 1 H2(g) + O2(g) → H2O( ) 2
14
∆H = −58kcal ∆H = −68kcal
Determine a quantidade de calor envolvida na vaporização de 1L de água líquida (mol da H 2O = 18g; densidade da água = 1g/ml).
H2O( )
–68
Determine o ∆H para os seguintes processos: 1 + H O → H2O( 2(g) a) 3 3(g)
)
∆H = ?
b) Formação de 24g de ozônio a partir de gás oxigênio (mol de O3 = 48). 17. (Elite) Calcule a entalpia do metano, emkJ/mol, a partir dos seguintes dados: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O( ) ∆H = −890kJ/mol ∆H = −394kJ/mol Cgraf + O2(g) → CO2(g) 1 H2(g) + O2(g) → H2O( ) ∆H = −286kJ/mol 2
18. (Elite) Qual a importância da lei de Hess? 19. (Elite) O número de etapas de uma reação pode inuenciar no ∆H? 20. (Elite) É possível prever a ocorrência de reações
químicas, conhecendo algumas grandezas; a entalpia é uma delas. Cite outras duas grandezas.
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21. (Cesgranrio) Dado o esquema abaixo, estabelecido nas condições padrão:
c)
2NO(g)
Entalpia (kcal) N2(g) + O2(g)
2H2(g) + CO(g) + 1,502(g) CH3OH( ) + 1,502(g)
H = –173Kcal
H = –204Kcal
d)
N2(g) + O2(g)
CH2(g) + 2H2O( )
Sabendo que a entalpia padrão de formação de CO (g) é igual a –26kcal/mol, calcule a entalpia padrão de formação do metanol líquido. 22. Analisando o diagrama abaixo:
2NO(g)
e)
NO2(g) + O2(g)
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 SO 3(g) é igual a: a) +94,4kcal/mol. b) –94,4kcal/mol.
N2(g)
24. São conhecidos os seguintes valores de energia de ligação, a 25ºC: Ligação CI – CI H – CI C–H C – CI
Energia de ligação (kcal/mol)
57,8 103,0 99,5 78,5
c) –71,0kcal/mol. d) –23,4kcal/mol. e) +23,4kcal/mol. 23. A 25ºC e 1atm de pressão, 1 mol de nitrogênio gasoso, reagindo com 1 mol de oxigênio gasoso, produz monóxido de nitrogênio gasoso com absorção de 22kcal do produto obtido. O diagrama que representa corretamente essa informação é: a)
Determine a variação de entalpia, aproximada, para a reação: CH4(g) + Cl2(g) H3CCl(g) + HCl(g) 25. O diagrama representa as variações de entalpia envolvidas 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) N2(g) + O2(g)
b) 9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
N2(g) + O2(g)
2NO(g)
–
Na(g) + Cl(g)
2NO(g)
H1
H2 NaCl(s)
Sobre esse processo, assinale a armação incorreta: a) a formação de NaCl (s) a partir dos átomos gasosos é um processo endotérmico.
b) os átomos isolados são mais estáveis que os íons isolados. c) os íons formados têm 8 elétrons no último nível.
15
d) ∆H2 é responsável pela estabilidade do cloreto de sódio. e)
H + ∆H1 corresponde à variação de entalpia da reação Na(g) + CI(g) → NaCI(s). ∆ 2
26. Através das reações: I. C(s) + O2(g) → CO2(g) 1 II. H2(s) + O2(g) → H2O( 2 III. C(s) + 2H2(g) → CH4(g)
∆H = −94,1kcal /mol
∆H = −68,3kcal /mol
)
∆H = −19,9kcal /mol
Calcule o calor liberado, emkcal, na queima de 1,6t de metano (CH4 ) (dado: massa molar do CH 4 = 16 g/ mol). a) 2,5 . 106 b) 2,1 . 108 c) 2,1 . 107
27. (UFF) A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de tetrafósforo. Esse composto inama 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 P 4S3(s), considerando a seguinte tabela: –2 940,0 –296,8
28. (Cesgranrio) O acetileno é um gás de grande uso comercial, sobretudo em maçaricos de ocinas 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 CO2(g) = –94,1kcal/mol
•
da H2O(l) = –68,3kcal/mol
•
do C2H2(g) = +54,2kcal/mol
(Dados: C = 12; H = 1) a) 1 615kcal b) 6 434kcal c) 21 660kcal d) 40 460kcal 16
e) 64 340kcal
b) 8,8 . 10–3 c) 8,8 . 10–2 d) 8,8 . 102 e) 8,8 . 104 30. A “cal extinta” [Ca(OH) 2] pode ser obtida pela reação
entre óxido (CaO) e água (H 2O), com consequente liberação de energia. O óxido de cálcio, ou “cal viva”, por sua vez, é obtido por forte aquecimento de carbonato de cálcio (CaCO 3 ). As equações referentes a essas reações são: II. CaCO3 + calor → CaO + CO2
8
Composto P4O10(S) SO2(g)
a) 8,8 . 10–4
I. CaO + H2O → Ca(OH)2 + calor
d) 1,4 . 107 e) 1,4 . 10
29. A queima de 1,0kg de metano (CH4 ) 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 CH 4 = 16g . mol–1 ):
Identique a armativa incorreta: a) a reação II é endotérmica.
b) a reação II é uma reação de decomposição. c) a reação I é uma reação endotérmica. d) a reação total entre a “cal extinta” e o ácido sulfúrico (H2SO4 ) produz CaSO4 e água. e) a reação entre a “cal viva” e o ácido clorídrico (HCI) produz CaCI2 e água.
1. (Elite) Assinale a alternativa que traz a(s) substância(s) que, por convecção, possui(em) entalpia zero: a) O3(g). b) diamante. c) enxofre monoclínico. d) água líquida. e) O2(g) e H2(g). 2. (Elite) Escreva a equação termoquímica que corresponde 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”. 3. (UFF) Conhece-se a entalpia de combustão do metanol, que vale 182kcal/mol, determine a massa desse combustível que, nas mesmas condições, liberam 36,4kcal (massa molar do metanol = 32g/mol).
9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
4. (Unirio) A combustão do carbono grafite é dada pela equação: Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = –394kJ/mol A queima de 3g de grate envolverá (carbono = 12g): a) absorção de 197kJ. b) absorção de 98,5kJ. c) liberação de 1 576kJ. d) liberação de 197kJ. e) liberação de 98,5kJ. 5. (Elite) Observe a equação termoquímica abaixo, a 25ºC: 1 1 N2(g) + O2(g) → NO(g) ∆H = +90kJ/mol 2 2 A reação de 48L de N2, sob temperatura de 25 ºC, envolverá (dado: volume molar de N 2(g), a 25ºC = 24L/mol): a) absorção de 180kJ. b) absorção de 360kJ. c) absorção de 720kJ. d) liberação de 180kJ. e) liberação de 360kJ.
uma sensação de frio. Explique esse fenômeno. 11. Dada a equação termoquímica: Cgrate + 2Sromb → CS2( )
12. (UFF) Quando o benzeno queima na presença de excesso de oxigênio, a quantidade de calor transferida à pressão constante está associada à reação: 15 C6H6( ) + O2(g) → 6CO2(g) + 3H2 O( ) 2 O calor transferido nesta reação é denominado calor de combustão. Considere as reações: 6C(grafite) + 3H2(g) → C6H6( ) → ∆H = 49,0kJ C(grafite) + O2(g) → CO2 → ∆H = −395,5kJ 1 H2(g) + O2(g) → H2O( ) → ∆H = −285,8kJ 2 O calor de combustão do benzeno, emkJ, será: a) 3 267,4
Calcule o calor liberado na formação de 6L de CO 2(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 fato de uma mesma substância possuir entalpia negativa signica que:
d) –3 267,4
II. A formação da substância, a partir das substâncias simples no estado padrão, é um processo exotérmico.
H = +19kcal
b) Qual a massa de enxofre rômbico que seria necessária para produzir 1,2 . 10 24 moléculas de sulfeto de carbono? (Dado: massa molar do enxofre = 32g/mol)
b) 2 695,8
I. A substância tem um conteúdo de energia menor que as correspondentes, substâncias simples no estado padrão.
∆
Responda: a) O processo é endo ou exotérmico?
6. (Unirio) A combustão completa de metano forma CO 2(g) e H2O( ). Se esse processo fosse realizado a 25ºC e 1atm, liberaria 50kcal/mol de combustível.
7.
c) –1 544,9 e) –2 695,8 13. (UFMG) O álcool etílico e o éter dimetílico são isômeros de fórmula molecular C2H6O. Embora essas duas substâncias tenham a mesma fórmula molecular, os calores de combustão de seus vapores são diferentes. Todas as armativas abaixo apresentam um fator relevante para explicar a diferença dos calores de combustão desses dois compostos, exceto: a) As moléculas apresentam diferentes ligações químicas. b) As suas temperaturas de ebulição são diferentes.
III. A substância é estável como um gás nobre.
c) As suas fórmulas estruturais são diferentes.
Está(ão) correta(s) somente a(s) armativa(s): a) I.
d) As suas moléculas correspondem a diferentes funções orgânicas.
b) II. c) III. d) I e II. e) I, II e III. 9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
10. Ao colocarmos um cubo de gelo nas mãos, sentimos
8. (Elite) Dena entalpia de combustão ou calor de com bustão. 9. (Elite) Explique o seguinte termo: “entalpia zero”.
14. (UFMG) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo 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: a) endotérmico e cede calor ao corpo. b) endotérmico e retira calor do corpo.
17
c) exotérmico e cede calor ao corpo. d) exotérmico e retira calor do corpo. 15. A fermentação e a respiração são processos pelos quais uma célula pode obter energia. Nas equações abaixo, estão representadas as duas reações citadas e as energias correspondentes. C6H12O6(s) → 2C2H5OH( ) + 2CO2(g) ∆H = −230kJ C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2 O(g) ∆H = −2 880kJ
Utilizando os dados apresentados nas equações, pode-se determinar que a queima completa de 1 mol de etanol. a) libera 2 650kJ.
b) –23 c) +23 d) +71 e) +165 19. (UERJ) Ao se dissolver uma determinada quantidade 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:
b) absorve 2 510kJ.
a) isotérmica.
c) libera 1 325kJ.
b) atérmica.
d) absorve 2 050kJ.
c) exotérmica.
e) libera 1 15kJ.
d) endotérmica.
16. Solicitado a classicar determinados processos como exotérmicos ou endotérmicos, um estudante apresentou este quadro: Processo
Classicação
Dissociação molécula de hidrogênio em átomos Condensação de vapor de água Queima de álcool
Exotérmico Endotérmico Exotérmico
Considerando-se esse quadro, o número de erros cometidos pelo estudante em sua classicação é: a) 1 b) 3 c) 0 d) 2 17. (Elite) Classique as reações a seguir em exotérmica ou endotérmica: a) X(g) + 2Y (g) → W(g)
∆
H = –20kcal
20. (PUC-RJ) Nas condições padrão, a reação de:
3NH3(g) → 1,5N2(g) + 4,5H2(g) ∆H = 33,0kcal Logo, a entalpia de formação de 2mols do gás amoníaco é: a) –11,0kcal. b) +11,0kcal. c) +33,0kcal. d) –22,0kcal. e) –33,0kcal. 21. (PUC-RJ) Calcular a variação de entalpia da transformação da grate em diamante, sabendo-se que a grate 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 grate: ∆H = –94,5kcal C(diamante) + O2(g) → CO2(g) C(grate) + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94,0kcal 22. Na respiração celular, a glicose reage com o oxigênio de acordo com a equação:
b) A(g) + B(g) → AB(g)
∆
H = +15kcal
C6H12O6(g) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O( )
c) D(g) + E(g) → F(g)
∆
H = +18kcal
Qual o ∆H do processo?
18. (Unicado) Observe o gráco:
0
H (kcal) S ( ) + 3/2 O2(g)
–71
18
O valor da entalpia de combustão, de mol de SO 2(g), emkcal, a 25ºC e 1atm, é: a) –71
–94
SO2(g)+ 1/2 O2(g) SO3(g)
I. 6C(graf ) + 6H2(g) + 3O2(g) → C6 H12 O6(s) ∆H = −1 275kJ II. C(graf ) + O2(g) → CO2(g) ∆H = −394kJ 1 III. H2(g) + O2(g) → H2 O( ) ∆H = −286kJ 2
23. O gás acetileno, C 2H2, pode transformar-se em benzeno, um importante solvente para substâncias apolares, de acordo com a seguinte equação: 3C2H2(g) → C6H6( )
∆
H=?
9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
Com base nessas informações, determine o ∆H desse processo. Dados: 15 O → 6CO2(g) + 3H2O( 2 2(g) 5 II. C2H2(g) + O2(g) → 2CO2(g) + H2O( ) 2 I. C6H6( ) +
)
∆H = −1115kJ ∆H = −648kJ
24. (UFRJ) 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. 2CH4(g) + O2(g) → 2CH3OH( ) Dado que: II. CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) III. 2H2(g) + CO(g) → CH3OH( ) IV. 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
30. (Unirio) A decomposição do explosivo nitroglicerina
H = –483kJ
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 a) –3 68,5
∆ 0
HfCO = –26kcal; ∆HfCO2 = –94kcal 27. (Elite) Calcule o ∆H de transformação do óxido ferroso em óxido férrico, segundo a equação: 1 2FeO(s) = O2(g) → FeO3(g) 2 Dados: a) ∆Hf = FeO = 64kcal/mol b) ∆Hf = Fe2O3 = 196,5kcal/mol H de combustão do etano,
•
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 ∆
29. (Cesgranrio) Considere: H de formação de CO 2(g) = –94,1kcal ∆H de formação de H 2O( ) = –68,3kcal ∆H de formação da sacarose = –531,5kcal ∆
e) 1 129,2
4C3H5(ONO2 )3( ) → 12CO2(g) + 10H2O(g) + N2(g) + O2(g)
∆
9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
d) 6 93,9
H = –128kJ
∆ 0
25. (PUC-RJ) Calcule o valor de ∆H de combustão para o sulfeto de hidrogênio. Dados: ∆Hf do H 2S = –4,8kcal/mol ∆Hf do SO2 = –71kcal/mol ∆Hf de água = –68,3kcal/mol 26. (Elite) Dadas as entalpias de formação do CO (g) e do CO2(g), calcule a entalpia da reação CO 2(g) + C(s) → 2CO(g) à temperatura de 25ºC e pressão normal.
•
c) 1 349,0
H = +206kJ
∆ 0
b) Determine o calor liberado na reação III, quando 280g de monóxido de carbono são consumidos.
∆
b) 751,3
libera grande volume de gases e considerável quantidade de calor, de acordo com a reação:
a) Calcule a variação de entalpia ( ∆H0 ) da reação I, a partir dos dados fornecidos.
28. (Elite) Calcular o sabendo-se que:
A energia liberada, emkcal, pela oxidação de 1 mol de sacarose, segundo o processo: C12H22O11 + 12O2(g) → 12CO2(g) +11H2O( ) será: a) 531,5
b) –737,0 c) –1 105,5 d) –945,5 e) –437,5 31. (Unicado) 15 O → 6CO2(g) + 3H2 O( ) + 795kcal 2 2(g) 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 CO 2(g) e de H 2O( ) são, respectivamente, –96kcal e –69kcal. Determine o calor de formação de benzeno. a) –24kcal C6H6( ) +
b) –12kcal c) –2,4kcal d) +12kcal e) +24kcal 32. (Unirio) A quantidade de calor emkcal formado pela combustão de 221,0g de etino, a 25 oC, conhecendose as entalpias ( ∆H) de formação de CO 2(g), H2O( ) e etino(g), é aproximadamente: Dados: CO2(g) = –94,10kcal/mol DHo = H2O(l) = –68,30kcal/mol C2H2(g) = +54,20kcal/mol
19
a) –2 640,95kcal b) –1 320,47kcal c) –880,31kcal d) –660,23kcal e) –528,19kcal 33. (Unirio) O elemento químico tungstênio, de símbolo W, é muito utilizado em lamentos de lâmpadas incandescentes 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(grate) + W(s) → WC(s)
reações que descrevem um dos processos de obtenção desse ácido e suas respectivas entalpias a 25ºC são: S(s) + O2(g) → SO2(g) 1 SO2(g) + O2(g) → SO3(g) 2 SO3(g) + H2 O( ) → H2 SO4(
∆H = −297kJ ∆H = −99kJ
)
∆H = XkJ
Sabendo-se também que: 1 H2(g) + O2(g) → H2O( ) ∆H = −286kJ 2 e que a entalpia de formação ( ∆Hf) do H2SO4 a 25ºC é igual a –814kJ/mol, calcule o valor de x.
A partir das reações a seguir, calcule o ∆H de formação para o WC(s). Dados: 3 ∆Hcombustão = −840kJ/ mol; W(s ) + O2(g) → WO3(s) 2 C(graf ) + O2(g) → CO2(g) ∆Hcombustão = −394kJ/mol; 5 WC(s ) + O2(g) → WO3(s ) + CO2(g) ∆Hcombustão = −840kJ/mol; 2
a) –19kJ/mol b) –394kJ/mol c) –2 430kJ/mol d) +38kJ/mol e) +2430kJ/mol 34. (Unicado) O etanol pode ser produzido a partir da cana-de-açúcar, sendo utilizado como combustível e como solvente. Observe os dados: ∆Hc = –327kcal C2H6O( ) ∆Hf = –94kcal CO2(g) ∆Hf = – 68,3kcal H2O( ) A entalpia de formação do etanol é: a) +66,5kcal b) –133kcal c) +133kcal d) –66,5kcal e) –65,9kcal
20
35. O H2SO4é 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
9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
b) 200g de Hg _____ –238kJ 4g de Hg ___________ X X = –4,76kJ
1. B 2. C
9.
3. A
d=
4. 1 mol = 16 + 2 . 1 = 18g
1g/mol =
18g _____ 44kJ 0,9g _______ X X = 2,2kJ 5. D 6. 12g de carbono _____ 94kcal 48g de carbono _________ X X = 376kcal 18g de H2O _____ 10kcal Y _____ 376kcal Y = 678,8g de H2O 7. B 9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
8. a) O processo apresenta ∆H negativo (processo exotérmico), então, ocorre liberação de energia e a entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos produtos.
m v m 900mL
m = 900g 18g H2O _____ –10kcal 900g H2O __________ X X = –500kcal 10.
a) Libera calor para o ambiente e transmite a sensação de aquecimento. b) Absorve calor do ambiente e transmite a sensação de frio. 11. O valor de ∆H de uma reação química depende apenas do estado inicial e do estado nal. Desse modo, será a soma algébrica dos valores de ∆H das etapas que compõem o processo.
21
12.
17. CO2(g) + 2H2O( ) → CH4(g) + 2O2 3 I. 2B(s) + O2(g) → B2O3(s) 2 II. B2O3(s) + 3H2O(g) B 2O6(g) + 3O2
∆
Cgraf + O2(g) → CO2(g) CO2(g) + 2H2O( ) → CH4(g) + 2O2
∆H = −1 273kJ
H = +2 035kJ
∆
3 III. 3H2(g) + O2(g) → ∆H = 3.( − 242)kJ 2 2Br(s) + 3H2(g) → B2H6(g) H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 =
(–1 273) + (2 035) + 3 . (–242) = +36kJ 1 ∆H = 68kcal 13. H2O( ) → H2(g) + O2(g) 2 1 H2O(g) + O2(g) → H2O2(g) ∆H = −58kcal 2 H2O( ) → H2O(g) ∆H = 10kcal
∆
2H2(g) + O2(g) → 2H2O
H = 890kJ/mol
H = –394kJ/mol ∆H = 890kJ/mol
∆
∆
H = (–286) . 2kJ/mol
Equação global: Cgraf + 2H2(g) → CH4(g)
∆
H = –76kJ/mol
18. A lei de Hess permite o cálculo teórico do ∆H de processos difíceis de serem feitos isoladamente em um calorímetro. 19. Não, o calor ∆Htotal depende apenas do valor inicial e do valor nal. 20. Energia livre e entropia.
21.
1 000g _____ X
3 2H2 + CO + O2 → CO2 + 2H2 O ∆H = −204kcal 2 3 CO2 + 2H2O → CH3 OH + O2 ∆H = 173kcal 2 1 C + O2 → CO ∆H = −26kcal 2 1 2H2 + C + O2 → CH3 OH ∆H = −57kcal 2 22. B
X = 555,56kcal
23. A
m d= v m 1 000 mL m = 1 000g
1g/mol =
18g _____ 10kcal
14. 2Cgraf + 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) 1 Cgraf + O2(g) → CO(g) 2 12g de C _____ –111kJ
∆
H = –222kJ) ÷ 2
24. ∆
= –78,5 – 103,0
∆
H = 157,3 – 181,5
∆
H = –24,2kcal
27. P4S3(s) + 8O2 → P4O10 + 3SO2 P4O10 + 3SO2 → P4S3 + 8O2
∆
22
H
∆ uniões
26. C
3 15. CH3OH(g) + O2(g) → CO2(g) + 2H2 O( ) ∆H = −765kJ 2 3 CO2(g) + 2H2O( ) → CH3 OH(g) + O2(g) ∆H = +727kJ 2 ∆H = –38kJ CH3OH(g) → CH3OH( ) 16.
∆
H = –3 677kJ
∆
H = 3 677kJ
H = HP – HR
3 677 = HP – (–2 940) + 3 . (–296,8) HP = 3 677 – 3 830 . 4 HP = –153,4kJ
H = H P – H R ⇒ –68 – (+11) – 79kcal
∆
X _____ 24g X = –16,5kcal
= 99,5 + 57,8
25. A
X = –333kJ
b) –11kcal _____ 1/3mol = 16g
H
∆ quebras
∆H = −111 kJ
36g de C _____ X
a)
H = ∆Hquebras + ∆Huniões
28.
∆
H = –62 140kcal
29. D 30. C
9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
21. Cgrate + O2(g) → CO2(g) CO2(g) → Cdiamante + O2(g) Cgrate → Cdiamante
1. E 1. C2H4(g) + 3O2 2.
∆
∆
2CO2(g) + 2H2O( )
H = –94,0kJ/mol
H = 94,5kJ/mol ∆H = –0,5kJ/mol ∆
22. C6H12O6(s) → 6Cgraf + 6H2(g) + 3O2(g)
Hcomb = –1 411kJ/mol, a 1atm, e 25°C
H = 1 275kJ
∆
∆H = –394 . (6)kJ 6Cgraf + 6O2(g) → 6CO2(g) 6 6H2(g) + O2(g) → 6H2O( ) ∆H = −286 . (6)kJ 2 C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O( ) ∆H = –2805kJ
3. 1 mol – 32g _____ 182kcal
X _____ 36,4kcal X = 6,4g de metanol 4. E 5. B 6. 24L _____ 50kcal
5 23. 3C2H2(g) + 3 O2(g) → 3 . 2CO2(g) + 3H2 O( 2 ∆H = 3.( −648)kJ
6L _____ Q Q = 12,5kcal 7.
D
8. É a quantidade de calor liberada na combustão completa de 1 mol de substância, quando todos os participantes encontram-se no estado padrão.
6CO2(g) + 3H2O( ) → C6H6( ) +
3C2H2(g) → C6H6( )
a) Endotérmico. b) 2 . 32g de S_____ 6 . 1023 moléculas X _____ 1,2 . 1024 moléculas X = 128g de S. 12. D 13. B 14. B 15. C 16. D 17. a) Exotérmica. b) Endotérmica. c) Endotérmica. 18. B 9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
19. D 20. D
15 O ∆H = 1 115kJ 2 2(g) ∆H = –829kJ
a) 2CH4(g) + 2H2O(g) → 2CO2(g) + 6H2 ∆H = 206 . (2)kJ 4H2(g) + 2CO(g) → 2CH3OH( ) ∆H = –0128 . (2)kJ ∆H = –483kJ 2H2(g) + O2 → 2H2O 2CH4(g) + O2 → 2CH3OH ∆H = –327kJ
10. A fusão do gelo retira calor de nossas mãos e assim nos
11.
)
24.
9. As substâncias simples no estado padrão (estado mais estável a 25ºC e 1atm) terão sempre, por convenção, entalpia ZERO. transmite a sensação de frio. Trata-se de uma reação endotérmica.
libera → −128kJ b) 28g de CO 280g de CO → x x = −1 280kJ 25. H2 S + 3 O2(g) → SO2 + H2 O 2 ∆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 ∆
28. C2H6 + 7 O2 → 2CO2 + 3H2 O 2 ∆H = HP – HR ∆H = (2 . (–94,1) + 3 . (–68,3)) – (–20,2) ∆H = –372,9kcal/mol 23
29.
∆
H = HP – HR
H = (12 . (–94,1) + 11 . (–68,3)) – (–531,5) ∆H = –1 349kcal 30. Dividir os coecientes da equação por 4 e, em conse quência, o ∆H também será dividido por 4. 1 1 C3H5 (ONO2 )3 → 3CO2 + 2,5H2 O + N2 + O2 4 4 ∆H = HP – HR ∆H = 3 . (–94) + 2,5 . – 57,8) – (–58) ∆H = –368,5 31. D ∆
32. A 33. B 34. E 35. S(s) + O2(g) → SO2(g) 1 SO2(g) + O2(g) → SO3(g) 2 SO3(g) + H2 O( ) → H2 SO4(
∆
H = –297kJ
∆H = −99kJ
)
∆H = X
3 S + O + H O → H2 SO4 ∆H = −396 + X (s) 2 2 2 H2(g) + 1 O2 → H2 O ∆H = −286kJ 2 H2(g) + S(s) + 2O2(g) → H2SO4 ∆H = –814kJ ∆H ⇒ –814 = –286 – 396 + X X = –814 + 682 X = –132kJ
24
9 1 0 I_ U Q _ V _ M E
