CH 2 O CO 2H O H 890 kJ o

de 14

1. (G1 - ifce 2019) O menor dos hidrocarbonetos, o metano 4(CH ), é um gás incolor e pode

causar danos ao sistema nervoso central se for inalado. Pode ser obtido da decomposição do lixo orgânico, assim como sofrer combustão como mostra a reação balanceada:

4(g) 2(g) 2(g) 2 ( )CH 2 O CO 2 H O H 890 kJΔ+ → + = −

A massa de metano que, em g, precisa entrar em combustão para que sejam produzidos

exatamente 54 g de água é igual a

Dados: M(H) 1g mol, M(C) 12 g mol= = e M(O) 16 g mol.= a) 36. b) 24. c) 20. d) 44. e) 52. 2. (Ufrgs 2019) Considere a reação de hidrogenação do ciclopenteno, em fase gasosa, formando ciclopentano, e a tabela de entalpias de ligação, mostradas abaixo.

Entalpias de ligação 1(kJ mol )−

H H− 437

C H− 414

C C− 335

C C= 600

Qual será o valor da entalpia da reação de hidrogenação do ciclopenteno em kJ mol?

a) 265.− b) 126.− c) 126.+ d) 265.+ e) 335.+ 3. (Upf 2019) Soluções aquosas de hidróxido de magnésio são utilizadas para aliviar indigestões e azia, ou seja, elas se comportam como um antiácido. A obtenção de hidróxido de magnésio pode ser realizada a partir da reação de magnésio metálico com a água. A equação dessa reação química e o valor da entalpia são assim representados:

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

1(s)

Mg 2 H O Mg(OH) H

H 353 kJ mol de Mg−

+ → +

= −

de 14

Essa reação é __________ e ao reagir 350 g de (s)Mg , nas mesmas condições, a energia

__________, em kJ, será de __________.

Dados: Mg 24,3=

Assinale a alternativa cujas informações preenchem corretamente as lacunas do enunciado. a) endotérmica, liberada, 123.550. b) exotérmica, absorvida, 128.634. c) endotérmica, absorvida, 5.084. d) exotérmica, liberada, 128.634. e) exotérmica, liberada, 5.084. 4. (Unesp 2018) Analise os três diagramas de entalpia.

O H da combustão completa de 1mol de acetileno, 2 2(g)C H , produzindo 2(g)CO e 2 ( )H O é

a) 1.140 kJ.+

b) 820 kJ.+

c) 1.299 kJ.−

d) 510 kJ.−

e) 635 kJ.−

5. (Uefs 2018) A combustão completa de 1mol de carbono grafita libera 394 kJ. A combustão

incompleta de 1mol de carbono grafita libera 111kJ.

Portanto, o HΔ da reação 2 2CO(g) (g) C )2

,O O1

(g+ → em kJ mol de 2CO (g), é igual a

a) 172.+ b) 283.+ c) 505.+ d) 505.− e) 283.− 6. (Mackenzie 2018) O gás de água é uma mistura gasosa que contém monóxido de carbono e hidrogênio. Por ser um produto industrial da reação de passagem de vapor de água através do carvão incandescente, seu processo pode ser equacionado por

(grafite) 2 (v) (g) 2(g)C H O CO H .+ → +

de 14

Substância 0 1fH (kJ mol )−

(g)CO 110,5−

2 (v)H O 241,8−

Considerando-se os valores de entalpia de formação acima tabelados, todos no estado-padrão, pode-se afirmar que a entalpia dessa reação é igual a a) 131,3 kJ.−

b) 131,3 kJ.+

c) 352,3 kJ.−

d) 352,3 kJ.+

e) 0 kJ.

7. (G1 - ifba 2018) Para transformar grafite em diamante, é preciso empregar pressão e

temperatura muito elevadas, em torno de 105 atm e 2.000 C. O carbono precisa ser

praticamente vaporizado e, por isso, apesar de o processo ser possível, é difícil. Consideremos, então, as entalpias de combustão do grafite e do diamante:

I. (grafite) 2(g) 2(g)C O CO H 394 kJΔ+ → = −

II. (diamante) 2(g) 2(g)C O CO H 396 kJΔ+ → = −

Quantos kJ são necessários para transformar grafite em diamante?

a) 2+ b) 790− c) 790+ d) 10+ e) 2− 8. (Fuvest 2018) A energia liberada na combustão do etanol de cana-de-açúcar pode ser considerada advinda da energia solar, uma vez que a primeira etapa para a produção do etanol é a fotossíntese. As transformações envolvidas na produção e no uso do etanol combustível são representadas pelas seguintes equações químicas:

2(g) 2 (g) 6 12 6(aq) 2(g)

6 12 6(aq) 2 5 ( ) 2(g)

2 5 ( ) 2(g) 2(g) 2 (g)

6 CO 6 H O C H O 6 O

C H O 2 C H OH 2 CO H 70 kJ mol

C H OH 3 O 2 CO 3 H O H 1.235 kJ mol

Δ

Δ

+ → +

→ + = −

+ → + = −

Com base nessas informações, podemos afirmar que o valor de HΔ para a reação de fotossíntese é a) 1.305 kJ mol.−

b) 1.305 kJ mol.+

c) 2.400 kJ mol.+

d) 2.540 kJ mol.−

e) 2.540 kJ mol.+

9. (G1 - cftmg 2018) Analise o diagrama de formação do cloreto de sódio:

de 14

As etapas endotérmicas, ou seja, que absorvem calor, são apenas a) I, II e III. b) I, II e V. c) I, IV e V. d) II, III e IV. 10. (Enem 2018) Por meio de reações químicas que envolvem carboidratos, lipídeos e proteínas, nossas células obtêm energia e produzem gás carbônico e água. A oxidação da glicose no organismo humano libera energia, conforme ilustra a equação química, sendo que

aproximadamente 40% dela é disponibilizada para atividade muscular.

6 12 6(s) 2(g) 2(g) 2 ( ) CC H O 6 O 6 CO 6 H O H 2.800 kJ+ → + = −

Considere as massas molares (em 1g mol ) : H 1; C 12; O 16.− = = =

LIMA, L. M.; FRAGA, C. A. M.; BARREIRO, E. J. Química na saúde. São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, 2010 (adaptado).

Na oxidação de 1,0 grama de glicose, a energia obtida para atividade muscular, em quilojoule,

é mais próxima de a) 6,2.

b) 15,6.

c) 70,0.

d) 622,2.

e) 1.120,0.

11. (Unisc 2017) A equação a seguir apresenta a reação de decomposição da água oxigenada, também denominada peróxido de hidrogênio.

KI2 2(aq) 2 ( ) 2(g)2 H O 2 H O O 196 kJ⎯⎯→ + +

Em relação a esta reação pode-se afirmar que a) é uma reação endotérmica. b) ocorre mais rapidamente em concentrações mais baixas. c) o iodeto de potássio atua como um inibidor da reação. d) ocorre a redução do oxigênio na formação do 2O .

e) é uma reação exotérmica. 12. (Pucsp 2017) Dado:

de 14

Energia de ligação C H− C C− H H−

1413 kJ mol− 1346 kJ mol− 1436 kJ mol−

A reação de hidrogenação do etileno ocorre com aquecimento, na presença de níquel em pó como catalisador. A equação termoquímica que representa o processo é

0 12 4(g) 2(g) 2 6(g)C H H C H H 137 kJ molΔ −+ → = −

A partir dessas informações, pode-se deduzir que a energia de ligação da dupla ligação que

ocorre entre os átomos de C no etileno é igual a

a) 1186 kJ mol .−

b) 1599 kJ mol .−

c) 1692 kJ mol .−

d) 1736 kJ mol .−

13. (Mackenzie 2017) O etanol, produzido por meio da fermentação do açúcar extraído da cana-de-açúcar, é um combustível renovável extremamente difundido no território nacional, e

possui entalpia-padrão de combustão de 11.368 kJ mol .−−

Considerando-se os dados fornecidos na tabela abaixo, é correto afirmar que, a entalpia-padrão de formação do etanol é de

Substância 1fHº (kJ mol )−

2(g)CO 394−

2 ( )H O 286−

a) 1278 kJ mol−+

b) 13.014 kJ mol−+

c) 11.646 kJ mol−+

d) 1278 kJ mol−−

e) 13.014 kJ mol−−

14. (Enem 2016) O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química:

2 2(g) 6 6( )3 C H C H→

A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais:

de 14

I. 02 2(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) c

5C H O 2 CO H O H 310 kcal mol

2+ → + = −

II. 06 6( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) c

15C H O 6 CO 3 H O H 780 kcal mol

2+ → + = −

A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de

benzeno é mais próxima de a) 1.090.− b) 150.− c) 50.− d) 157.+ e) 470.+ 15. (Unigranrio - Medicina 2017) Cálculos de entalpias reacionais são em alguns casos efetuados por meio das energias de ligação das moléculas envolvidas, onde o saldo de energias de ligação rompidas e refeitas é considerado nesse procedimento. Alguns valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro abaixo:

Ligação Energia de ligação (kJ mol)

C H− 413

O O= 494

C O= 804

O H− 463

Considere a reação de combustão completa do metano representada na reação abaixo:

4(g) 2(g) 2(g) 2 (v)CH 2 O CO 2 H O+ → +

A entalpia reacional, em kJ mol, para a combustão de um mol de metano segundo a reação

será de: a) 820− b) 360− c) 106+ d) 360+ e) 820+ 16. (Udesc 2014) A indústria siderúrgica utiliza-se da redução de minério de ferro para obter o ferro fundido, que é empregado na obtenção de aço. A reação de obtenção do ferro fundido é representada pela reação:

2 3 2Fe O 3 CO 2 Fe 3 CO+ → +

A entalpia de reação r( H )Δ a 25°C é:

Dados: Entalpia de formação f( H )Δ a 25°C, kJ/mol.

de 14

fH , kJ / mol.Δ 2 3Fe O

Fe CO 2CO

– 824,2 0 – 110,5 – 393,5

a) 24,8 kJ / mol

b) 24,8 kJ / mol−

c) 541,2 kJ / mol

d) 541,2 kJ / mol−

e) 1328,2 kJ / mol

17. (Espcex (Aman) 2017) Uma das aplicações da trinitroglicerina, cuja fórmula é 3 3 3 9C H N O ,

é a confecção de explosivos. Sua decomposição enérgica gera como produtos os gases nitrogênio, dióxido de carbono e oxigênio, além de água, conforme mostra a equação da reação a seguir:

3 3 3 9( ) 2(g) 2(g) 2(g) 2 ( )4 C H N O 6 N 12 CO 1O 10 H O .→ + + +

Além de explosivo, a trinitroglicerina também é utilizada como princípio ativo de medicamentos no tratamento de angina, uma doença que acomete o coração. Medicamentos usados no

tratamento da angina usam uma dose padrão de 0,6 mg de trinitroglicerina na formulação.

Considerando os dados termoquímicos da reação a 25 C e 1atm e supondo que essa massa

de trinitroglicerina sofra uma reação de decomposição completa, a energia liberada seria aproximadamente de Dados:

- massas atômicas: C 12 u;= H 1u;= N 14 u;= O 16 u.=

- f 2Hº (H O) 286 kJ mol; = − f 2Hº (CO ) 394 kJ mol; = − f 3 5 3 9Hº (C H N O ) 353,6 kJ mol. = −

a) 4,1J.

b) 789,2 J.

c) 1.432,3 J.

d) 5,3 kJ.

e) 362,7 kJ.

18. (Ufsm 2012) O alumínio reage com o óxido de ferro, a altas temperaturas, de acordo com a seguinte reação:

(s) 2 3(s) (s) 2 3(s)2A Fe O 2Fe A O+ → +

Assinale a alternativa que apresenta a entalpia padrão dessa reação, em kJ/mol.

Dados:

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

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

2Fe 3 / 2O Fe O H 824 kJ / mol

2A 3 / 2O A O H 1676 kJ / mol

+ → = −

+ → = −

a) + 2500 b) + 852 c) + 824 d) - 824 e) - 852

de 14

Gabarito: Resposta da questão 1: [B]

4

2

4

1CH

2

1H O

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

CH 1 12 4 1 16

M 16 g mol

H O 2 1 1 16 18

M 18 g mol

1 CH 2 O 1CO 2 H O

16 g

−

−

= + =

=

= + =

=

+ → +

4CH

2 18 g

m

4CH

54 g

16 g 54 gm 24 g

2 18 g

= =

Resposta da questão 2: [B] A entalpia de reação de hidrogenação é calculada somando-se todas as entalpias de ligação dos reagentes (que são positivas) com todas as entalpias de ligação dos produtos (que são negativas).

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

H 4 C C 1 C C 8 C H 1 H H 5 C C 10 C H

H 4 335 kJ 1 600 kJ 8 414 kJ 437 kJ 5 335 kJ 10 414 kJ

H 1.340 kJ 600 kJ 3.312 kJ 437 kJ 1.675 kJ 4.140 kJ

H 5.689 kJ 5.815 kJ 126 kJ mol

Δ

Δ

Δ

Δ

= − + = + − + − + − + −

= + + + + + + + − + −

= + + + + + − −

= + − = −

Resposta da questão 3: [E]

de 14

−

−

−

=

=

= −

+ → + = −

1Mg

1

1(s) 2 ( ) 2(s) 2(g) (s)

Mg 24,3

M 24,3 g mol

H 353 kJ mol

H 0 Reação exotérmica

1Mg 2 H O 1Mg(OH) 1H H 353 kJ mol de Mg

24,3 g 353 kJ liberados

350 g

=

=

=

liberada

liberada

liberada

liberada

E

350 g 353 kJE

24,3 g

E 5.084,36 kJ

E 5.084 kJ

Resposta da questão 4: [C]

2 2 2 2 2

227 kJ 2 ( 393)kJ 286 kJ0 kJ

51 C H (g) O (g) 2CO (g) 1H O( )

2

H 2 ( 393 kJ) ( 286 kJ) 227 kJ 0 kJ

H 1.299 kJ

Δ

Δ

+ − −

+ ⎯⎯→ +

= − + − − + +

= −


de 14

grafita 2 2 1

grafita 2 2

grafita 2 2 1

grafita 2 2

1C 1O (g) 1CO (g) H 394 kJ (manter)

11C O (g) 1CO(g) H 111kJ (inverter)

2

1C 1O (g) 1CO (g) H 394 kJ (manter)

11CO(g) 1C O (g) H 111kJ (inverter)

2

Δ

Δ

Δ

Δ

+ → = −

+ → = −

+ → = −

→ + = +

( )

Global2 1 221CO(g) (g) 1CO (g) H H H

H 394 111 kJ

H 283 k

1O

2

J

Δ Δ Δ

Δ

Δ

⎯⎯⎯⎯→ = +

= − +

= −

+

Resposta da questão 6: [B]

( )

(grafite) 2 (v) (g) 2(g)

0 kJ241,8 kJ0 kJ 110,5 kJ

Pr odutos Reagentes

C H O CO H

H H H

H 110,5 kJ 0KJ 0kJ 241,8 kJ

H 131,3 kJ

− −

+ → +

= −

= − + − + −

= +

Δ

Δ

Δ

Resposta da questão 7: [A]

(grafite) 2(g) 2(g)

(diamante) 2(g) 2(g)

(grafite) 2(g)

C O CO H 394 kJ

C O CO H 396 kJ (inverter)

C O

Δ

Δ

+ → = −

+ → = −

+ 2(g)CO→

2(g)

H 394 kJ

CO

Δ = −

(diamante) 2(g)C 1 O→ +

(grafite) (diamante)

H 396 kJ

C C H 2 kJ

Δ

Δ

= +

→ = +

Resposta da questão 8: [E] Aplicando a lei de Hess, vem:

de 14

2(g) 2 (g) 6 12 6(aq) 2(g)

6 12 6(aq) 2 5 ( ) 2(g)

2 5 ( ) 2(g) 2(g) 2 (g)

2 5 ( ) 2(g) 6 12 6(aq) 1

6 CO 6 H O C H O 6 O (Global)

C H O 2 C H OH 2 CO H 70 kJ mol (inverter)

C H OH 3 O 2 CO 3 H O H 1.235 kJ mol (multiplicar por 2 e inverter)

2 C H OH 2 CO C H O H

Δ

Δ

Δ

+ → +

→ + = −

+ → + = −

+ → = +

( )

( )

2(g) 2 (g) 2 5 ( ) 2(g) 2

2.470

Global2(g) 2 (g) 6 12 6(aq) 2(g) 1 2

1 2

70 kJ mol

4 CO 6 H O 2 C H OH 6 O H 2 1.235 kJ mol

6 CO 6 H O C H O 6 O H H H

H H H

H 70 2.470 kJ

H 2.540 kJ

Δ

Δ Δ Δ

Δ Δ Δ

Δ

Δ

+

+ → + = +

+ ⎯⎯⎯⎯→ + = +

= +

= + +

= +

Resposta da questão 9: [A] Etapa I. Endotérmica, pois ao passar do estado sólido para o gasoso (sublimação), o sódio irá absorver energia.

Etapa II. Endotérmica, o gás cloro 2(C ) absorve energia na sua atomização.

Etapa III. Endotérmica. Trata-se da ionização do sódio em fase gasosa, processo que absorve energia.

Etapa IV. Exotérmica. Formação do íon cloreto (C )− em fase gasosa, a energia é liberada

pela adição de um elétron a um átomo no estado gasoso (energia de ionização). Etapa V. Exotérmica. Ocorre liberação de energia na formação do sal a partir de substâncias simples. Resposta da questão 10: [A]

6 12 6

6 12 6

C H O

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

C H O 6 12 12 1 6 16 180

M 180 g mol

C H O 6 O 6 CO 6 H O H 2.800 kJ

180 g

= + + =

=

+ → + = −

402.800 kJ (obtidos)

100

1 g

E

401g 2.800 kJ

100E180 g

E 6,222 kJ 6,2 kJ

=

=


Trata-se de uma reação que libera calor para o meio (196 kJ), portanto, exotérmica.

KI2 2(aq) 2 ( ) 2(g)

Calorliberado

2 H O 2 H O 1 O 196 kJ⎯⎯→ + +

de 14

Outro tipo de representação:

KI

2 2(aq) 2 ( ) 2(g)2 H O 2 H O 1O H 196 kJ

H 0 (reação exotérmica)

Δ

Δ

⎯⎯→ + = −


2 4

2

2 6

0 12 4(g) 2(g) 2 6(g)

H H4 (C H) (C C) 6 (C H) (C C)

02 4(g) 2(g) 2 6(g)

436 kJ4 ( 413 kJ) (C C) 6 ( 413 kJ) ( 346 kJ)

C H : 4 (C H) (C C)

H : H H

C H : 6 (C H) (C C)

C H H C H H 137 kJ mol

C H H C H H 137 kJ

Δ

Δ

−

− − + = − + −

+ + + = − + −

− + =

−

− + −

+ → = −

+ → = − 1mol

137 kJ [4 ( 413 kJ) (C C) 436 kJ] [6 ( 413 kJ) ( 346 kJ)]

(C C) ( 137 1.652 436 2.478 346) kJ

(C C) 599 kJ mol

−

− = + + = + + − + −

= = − − − + +

= = +

Resposta da questão 13: [D]

Etanol

2 6 2 2 2 combustão

etanol

produtos reagentes

etanol

e tanol

e tanol

C H O 3O 2CO 3H O H 1.368 kJ mol

H 0 kJ 2 ( 394 kJ) 3 ( 286 kJ)

H H H

1.368 kJ [2 ( 394 kJ) 3 ( 286 kJ)] [H 0 kJ]

H (1.368 788 858 0) kJ

H 278 kJ mol

Δ

Δ

+ ⎯⎯→ + = −

− −

= −

− = − + − − +

= − − +

= −


02 2(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) c

5C H O 2 CO H O H 310 kcal mol

2+ → + = − (manter e multiplicar por 3)

06 6( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) c

15C H O 6 CO 3 H O H 780 kcal mol

2+ → + = − (inverter)

2 2(g) 2(g)15

3 C H O2

+ 2(g)6 CO→ 2 ( )3 H O+ 0c

2(g)

H 3 ( 310) kcal mol

6 CO

= −

2 ( )3 H O+ 6 6( ) 2(g)15

C H O2

→ + 0c

Global2 2(g) 6 6( )

H 780 kcal mol

3 C H C H H [3 ( 310) 780] kcal mol

H 150 kcal mol

= +

⎯⎯⎯⎯→ = − +

= −

de 14


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

Rompimento de ligações Formação de ligações

1CH 2 O 1CO 2 H O

4 (C H) 2 (O O) 2 (C O) 2 (2 O H)

H 4 ( 413 kJ) 2 ( 494 kJ) 2 ( 804 kJ) 4 ( 463 kJ)

H 2640 kJ 3460 kJ

H 820 kJ mol

Δ

Δ

Δ

+ ⎯⎯→ +

− = = −

= + + + + − + −

= −

= −

Resposta da questão 16: [B] Teremos:

2 3 2

3 ( 110,5 kJ) 0 3 ( 393,5 kJ)824,2 kJ

Fe O 3 CO 2 Fe 3 CO

H [3 ( 393,5 kJ) 0] [ 824,2 kJ 3( 110,5 kJ)]

H 24,8 kJ / mol

Δ

Δ

− −−

+ → +

= − + − − + −

= −


3 3 3 9( ) 2(g) 2(g) 2(g) 2 ( )

4 ( 353,6 kJ) 10 ( 286 kJ)0 kJ 12 ( 394 kJ) 0 kJ

produtos reagentes

4 C H N O 6 N 12 CO 1O 10 H O

H H H

H [0kJ 12 ( 394 kJ) 0kJ 10 ( 286 kJ)] [4 ( 353,6 kJ)]

H [ 7.588] [ 1.4

Δ

Δ

Δ

− − −

→ + + +

= −

= + − + + − − −

= − − −

3 3 3 9

14,4] 6.173,6 kJ

C H N O 225

4 225 g

= −

=

3

6.173,6 kJ liberados

0,6 10 g− E

E 0,0041157 kJ liberados 4,1 J liberados=

Resposta da questão 18: [E] Pode-se aplicar a Lei de Hess para determinar o valor da variação de entalpia da reação citada. Sendo assim, faz-se uma manipulação matemática das equações parciais para que, quando somadas, seja obtida a equação desejada. Observe:

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

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

Fe O Fe 3 / 2O H 824 kJ / mol

2A 3 / 2O A O H 1676 kJ / mol

→ + = +

+ → = −

Observação: A primeira equação foi invertida, invertendo-se também o sinal do ΔH0.

Assim, valor da variação de entalpia de (s) 2 3(s) (s) 2 3(s)2A Fe O 2Fe A O+ → + é obtido pela

somatória dos valores de ΔH0 das equações acima:

de 14

ΔH = +824 – 1676 = –852 kJ/mol.

CH 2 O CO 2H O H 890 kJ o

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