Lista Geral de Termoquímica -...

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.



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



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



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.



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.



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:



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



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



09- Alternativa D

H – H(g) + Cℓ – Cℓ(g) 2 H – Cℓ(g)

(+104) (+58) 2.(-103)



∆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)



∆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


-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.



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


-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)



∆H = (+679)+(-862)

∆H = -183kJ ou ∆H = - 91,5kJ/mol



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)



∆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



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.



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



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.



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).



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 = [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



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



11- Alternativa A

CH4(g) + H2O(v) CO(g) + 3 H2(g) (-75) (-287) (-108) 0


∆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


14- Alternativa C A reação que corresponde ao calor de formação utiliza os reagentes no estado padrão termoquímico, ou seja, com menor


15- Alternativa B 6 CO2 + 6 H2O C6H12O2 + 6 O2

6.(-94) 6.(-58) (-242) 0


∆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


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)


-310 = [2.(-94)+(-68)] – [X]

-310 = [-256] – [X]

-X = -310+256

X = ∆Hf = +54 kJ/mol



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.



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:



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.



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



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?



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



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



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.



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.



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.



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



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.



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).



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.



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



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.



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.



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)



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)



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 = (+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 = (+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



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.

2



16-



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.

2



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



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)



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:



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



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.



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



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



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



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

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