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química dapostila 02

Química D - Apostila 02

termoquímica

Equação TermoquímicaÉ a equação que indica a variação de entalpia associada a uma reação química, pois indica:

▪ os reagentes e os produtos; ▪ o calor de reação, isto é, o ∆H da reação; ▪ o estado físico dos reagentes e dos produtos; ▪ a temperatura e a pressão do sistema.

Ex.:H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)

∆H= - 68Kcal (25°C, 1 atm)

A equação termoquímica acima deve ser interpretada assim: Quando um mol de hidrogênio gasoso reage com o meio mol de oxigênio gasoso formando um mol de água líquida, temos libertação de 68 Kcal, se a reação for feita a 25°C e 1 atm.

ENTALPIA está relacionado para o número de mols (coeficiente) da substância indicada.

Entalpia de uma Substância ou Estado Padrão

A entalpia de uma substância depende do estado físico, da temperatura, da forma alotrópica e da pressão.Convencionou-se que uma substância terá entalpia zero no estado padrão nas seguintes condições:

▪ Substância simples ▪ Pressão de 1 atm ▪ Estado físico mais comum ▪ Estado alotrópico mais estável (menos energético) ▪ Temperatura ambiente (25°C)

Alguns estados alotrópicos:

Grafite – C(n) → H = 0C Diamante – C(n) → H > 0

Gás oxigênio – O2 → H = 0C Ozônio – O3 → H > 0

Vermelho – P(n) → H = 0P Branco – P4 → H > 0

Rômbico – S8 → H = 0S Monoclínico – S8 → H > 0

Quando não são indicadas as temperaturas e a pressão de um processo o valor de ∆H fornecido refere-se às condições ambientes, ou seja, 25°C e 1 atm.Mudando o estado alotrópico de um elemento participante, também altera-se o valor de ∆H.

Ex.:

Cgraf + O2 (g) → CO2 ∆H = - 94,0 Kcal

Cdiam + O2(g) → CO2 ∆H = - 94,5 Kcal

TESTES01.(PUC-PR) Diz-se que uma reação é endotérmica quando a soma das entalpias dos reagentes é:

a) Maior que a soma das entalpias dos produtos;b) Menor que a soma das entalpias dos produtos;c) Igual à soma das entalpias dos produtos;d) Impossível prever;e) n.d.a.

Processo exotérmico → ∆H negativo

Ex.:C + O2 → CO2 ∆H = - 94 KcalH2 + Cl2 → 2HCl ∆H = - 44 Kcal

Processo endotérmico → ∆H positivo

Ex.:½N2 + O2 → NO2 ∆H = + 8 Kcal

H2O(líquido) → H2O(vapor) ∆H = + 10,5 Kcal

Para um processo químico, ∆H corresponde ao calor de reação, isto é, ao calor perdido ou recebido pela reação.

Processo químico → ∆H é o calor da reação

Esse fato pode ser demonstrado pela expressão:

∆H = HP - HR

3Química D - Apostila 02

química dapostila 02termoquímica

02.(UNICAMP-SP) Assinale a reação mais exotérmica entre as indicadas pelos gráficos:

a) b)

c) d)

e) n.d.a.

03.(PUC-PR) Uma reação é exotérmica quando há:

a) Libertação de calor;b) Absorção e liberação de calor;c) Absorção de calor;d) Nenhuma destas alternativas servem;e) As afirmativas a, b e c são corretas.

04.(UFSC-SC) As reações:

I) A + B →C + 30 KcalII) A + B – 20 Kcal → CIII) A + B → C – 60 Kcal

01) São todas endotérmicas02) São todas exotérmicas04) I e II são endotérmicas08) II é exotérmica16) III é endotérmica

05.(SANTA CASA-SP) A maior parte da energia utilizada em todo o mundo provém de reações químicas. Reações químicas que fornecem energia são aquelas em que os reagentes:

a) São mais energéticos que os produtos;b) Os produtos são energicamente equivalentes;c) Se transformam em produtos gasosos;d) Os produtos se apresentam no estado ativado;e) Apresentam maior número de moléculas do que os

produtos.

06.(OSEC-SP) Analise as afirmativas abaixo:

I) A entalpia (H) pode ser conceituada como a energia global de um sistema.

II) Uma reação exotérmica apresenta ∆H positivo.III) O calor de reação de um processo químico pode ser dado

por ∆H.

a) Somente I é correta.b) Somente II é correta.c) Somente III é correta.d) As afirmativas I e II são corretas.e) As afirmativas I e III são corretas.

07.(SANTA CASA – SP) A equação termoquímica:CH4(g) → C(g) + 4 H(g) ∆H = + 1660 kJ/mol

Indica uma reação:

a) Exotérmica a pressão constante.b) Exotérmica a temperatura constante.

c) Exotérmica a volume constante.d) Endotérmica a pressão constante.e) Endotérmica a volume constante.

08.(UEL) Esta questão apresenta três afirmativas que podem estar corretas ou incorretas. Responda-as, obedecendo ao seguinte código:A equação CuSO4(g) + 5H2O(g) → CuSO4 . 5H2O(g)

∆H = - 18,8 Kcal :

Mol produto

I) ExotérmicoII) Em que a energia do produto é maior do que a energia dos

reagentes.III) De formação de uma solução aquosa de sulfato de cobre II.

a) Somente a afirmativa I é correta.b) Somente a afirmativa II é correta.c) Somente a afirmativa III é correta.d) Somente as afirmativas I e II são corretas.e) Somente as afirmativas II e III são corretas.

09.(SANTA CASA-SP) Qual das reações abaixo, no sentido indicado, libera maior quantidade de energia por mol de produto formado?

a) 2C(s) + 4H2(g) + 1/2O2(g) → 2CH3OH ∆H = - 96 Kcalb) 9C(s) + H2O → C9H2O ∆H = - 66 Kcalc) 2C(s) + O2(g) → 2CO2(g) ∆H = - 52 Kcald) 5I2(s) → 5I2(g) ∆H = + 75 Kcale) 3O2(s) → 3O2(g) ∆H = + 68 Kcal

10.(UNB-PR) O fósforo P4 , exposto ao ar, queima espontaneamente para dar P4O10; a ∆H para essa reação é – 712 Kcal/mol de P4. A quantidade de calor produzida quando 2,48 g de fósforo são queimados é: (P = 31).

a) 71,20 Kcalb) 10,40 Kcalc) 17,65 Kcald) 14,24 Kcale) n.d.a.

11.(ACAFE-SC) A combustão de um mol de grafite é representada por: C(grafite) + O2(g) → CO2(g) + 94 KcalQual a energia térmica requerida para dissociar 22g de CO2(g) em C(grafite) e O2(g) ? Dados: C = 12; O = 16.

a) 94 x 22 Kcalb) 94/22 Kcalc) 94 x 2 Kcald) 94/2 Kcale) 94 x 22 Kcal

12.(FUVEST-SP) Na reação representada por:CH4(g) + 4Cl2(g) → CCl4(l) + 4 HCl(g)

Há liberação de 108 kJ de energia térmica por mol de Cl2(g) formado. Nas mesmas condições, qual será a energia térmica liberada na formação de 73,0 g de HCl(g) ? (H = 1; Cl 35,5)

a) 54 kJ

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termoquímica

b) 108 kJc) 162 kJd) 216 kJe) 432 kJ

13. Considere as transformações representadas a seguir:

I) H2(g) → 2H(g) II) 2C4H10(g) + 13O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(l)III) 6CO2(g) + 6H2O(l) →C6H12O6(aq) + 6O2(g) IV) 92U

238 → 90Th234 + 2He4

São transformações exotérmicas:

a) I e III.b) I e IV.c) II e III.d) I, II e III.e) II e IV.

14.(Fuvest-SP) A oxidação de açúcares no corpo humano produz ao redor de 4,0 quilocalorias por grama mar que, entre os hidrocarbonetos citados, aquele que, em sua combustão completa, libera a maior quantidade de energia por mol de CO2 produzido é o

a) CH4

b) C2H2

c) C3H8

d) n-C4H10

15.(UFPI) O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal. Quando 80 gramas de metano são queimados, a energia liberada é:(Massa molar do CH4 = 16g mol-1)

a) 400 Kcalb) 5300 Kcalc) 2650 Kcald) 1400 Kcale) 1060 Kcal

16.(FEEQ-CE) A queima de 1,0 Kg de metano (CH4) liberou 5,5 . 104 kJ. Com base neste dado, o calor da combustão de um mol de metano é da ordem de: (Massa molar do CH4 = 16g mol-1)

a) 8,8 . 10-4

b) 8,8 . 10-3

c) 8,8 . 10-2

d) 8,8 . 102

e) 8,8 . 104

17.(UFPR) Considerando a equação química abaixo, bem como as massas atômicas do H (1,0) e do O (16),H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(I) + 68,6 Kcal

É correto afirmar que:

01) 1,0 g de dihidrogênio reage com 8,0 g de dioxigênio para formar 9,0 g de água.

02) 1 mol de dihidrogênio reage com 0,5 mol de dioxigênio para formar 1 mol de água.

04) 6.1023 moléculas de dihidrogênio reagem com 3 .1023

moléculas de oxigênio.08) Nas mesmas condições de temperatura e pressão, 2 litros

de gás dihidrogênio para formar 2 litros de água no estado líquido.

16) A equação mostra que a reação produz calor.

18.(Unioeste) A termoquímica estuda as trocas de energia, na forma de calor, envolvidas nas reações químicas e nas mudanças de estado físico das substâncias. Com base nesses estudos, é correto afirmar que:

01) a reação N2 + O2 → 2NO, com ∆H=+43,2kcal, é uma reação endotérmica.

02) o ∆H (variação de entalpia) de um sistema depende dos estágios intermediários do sistema.

04) na reação exotérmica, a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.

08) reações exotérmicas são aquelas que liberam calor.16) a solidificação da água à temperatura constante é um

processo endotérmico.32) considerando a reação H2(g + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68,3

kcal, pode-se afirmar, em relação à formação de 1 mol de água, que há liberação de 68,3kcal e a reação é exotérmica.

19.(UFMG) Considere o seguinte diagrama de entalpia, envolvendo o dióxido de carbono e as subs-tâncias elementares diamante, grafita e oxigênio.Considerando

esse diagrama, assinale a afirmativa FALSA.

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.



20.(UFPR) Para se minimizar o agravamento do efeito estufa, é importante considerar-se a relação entre a energia obtida e a quantidade de CO2 liberada na queima do combustível.Neste quadro, apresentam-se alguns hidrocarbonetos usados como combustíveis, em diferentes circunstâncias, bem como suas correspondentes variações de entalpia de combustão completa:

Tendo-se em vista essas informações, é CORRETO afirmar que, entre os hidrocarbonetos citados, aquele que, em sua combustão completa, libera a maior quantidade de energia por mol de CO2 produzido é o

a) CH4

b) C2H2

c) C3H8

d) n-C4H10

21. Observe o gráfico a seguir.O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO2(g), em kcal, a 25°C e 1atm, é:

a) -71.b) -23.c) +23.d) +71.e) +165.

LEI DE HESS

A entalpia de muitas reações químicas não pode ser determinada experimentalmente em laboratórios. Não é possível, por exemplo, determinar a entalpia de formação do álcool comum (etanol ou álcool etílico – C2H6O), pois não conseguimos sintetizá-lo a partir do carbono, hidrogênio e oxigênio. Assim, a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada a partir da entalpia de outras reações, utilizando-se a Lei de Hess, estabelecida pelo químico suíço G. H. Hess, em 1840:

LEI DE HESS: para uma dada reação, a variação da entalpia é sempre a mesma, esteja essa reação ocorrendo em uma ou em várias etapas.Assim, a variação da entalpia (∆H) em uma dada reação só depende dos estados inicial e final e é independente dos estados intermediários.Um exemplo simples da aplicação da Lei de Hess consiste na passagem de 1 mol de H2O(l) para o estado gasoso nas condições do estado padrão. Isso pode ser feito em uma única etapa:

H2O(l) → H2O(g) ∆H = +44 kJ

Poderíamos também obter H2O(g) em duas etapas:a) Decomposição de 1 mol de H2O(l), originando gás hidrogênio [H2(g)] e gás oxigênio [O2(g)] nas mesmas condições:

H2O(1) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = +286 kJ

b) Formação de 1 mol de H2O(g) a partir de gás hidrogênio e gás oxigênio:

H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ∆H = - 242 kJ

Observe o que ocorre se somarmos os valores de ∆H nas duas etapas:

H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = + 286 kJ +

H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ∆H = - 242 kJ

H2O(l) 1 H2O(g) ∆H = + 44 kJ O ∆H obtido também é igual à soma algébrica dos ∆H das duas etapas e a lei de Hess permite concluir, então, que o valor do ∆H do processo direto é a soma de todos os ∆H das etapas intermediárias:∆H = ∆H1 +∆H2 + .......Esse mesmo processo pode ser representado das seguintes maneiras:

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termoquímica

Exemplo:

(UNI-RIO) O elemento químico tungstênio, de símbolo W, é muito utilizado em filamentos 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(grafite) + W(s) → WC(s)

A partir das reações a seguir, calcule o DH de formação para o WC(s):

W(s) + 3/2 O2(g) --> WO3(s) (ΔHcombustão = -840 KJ/mol)

C grafita + O2(g) --> CO2(g) (ΔHcombustão = -394 KJ/mol)

WC(s) + 5/2 O2(g) --> WO3(s) + CO2(g) (ΔHcombustão= -1196KJ/mol)

a) – 19 kJ/molb) – 38 kJ/molc) – 2430 kJ/mold) +38 kJ/mole) +2430 kJ/mol

Solução:

Devemos trabalhar com as três equações cujos ∆H foram fornecidos, a fim de obter o ∆H da reação desejada:

Para determinarmos o ∆H da reação desejada, devemos:

a) manter I para termos W(s) no lado dos reagentes;b) manter II para termos Cgraf no lado dos reagentes;c) inverter III para termos WC(s) no lado dos produtos.

Portanto, a alternativa correta é b.

TESTES22.(CEFET – PR) Dados os calores de reação nas condições padrões para as reações químicas abaixo:

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(ℓ) ΔHº = – 68,3 kcalC(s) + O2(g) CO2(g) ΔHº = – 94,0 kcalC2H2(s) + 5/2O2(g) 2CO2(g) + H2O(ℓ) ΔHº = – 310,6 kcal

Pode-se afirmar que a entalpia padrão do acetileno, em kcal/mol é:a) –310,6b) –222,5c) –54,3d) +54,3e) +222,5

23. Aplicando a Lei de Germain Henry Hess, suíço de nascimento, que estudou os fenômenos termoquímicos, determine o DH para a reação abaixo:3 C(graf.) + 4 H2 (g) → 1C3H 8 (g)

conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas:

1. C(graf.) + O2(g) → 1CO2(g) ∆H0 = -94,0 kcal

2. H2(g) + 1/2 O2(g) →1 H2O(l) ∆H0 = -68,3 kcal

3. C3H8(g) + 5O2(g) →1 3CO2(g)+ 4H2O(l) ∆H0 = -531,10 kcal

O valor encontrado está representado na alternativa:

a) + 24,10 kcalb) – 24,10 kcalc) + 368,80 kcald) – 368,80 kcale) – 20,10 kcal

24.(Unicamp-SP) Grafita e diamante são formas alotrópicas do carbono, cujas equações de combustão são apresentadas abaixo:

C(gr) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H = - 393,5 kJ mol-1

C(d) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H = -395,4 kJ mol-1

a) Calcule a variação de entalpia necessária para converter 1,0 mol de grafita em diamante.

b) Qual a variação de entalpia envolvida na queima de 120g de grafita? (Massa molar do C = 12 g mol-1)



25.(Fuvest-SP) Tanto o gás natural como o óleo diesel são utilizados como combustíveis em transportes urbanos. A combustão completa do gás natural e do óleo diesel liberam, respectivamente, 9 x 102 kJ e 9 x 103 kJ por mol de hidrocarboneto. A queima desses combustíveis contribui para o efeito estufa. Para igual energia liberada, quantas vezes a contribuição do óleo diesel é maior que a do gás natural?Considere: Gás natural =CH4 - Óleo diesel = C14H30

a) 1,1b) 1,2c) 1,4d) 1,6e) 1,8

Obs: A combustão completa desses combustíveis é caracterizada pela reação com O2, produzindo CO2 e H2O.

26.(PUC-SP) Calcule o calor padrão de combustão do propano, C3H8, em quilocalorias por mol de propano.C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

Dados: ∆H1 (kcal . mol-1)Dados: C3H8(g) = -24,8Dados: H2O(g) = -57,8Dados: CO2(g) = -94,0

27.(UFPI) São dados os calores de formação (∆) das seguintes substâncias:CH4: -74 kJ mol-1CO2: - 396 kJ mol-1H2O: - 287 kJ mol-1

O calor liberado quando 1 litro de metano, medido nas CNTP, é queimado de acordo com a equação:CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O é:(volume molar nas CNTP = 22,4 L)

a) 20 kJb) 25 kJc) 40kJd) 45 kJe) 60 kJ

28.(Cesgranrio-RJ) Considere:

∆H de formação do CO2(g) = - 94,1 kcal∆H de formação de H2O (I) = -68,3 kcal∆H de formação da sacarose = -531,5 kcal

Assim, a energia liberada, em kcal, pela oxidação de 1 mol de sacarose, segundo o processo:C12H22O11 + 12 O2(g) → 12CO2(g) + 11H2O(I)

Será:

a) 531,5b) 751,3c) 1 349,0d) 693,9e) 1 129,2

29.(PUC-MG) A reação de combustão do benzeno está representada a seguir:C6H6 + 15/2O2 → 6 CO2 + 3 H2O ∆H = -780 kcal

(Massa molar do C6H6 = 78 g mol-1)

Na queima de 7,8 g do benzeno, a energia liberada será:

a) 0,78 kcalb) 7,8 kcalc) 78 kcald) 780 kcale) 7800 kcal

ENERGIA DE LIGAÇÃO

Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25°C e 1 atm. Veja alguns exemplos:

a) 1 H – H(g) → H(g) + H(g) ∆H = + 436 kJ

A quebra de 1 mol de ligações H - H(g) absorve 436 kJ; dizemos, então, que sua energia de ligação é igual a + 436 kJ/mol.

b) Cl – Cl(g) → Cl(g) + Cl(g) ∆H = +242,6 kJ

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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:

Valor maior - Valor menor 863,6 678,6 = 185 kJ

Assim:H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ∆H = - 185 kJ

ENTROPIA(S)

Entropia é a medida do grau de desordem de um sistema. É uma grandeza física que está relacionada com a Segunda Lei da Termodinâmica e que tende a aumentar naturalmente no Universo. A “desordem” não deve ser compreendida como “bagunça” e sim como a forma de organização das moléculas no sistema. O conceito de entropia às vezes é aplicado em outras áreas de conhecimento com esse sentido de desordem, que mais se aproxima do senso comum. Um exemplo simples para entender a desordem das moléculas em um sistema é o gelo que derrete. As moléculas no estado sólido estão mais próximas e têm menor possibilidade de movimentação, portanto elas estão mais organizadas. No entanto, na mudança para o estado líquido, as moléculas irão ganhar cada vez mais liberdade para se movimentar e com isso se tornarão cada vez mais desorganizadas. Essas mudanças de estado físico estão relacionadas com energia na forma de calor. Desse modo, a tendência natural é de aumentar a desordem das moléculas, o que significa um aumento da entropia. Podemos dizer então que nos sistemas: ΔS >0, onde S é entropia. Em resumo, teremos:

ΔS >0 - Sistema espontâneoΔS <0 – Sistema não espontâneo

Unidade possível: Kcal / K.mol

ENERGIA LIVRE DE GIBBS

A energia livre de Gibbs (ΔG) é uma grandeza que foi determinada pelo físico, matemático e químico norte-americano Josiah Wliiard Gibbs no ano de 1883. Gibbs desenvolveu essa grandeza com o intuito de prever a espontaneidade de uma reação química.Gibbs descobriu que, quando uma reação química espontânea ocorre, parte da energia liberada (reação exotérmica) sempre é utilizada para reorganizar o sistema (reorganizar os átomos). Essa parte de energia depende da temperatura (T) e do nível de desorganização dos átomos (ΔS).A partir disso, Gibbs concluiu que a entalpia (energia liberada durante a reação), a entropia e a temperatura são os fatores determinantes para prever a espontaneidade de uma reação.Assim, podemos definir a energia livre

de Gibbs (ΔG) como a energia útil (Trabalho), de um sistema que resulta da diferença entre a entalpia e a entropia (esta multiplicada pela temperatura), o que resulta na seguinte equação matemática:

ΔG = ΔH – T. ΔS

Unidades da energia livre de Gibbs• Joule (J), Quilojoule (KJ) • Caloria, Quilocaloria (Kcal)

Resumo:ΔG>0 reação não espontâneaΔG<0 reação espontâneaΔG=0 reação em equilíbrio

TESTES30. Dadas as energias de ligação em kcal/mol:H – H ................. 104Br – Br ............... 46H – Br ................ 87

Podemos prever que o valor de ∆H para o processo:H2(s) + Br2(g) → 2 HBr

Será igual a:

a) –12 kcal/mol de HBr.b) –24 kcal/mol de HBr.c) +12 kcal/mol de HBr.d) +24 kcal/mol de HBr.e) 324 kcal/mol de HBr.

31.(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: Tipo de ligação Energia de ligação (Kcal/mol)H – Cl 103H – I 71Cl – Cl 58I – I 36

32.(MACK-SP) Calcule a variação de entalpia na reação 2 HBr(g) + Cl2(g) → 2 HCl (g) + Br2(g)

conhecendo as seguintes energias de ligação (todas nas mesmas condições de pressão e temperatura):

H – Br 87,4 kcal/molCl – Cl 57,9 kcal/molH – Cl 103,1 kcal/molBr – Br 46,1 kcal/mol

a) + 232,7 kcalb) –149,2 kcalc) +19,6 kcald) +145,3 kcale) –19,6 kcal



33.(ENEM) Considere as supostas variações de entropia (ΔS) nos processos abaixo:

I. cristalização do sal comum (ΔS > 0)II. sublimação da naftalina (naftaleno) (ΔS > 0)III. mistura de água e álcool (ΔS < 0)IV. ferro (s) ferro (l) (ΔS > 0)V. ar ar comprimido (ΔS < 0)

As variações de entropia indicadas nos processos que estão corretas são: a) I, III e IV. b) III, IV e V.c) II, III e V.d) I, II e IV.e) II, IV e V.

34. Metano, o principal componente do gás natural, é um importante combustível industrial. A equação balanceada de sua combustão está representada na figura adiante. Consideram-se, ainda, as seguintes energias de ligação, em kJmol -1:

E(C – H) = 416E(C = O) = 805E(O = O) = 498E(O – H) = 464

Utilizando-se os dados anteriores, pode-se estimar que a entalpia de combustão do metano, em kJmol -1, é:

a) -2660b) -806c) -122d) 122e) 806

35.(UFPR) A variação da energia livre de Gibbs, é ∆G, é negativa para processos espontâneos e pode ser calculada pela expressão: ∆G = ∆H - T∆S. Aplicando a expressão acima, é correto afirmar:

01) Se ∆H<0 e ∆S>0, o processo será exotérmico e necessariamente espontâneo.

02) Se ∆H>0 e ∆S>0, o processo será endotérmico e poderá ser espontâneo ou não, dependendo dos valores de∆H, ∆S e T.

04) Se ∆H<0 e ∆S<0, o processo será exotérmico e poderá ser espontâneo ou não, dependendo dos valores de ∆H, ∆S e T.

08) Na equação acima, a temperatura T terá sempre um valor positivo, pois corresponde à temperatura termodinâmica do sistema.

16) Se ∆H>0 e ∆S<0, o processo será endotérmico e necessariamente espontâneo.

(UFPR) As questões 36 e 37 estão relacionadas com as informações a seguir.

→compressão

→compressão

Considere o diagrama de entalpia a seguir, no qual os coeficientes se referem a mols. Por exemplo, deve-se ler Na(g) + ½ Cl2(g) como “1 mol de átomos de sódio no estado gasoso e ½ mol de moléculas de cloro no estado gasoso”. Dados: massas molares: 11Na= 23g; 17Cl= 35,5g

Observe o gráfico abaixo.

36. Com relação às informações acima, é correto afirmar:

01) A entalpia da ligação do Cl - Cl é igual a + 28,9 kcal mol-1.02) A transferência de um elétron de um orbital 3s do átomo

de sódio no estado gasoso para um orbital 3p do átomo de cloro no estado gasoso libera energia.

04) A sublimação de 23 g de sódio metálico consome 26,0 kcal.08) ∆H3 é a primeira energia de ionização do sódio.16) A variação da entalpia envolvida na transformação de 1 mol

de átomos de cloro no estado gasoso em um mol de íons cloreto no estado gasoso é dada por ∆H4.

37. Com relação às informações acima, 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 + ∆H5.04) 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.08) A variação da entalpia da reação NaCl(s) → Na(s) + ½ Cl2(g) é igual a –98,2 kcal.16) 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.

38. Considere esta reação abaixo. Qual das afirmações propostas a seguir é a correta?

C(grafite) + 2 O2(g) → CO2(g) ΔH < 0 e ΔS < 0

a) não é espontânea, no caso de | ΔH | > | T.ΔS |.b) sempre é espontânea, independentemente da temperatura.c) é espontânea apenas se | ΔH | > | T.ΔS |.d) nunca é espontânea, independentemente da temperatura.e) está sempre em equilíbrio, independentemente da temperatura.

10



termoquímica

39. O óxido de cálcio pode ser obtido a partir da combustão do cálcio metálico de acordo com a equação:

Ca(s) + 1/2O2(g) → CaO(s)

Considere que a formação do óxido de cálcio é espontânea e que, para a reação acima, ΔHo = –800 kJ mol–1 e ΔSo = –240 J K–1mol–1. Determine o valor da temperatura, em Kelvin, para que essa reação deixe de ser espontânea.

a) 555,55 Kb) 222,22 Kc) 111,11 Kd) 333,33 Ke) 444,44 K

40.(UNIMONTES) A energia livre de Gibbs (G) é uma grandeza termodinâmica cuja variação (ΔG) corresponde à máxima energia útil possível de ser retirada do sistema. Ela pode ser usada para prever a espontaneidade ou não do processo por meio da expressão ΔG = ΔH-T.ΔS, em que T.ΔS corresponde à energia para organizar o processo, e ΔH, à variação de entalpia. A uma mesma temperatura e pressão, têm-se os valores termodinâmicos a seguir para quatro reações químicas.

Todas as reações são espontâneas, EXCETO aa) II.b) IV.c) III.d) I.e) I,II

41.(Enem-2017): O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita (α-Fe2 O3), a magnetita (Fe3O4) e (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro em altos fornos em condições adequadas. Uma das etapas nesse processo é a formação de monóxido de carbono. O CO (gasoso) é utilizado para reduzir o FeO (sólido), conforme a equação química:

FeO (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2(g)

Considere as seguintes equações termoquímicas:

Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) ΔrH = -25 kJ/mol de Fe2O33 FeO (s) + CO2 (g) → Fe3O4 (s) + CO (g) ΔrH = -36 kJ/mol de CO22 Fe3O4 (s) + CO2 (g) → 3 Fe2O3 (s) + CO (g) ΔrH = +47 kJ/mol de CO2

O valor mais próximo de ΔrH , em kJ/mol de FeO, para a reação indicada do FeO (sólido) com o CO (gasoso) é:

a) -17b) -25c) -36d) 40e) 50

42.(Enem-2015): O aproveitamento de resíduos florestais vem se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, sendo ΔH1 a variação de entalpia devido à queima de 1g desse bio-óleo, resultando em gás-carbônico e água líquida, e ΔH2 a variação de entalpia envolvida na conversão de 1g de água no estado gasoso para o estado líquido.

A variação de entalpia em kJ, para a queima de 5g desse bio-óleo resultando em CO2 (gasoso) e H2O (gasoso) é:

a) -106.b) -94,0.c) -82,0.d) -21,2.e) -16,4

43. Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se intensificado de maneira preocupante, sendo esse efeito muitas vezes atribuído à intensa liberação de CO2 durante a queima de combustíveis fósseis para geração de energia. O quadro traz as entalpias-padrão de combustão a 25 oC (ΔH025) do metano, do butano e do octano. A medida que aumenta a consciência sobre os impactos ambientais relacionados ao uso da energia, cresce a importância de se criar políticas de incentivo ao uso de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, considerando-se que o metano, o butano e o octano sejam representativos do gás natural, do gás liquefeito de petróleo (GLP) e da gasolina, respectivamente, então, a partir dos dados fornecidos, é possível concluir que, do ponto de vista da quantidade de calor obtido por mol de CO2 gerado, a ordem crescente desses três combustíveis é:



Quadro com entalpias-padrão das substâncias (Foto: Reprodução/ENEM).

a) gasolina, GLP e gás natural.b) gás natural, gasolina e GLP.c) gasolina, gás natural e GLP.d) gás natural, GLP e gasolina.e) GLP, gás natural e gasolina.

44. Veja a entalpia-padrão de formação, em KJ.mol-1 e a 25°C, de algumas substâncias:

CH4(g) -74,8CHCl3(l) - 134,5HCl(g) - 92,3

Se realizarmos a reação de cloração do metano, qual será o valor da variação da entalpia do processo?

CH4(g) + 3Cl2(g) → CHCl3(l) + 3HCl(g)

a) -115,9 KJ.mol-1b) 186,3 KJ.mol-1c) -376,2 KJ.mol-1d) -336,6 KJ.mol-1e) 148,5 KJ.mol-1

45. (UERJ) O alumínio é utilizado como redutor de óxidos, no processo denominado de aluminotermia, conforme mostra a equação química:

8 Al(s) + 3 Mn3O4(s) → 4 Al2O3(s) + 9Mn(s)

Observe a tabela:

Segundo a equação acima, para a obtenção do Mn(s), a variação de entalpia, na temperatura de 298 K, em KJ, é de:

a) -282,5b) -2515,3c) -3053,1d) -10827,1

46.(PUC-MG) O fenol (C6H5OH) é um composto utilizado industrialmente na produção de plásticos e corantes. Sabe-se que sua combustão total é representada pela equação abaixo e que as entalpias de formação do CO2(g) e H2O(g) valem, respectivamente: –395kJ/mol e –286kJ/mol a 25ºC e 1 atm. A entalpia de formação do fenol, a 25ºC e a 1 atm, em kJ/mol, é igual a:

C6H5OH(l) + 7O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(g)ΔH= -3054KJ/mol

a) – 174,0b) – 2373,0c) + 174,0d) + 2373,0e) + 3200

47. Um passo do processo de produção de ferro metálico, Fe(s), é a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido de carbono (CO).FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = xUtilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na Lei de Hess, assinale a alternativa que indique o valor mais próximo de “x”:

Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = -25 kJ3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = -36 kJ2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ

a) -17 kJ.b) +14 kJ.c) -100 kJ.d) -36 kJ.e) +50 kJ.

48. Dadas as seguintes equações termoquímicas:

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(ℓ) ∆H = -571,5 kJN2O5(g) + H2O(ℓ) → 2 HNO3(ℓ) ∆H = -76,6 kJ½ N2(g) + 3/2 O2(g) + ½ H2(g) → HNO3(ℓ) ∆H = -174,1 kJ

Baseado nessas equações, determine a alternativa correta a respeito da formação de 2 mols de N2O5(g) a partir de 2 mols de N2(g) e 5 mols de O2(g):

a) libera 28,3 kJb) absorve 28,3 kJ.c) libera 822,2 kJ.d) absorve 822,2 kJ.e) absorve 474 ,0 kJ.

49. Dadas as equações:

Fe2O3(s) + 3 C(grafite) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ΔH0 = +489 kJFeO(s) + C(grafite) → Fe(s) + CO(g) ΔH0 = +155,9 kJC(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH0 = -393 kJCO(g) + ½ O2(g)→ CO2(g) ΔH0 = -282,69 kJ

Calcule o valor de ΔH0 para a reação:

Fe(s) + ½ O2(g)→ FeO(s)

a) -266,21 kJ.b) +266,21 kJ.c) -30,79 kJ.

12



termoquímica

d) +222,79 kJ.e) -222,79 kJ.

50.(UNCISAL) No processo de Haber-Bosch, a amônia é obtida em alta temperatura e pressão, utilizando ferro como catalisador. Essa amônia tem vasta aplicação como fonte de nitrogênio na fabricação de fertilizante e como gás de refrigeração. Dadas as energias de ligação, H – H→ 436 kJ/mol, N≡ N→ 944 kJ/mol e H – N → 390 kJ/mol, a entalpia de formação de 1 mol de amônia é: a) –88 kJ/mol.b) –44 kJ/mol.c) +44 kJ/mol.d) +88 kJ/mol.e) +600 kJ/mol.

51.(UNICESUMAR-SP) A ligação covalente que mantém os átomos de nitrogênio e oxigênio unidos no óxido nítrico, NO, não é explicada pela regra do octeto, mas a sua energia de ligação pode ser calculada a partir dos dados fornecidos abaixo. A partir dessas informações, é possível concluir que a energia de ligação entre os átomos de nitrogênio e oxigênio no óxido nítrico é:

Dados:Energia de ligação N≡N: 950 kJ.mol–1;Energia de ligação O=O: 500 kJ.mol–1;Entalpia de formação do NO: 90 kJ.mol–1. a) 90 kJ.mol–1.b) 680 kJ.mol–1.c) 765 kJ.mol–1.d) 1360 kJ.mol–1.e) 1530 kJ.mol–1.

52.(Mackenzie-SP) O gás propano é um dos integrantes do GLP (gás liquefeito de petróleo) e, dessa forma, é um gás altamente inflamável. Abaixo está representada a equação química de combustão completa do gás propano. Na tabela, são fornecidos os valores das energias de ligação, todos nas mesmas condições de pressão e temperatura da combustão.

Assim, a variação de entalpia da reação de combustão de um mol de gás propano é igual a:a) – 1670 kJ.b) – 6490 kJ.c) + 1670 kJ.d) – 4160 kJ.e) + 4160 kJ.

53.(UFRGS) A reação de cloração do metano, em presença de luz, é mostrada abaixo. Considere os dados de energia das ligações abaixo?

A energia da ligação C-Cl, no composto CH3Cl, é:

a) 33 kcal.mol–1.b) 56 kcal.mol–1.c) 60 kcal.mol–1.d) 80 kcal.mol–1.e) 85 kcal.mol–1.

54.(IF Sudeste de Minas/2012) - A combustão, desde que foi descoberta pelos povos primitivos, tem servido a muitos interesses das sociedades humanas. Sua utilização na transformação de substâncias e no processo de aquecimento favoreceu o grande avanço das sociedades. Considere a combustão do eteno representado pela equação não balanceada abaixo: Dados os valores de entalpia de ligação, marque a alternativa que apresenta o valor da combustão de 8,4g de eteno:

CH2CH2 + O2 —-> CO2 + H2O

Ligação ∆Hº (kJ/mol)

C – H 413 C – C 347 C = C 614 O = O 469 C = O 804 H – O 464

A) 1399 kJ/mol B) 419,7 kJ/mol C) 199 kJ / mol D) 59,7 kJ/ mol E) 11751,6 kJ/mol

55.(PUC - RJ-2007) A combustão completa do etino (mais conhecido como acetileno) é representada na equação abaixo. Assinale a alternativa que indica a quantidade de energia, na forma de calor, que é liberada na combustão de 130 g de acetileno, considerando o rendimento dessa reação igual a 80%. a: Dado: Ma (g/mol): H = 1, O = 16, C = 12

C2H2(g) + 2,5O2(g) 2CO2(g) + H2O(g) ∆H = -1.255 kJ

a) -12.550 kJ b) - 6.275 kJ c) - 5.020 kJ d) - 2.410 kJe) +2588


química dapostila 02cinética

REAÇÃO ENDOTÉRMICA

2° Ex: Gráfico da reação endotérmica.

A entalpia dos reagentes (Hr) é insuficiente para que o choque entre as moléculas seja efetivo, com rompimento das ligações. É necessário alcançar o complexo ativado, recebendo a energia de ativação (Ea).Ao formar as moléculas que constam do produto da reação, a energia cai, ficando, neste caso, reação endotérmica, com a entalpia dos produtos (Hp) maior que a entalpia dos reagentes (Hr).

TESTES56.(FPM-PR) Consomem-se 5 mols de NH3 em 50 minutos na seguinte reação de análise em um recipiente de 2 litros: 2 NH3 → N2 + 3H2Calcule a velocidade de consumo de NH3 em mols /L.h:

57.(UFPR) Tomando por base o exercício anterior, qual a velocidade da reação?

a) Em relação a formação do N2?b) Em relação a formação de H2?

58. A produção de trióxido de enxofre durante a combustão de carvão em usinas termoelétricas (sistema aberto ao ar) causa problemas ambientais relacionados com a chuva ácida. Esta reação para a produção de trióxido de enxofre, na presença de óxido de nitrogênio, é descrita pelo mecanismo a seguir:

2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) 2 NO2(g) + 2 SO2(g) → 2 SO3(g) + 2 NO(g)

2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) (reação global)

Qual dos gráficos abaixo melhor representa a concentração molar (eixo das ordenadas) das principais espécies envolvidas na produção de trióxido de enxofre em função do tempo (eixo das abcissas)?

59.(UFMG) A velocidade de decomposição do óxido de nitrogênio pode ser representada pela equação:

N2O5 → N2O4 + ½ O2

Foi estudada a 35°C , sendo obtidos os seguintes dados:

Calcule a velocidade média da reação no intervalo de tempo 360 – 540 segundos, em moles/1.h.

60. Assinale as afirmativas corretas:

01) Todas as colisões intermoleculares resultam em reação química.

02) O aumento da energia da colisão favorece a reação.04) Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação

baixa.08) A oxidação de uma barra de ferro em contato com o ar

atmosférico é uma reação instantânea.16) O produto intermediário de uma reação química chama-se

de complexo ativado

61. Na reação 2HI → H2 + I2, observou-se a seguinte variação na quantidade de HI em função do tempo.

A velocidade média desta reação, no intervalo de 10 a 15 minutos, será:

a) 0,007 mols/minb) 0,7 mols / minc) 1,4 mols / mind) 2 mols / mine) 0,0035 mols / min

16



cinética

62. Em fase gasosa NO2 + CO → CO2 + NONO2 e CO são misturados em quantidades equimolares. Após 50 segundos a concentração de CO2 é igual a 1,50×10 –2 mol/L. A velocidade média dessa reação, em mol/(L.s), é:

a) 1,50 × 10 -2

b) 7,5 × 10 -3

c) 3,0 × 10 –3

d) 3,0 × 10 -4

e) 6,0 × 10 –4

63.(OSEC-SP) A velocidade média da reação N2 + 3H2 → 2NH3 , vale 2 mols / minuto. A velocidade média em função hidrogênio vale:

a) 6 mols / minutob) 3 mols / minutoc) 2 mols / minutod) 0,5 mols / minutoe) 5 mols / minuto

64. X + 2Y → ZNa reação acima equacionada observou-se a variação na concentração de X em função do tempo, segundo a tabela a seguir:

No intervalo de 4 a 6 minutos, a velocidade média da reação em mol/litro.min., é:

a) 0,010b) 0,255c) 0,005d) 0,100e) 0,200

65.(U.F.S.Carlos-SP) Assinale as afirmativas corretas:

01) Quanto maior a eficiência das colisões moleculares entre os reagentes, mais rápida é a reação.

02) O aumento da energia de colisão favorece a reação.04) Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação

baixa.08) Todas as colisões intermoleculares resultam em reação

química.16) Quanto maior o número de moléculas reagentes ativadas,

maior será a velocidade de reação.

66.(FAC. TECNOLÓGICA-SP) Sabe-se que a água oxigenada, na presença da luz, sofre uma decomposição, de acordo com a seguinte equação: 2 H2O2 → 2 H2O + O2

Supondo que se forme oxigênio na razão de 3,2 g/min, a velocidade da reação em função da água oxigenada, em mols/h será de:

a) 384b) 192c) 32d) 12e) 6

67.(FUND.CARLOS CHAGAS-PR) As reações com baixa energia de ativação são:a) Exotérmicasb) Endotérmicasc) Fotoquímicasd) Lentase) Rápidas

68.(PUC-MEDICINA-SP) De acordo com o diagrama abaixo, podemos dizer que:

a) ∆H > 0, reação endotérmicab) ∆H < 0, reação endotérmicac) ∆H > 0, reação exotérmicad) ∆H < 0, reação exotérmicae) Não há dados suficientes.

69. (UFPR) De acordo com o gráfico:

01) A formação de AB a partir de A e B é um processo endotérmico.

02) A variação da entalpia na reação AB → A + B é de: ∆H = -40 Kcal / mol.

04) É de 46 Kcal/mol a energia de ativação da reação A + B → AB.

08) A energia de ativação da reação AB → A + B é de 40 Kcal/mol.

16) A variação de entalpia na reação AB → A + B é de: ∆H = + 40 kcal/mol.

32) A energia de ativação da reação AB → A + B é de 6 Kcal/mol.

70.(FAC. MED. DANTA CASA-SP - Modificada) Se o diagrama abaixo se refere a uma reação exotérmica.

01) Na posição I estão os reagentes.



02) Na posição II estão os produtos.04) Na posição III está o complexo ativado.08) A energia de ativação da reação direta é menor do que na

reação inversa.16) Na posição III estão os reagentes da reação direta.32) Na posição II está o complexo ativo. Some as alternativas

corretas.

71.(E.SUP. UBERABA) Considere os diagramas de energia abaixo, onde os reagentes estão representados por R e os produtos por P. Qual deles indica a reação R → P que apresenta a menor energia de ativação?

72.(FUND. CARLOS CHAGAS-LONDRINA-PR) Considere:

reagentes → complexo ativado → produtos

▪ Er = energia dos reagentes ▪ Ec = energia do complexo ativado ▪ Ep = energia dos produtos

A energia de ativação para a reação em questão é igual a:

a) Ep - Erb) Ep + Erc) Ec - Erd) Ec + Ere) Ec + Ep

73.(U.F. PELOTAS-RS) Uma reação química é exotérmica quando:

a) O número de ligações que se rompem excede o número de ligações que se formam.

b) O número de ligações que se formam excede o número de ligações que se rompem.

c) Reagentes e produtos estão no estado padrão.d) A entalpia dos produtos é menor do que a dos reagentes.e) A entalpia dos produtos é maior do que a dos reagentes.

74.(U.F. OURO PRETO-MG-Modificada) O gráfico representa as energias envolvidas na reação entre os elementos A e B para formar o produto C.

A(s) + B(s) → C(s)

Some as alternativas corretas, de acordo com o diagrama.

01) A reação entre A e B é exotérmica.02) R representa a energia de ativação necessária para que a

reação entre A e B ocorra.04) A energia de ativação da reação inversa é maior que a

energia da reação direta08) T representa a variação de entalpia da reação entre A e B.16) X representa a energia total liberada durante a reação

entre A e B.

75.(U.F.SÃO CARLOS-SP) Os gráficos:

R

Em que: R = Reagentes P = Produtos E = EntalpiaRepresentam, respectivamente, reações:

a) Exotérmica com energia de ativação e endotérmica sem energia de ativação.

b) Endotérmica sem energia de ativação e endotérmica com energia de ativação.

c) Exotérmica sem energia de ativação e endotérmica com energia de ativação.

d) Endotérmica com energia de ativação e endotérmica sem energia de ativação.

e) Exotérmica sem energia de ativação e exotérmica com energia de ativação.

76.(ENEM): A minimização do tempo e custo de uma reação química, bem como o aumento na sua taxa de conversão, caracterizam a eficiência de um processo químico. Como consequência, produtos podem chegar ao consumidor mais baratos. Um dos parâmetros que mede a eficiência de uma reação química é o seu rendimento molar (R, em %), definido comoR=nproduto/ nreagentelimitante⋅100, em que n corresponde ao número de mols. O metanol pode ser obtido pela reação entre brometo de metila e hidróxido de sódio, conforme a equação química abaixo. O rendimento molar da reação, em que 32 g de metanol foram obtidos a partir de 142,5 g de brometo de metila e 80 g de hidróxido de sódio, é mais próximo de: As Dado: massas molares (em g/mol) desses elementos são: H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23; Br = 80.

CH3Br + NaOH ⟶ CH3OH + NaBr

A) 22%.B) 40%.C) 50%.D) 67%.E) 75%.

77.(ENEM): O mel contém uma mistura complexa de carboidratos, enzimas, aminoácidos, ácidos orgânicos, minerais etc. O teor de carboidratos é de cerca de 70% da sua massa, sendo a glicose e a frutose os açúcares em maior

18



cinética

a) aumenta.b) não se altera.c) duplica.d) diminui.e) nda.

79.(ITA SP) Uma certa reação química é representada pela equação abaixo, onde “A”, “B” e “C” significam as espécies químicas que são colocadas para reagir. Verificou-se experimentalmente, em uma certa temperatura, que a velocidade dessa reação quadruplica com a duplicação da concentração da espécie “A”, mas não depende das concentrações das espécies “B” e “C”. Assinale a opção que contém, respectivamente, a expressão CORRETA da velocidade e o valor CORRETO da ordem da reação.

2A(g) + 2B(g) → C(g)

a) v = k[A]2.[B]2 e 4b) v = k[A]2.[B]2 e 3c) v = k[A]2.[B]2 e 2d) v = k[A]2 e 4e) v = k[A]2 e 2

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES

Influência da temperatura

Numa mesma temperatura, as moléculas dos reagentes têm a mesma energia cinética média.Isso não significa que todas as moléculas tenham a mesma energia cinética.Uma elevação de temperatura aumenta a energia cinética média das moléculas. Assim, consideradas duas temperaturas diferentes T1 e T2, sendo T2 > T1, temos o seguinte gráfico:

Efeito da temperatura na energia cinética das partículas.EM = energia cinética média na temperatura T1.Em = energia cinética média na temperatura T2.

O gráfico mostra que na temperatura T2(T2 > T1) o número de moléculas dos reagentes com energia cinética superior à energia de ativação é muito maior que na temperatura T1.

proporção. A sua acidez é atribuída à ação da enzima glucose oxidase, que transforma a glicose em ácido glucônico e H2O2.Abaixo temos a equação química de decomposição do peróxido de hidrogênio, na qual temos a formação de água líquida e oxigênio gasoso. Utilizando os dados da tabela fornecida, calcule a velocidade média de decomposição do peróxido de hidrogênio entre 0 e 10 minutos.

H2O2(aq) → H2O(l) + 1/2 O2(g)

a) 2.10-4 mol.L–1.s–1b) 3.10-4 mol.L–1.s–1c) 4.10-4 mol.L–1.s–1d) 5.10-4 mol.L–1.s–1e) 3.10-2 mol.L–1.s–1

78.(Unimontes) Considere a reação Abaixo. Em um laboratório, a concentração de cloreto de butila foi medida conforme a reação se processava, como apresentado na tabela. À medida que a reação se processa, pode-se afirmar que a taxa ou a velocidade média dessa reação:

C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)

Conclusão:

Na temperatura T2, há maior número de colisões efetivas do que na temperatura T1, e, conseqüentemente, a velocidade da reação na temperatura T2 é maior do que na temperatura T1.

Sendo:V1= velocidade da reação na temperatura T1.V2 = velocidade da reação na temperatura T2.

T2 > T1 → V2 > V1

Regra de Van’t Hoff

Uma elevação de 10°C na temperatura, duplica a velocidade das reações.T0 = 0°C → V0

T2 = 10°C → 2V0

T2 = 20°C → 4V0

Regra de Van’t Hoff é aproximada e muito limitada.

20



cinética

Catalisador

1) Catálise: é toda reação da qual participa um catalisador.

2) Catalisador: é qualquer substância que altera a velocidade de uma reação sem sofrer qualquer alteração permanente na sua quantidade e composição.

1°) O catalisador altera a velocidade da reação.2°) O catalisador não sofre ação permanente.3°) O catalisador não sofre alteração em quantidade.4°) O catalisador pode agir em proporções mínimas.

E’a = energia de ativação para reação sem catalisador.E’a = energia de ativação para reação com catalisador.

Como o próprio abaixamento da curva nos indica, o catalisador age tanto na reação direta como na reação inversa. É por isso que, em reações reversíveis, o catalisador não altera o ponto de equilíbrio, embora nos permita o equilíbrio mais rapidamente.

ATENÇÃO! A presença do catalisador não altera a

entalpia da reação.

Ordem de reação

▪ Ordem de Reação: é a soma dos confluentes.Ex.: v = k [N2] . [H2]3

→ ordem de reação é 4

▪ Ordem da substância: seu coeficiente individualEx.: v = k [N2] . [H2]3

→ ordem de N2 é 1 → ordem de H2 é 3

TESTES80. (FAC. EVANGÉLICA DE MEDICINA-PR) Fazem-se as afirmações abaixo.

I) Todas as colisões moleculares entre quaisquer gases diferentes levam à reação química.

II) A colisão molecular é efetiva se tiver orientação adequada e se estiver provida de um mínimo de energia.

III) A energia mínima de que as moléculas necessitam para reagir por colisão chama-se energia de ativação, que pode ser baixada pelo uso de um catalisador.

IV) Em processos que apresentam duas ou mais etapas, a velocidade de reação é determinada pela etapa mais rápida, por requerer maior energia de ativação.

V) A energia de ativação de uma reação depende da natureza das substâncias reagentes.

Assinale:

a) Se somente a II, a III e a V estiverem corretas.b) Se somente a I estiver correta.c) Se somente a III e a IV estiverem corretas.d) Se somente a V estiver correta.e) Se somente a II, a III, a IV e a V estiverem corretas.

81. (UFPR) Observe o diagrama de entalpia representado a seguir.

Explique porque esta transformação, realizada pelo organismo humano quando o suor evaporado, constitui a base do sistema de refrigeração através do qual o corpo humano se desfaz do excesso de energia térmica.

82. (UFPR) Os seguintes dados foram coletados para a reação do brometo de t-butila, (CH3)3 CBr, com o íon hidróxido, OH–, a 55°C.

Em relação a esta reação e aos dados coletados, é correto afirmar que:

01) A reação é de primeira ordem em relação ao brometo de t-butila.

02) A reação é de primeira ordem em relação ao íon hidróxido.



04) A lei de velocidade para esta reação é expressa por v = K [(CH3)3CBr] [OH-].

08) A constante de velocidade K para esta reação é igual a 1 x 10-2 s-1.

16) Ao se duplicarem as concentrações molares do (CH3)3 CBr e do OH-, a velocidade da reação quadruplica.

32) A velocidade da reação independe da concen-tração molar do íon hidróxido.

83. Assinale as alternativas corretas:

01) Em geral, a velocidade de reações diminui com uma diminuição de temperatura.

02) A velocidade de uma reação pode ser aumentada, aumentando-se as concentrações dos reagentes.

04) A velocidade de uma reação é determinada pela velocidade da etapa mais rápida do mecanismo.

08) Os sólidos, quando reagentes, tornam as reações extremamente rápidas.

16) Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação alta.32) A subdivisão de um sólido aumenta a veloci-dade de suas

reações.

84. (PUC-SALVADOR-BA) A afirmação:É possível aumentar a velocidade das reações químicas, aplica-se:

a) A qualquer reação química.b) Apenas a reações exotérmicas.c) Apenas a reações de oxirredução.d) Apenas a reações de precipitação.e) Apenas a reações que produzem gases.

85. A equação: 2A + B → PRODUTOS representa uma determinada reação química que ocorre no estado gasoso. A lei de velocidade para esta reação depende da concentração de cada um dos reagentes, e a ordem parcial desta reação em relação a cada um dos reagentes é igual aos respectivos coeficientes estequiométricos. Seja v1 a velocidade da reação quando a pressão parcial de A e B é igual a pA e pB, respectivamente, e v2 a velocidade da reação quando essas pres-sões parciais são triplicadas.

A opção que fornece o valor CORRETO da razão v2/v1 é:

a) 1b) 3c) 9d) 27e) 81

86. A cocção de alimentos numa panela comum é feita aproximadamente a 100°C. Numa panela de pressão, a mesma cocção é feita à temperatura de 120°C. Nestas condições, o tempo de cocção que levará na panela de pressão será ____________ vezes _______________.

a) 4, menorb) 4, maiorc) 2, menord) 2, maiore) n.d.a

87. (PUC-BELO HORIZONTE-MG) A reação -

2NO + H2 → N2 + H2O (Lenta)

N2O + H2 → N2H2O (Rápida)

Triplicando-se a pressão parcial do NO e mantendo-se constante a do H2, a velocidade da reação aumentará:

a) 6 vezesb) 8 vezesc) 9 vezesd) 12 vezese) 18 vezes

88. (U.E.MARINGÁ-PR) Dada a reação química A + B → P, duplicando simultaneamente as concentrações de A e B e mantendo todos os fatores físicos constantes, a velocidade da reação:

a) Não irá se alterar.b) Irá aumentar ou diminuir conforme a reação seja ou não

reversível.c) Torna-se quatro vezes maior.d) Irá aumentar ou diminuir conforme a reação seja exotérmica

ou endotérmica.e) Irá dobrar.

89. (EFOA ALFENAS-MG) Entre as alternativas abaixo, assinalar a opção errada:

a) A luz influencia na velocidade das reações principalmente quando os reagentes são coloridos.

b) A concentração dos reagentes não afeta a velocidade de uma reação.

c) A energia de ativação de uma reação reversível é sempre menor para o lado exotérmico do sistema.

d) O zinco em pó reage com um ácido mais rapidamente do que o zinco em pedaços maiores.

e) A velocidade de uma reação depende o número de choques efetivos entre as partículas dos reagentes.

90. (PUC-SÃO PAULO-SP) Considere a reação expressa pela equação- 2AB(s) + 2C2(g) + D2(g) → 2 AC2(g) + 2BD(g) na qual é mantida a temperatura constante. Se a pressão parcial de C2(g) for reduzida à metade e a de D2(g) for duplicada, a velocidade da reação:

a) Permanecerá constante.b) Ficará duas vezes menor.c) Ficará quatro vezes maior.d) Dependerá também da pressão parcial de AB.e) Ficará duas vezes maior.

91.(U.F.VIÇOSA-MG) As seguintes experiências são realizadas sob a mesma temperatura e pressão:

I) 100 g de CaCO3 em grãos, do tamanho de feijão, são colocados em um bécker, contendo 5 litros de HCl 1M.

II) 100 g de CaCO3 em pó são colocados em um bécker, contendo 5 litros de HCl 2M.

III) 100 g de CaCO3 em pó são colocados em um bécker, contendo 5 litros de HCl 1M.

22



cinética

Pode-se afirmar que a velocidade de reação de CaCO3 com HCl é:

a) Maior na I e menor na II.b) Maior na II e menor na I.c) Maior na III e menor na I.d) Maior na II e menor na III.e) Igual para as três experiências.

92. A tabela a seguir mostra situações experimentais realizadas por um estudante sobre a reação:

Zn(s) + 2HCℓ (aq) → ZnCℓ2 (aq) + H2 (g)

Assinale a experiência em que a reação entre o metal zinco e a solução de ácido clorídrico se processou com maior rapidez:

a) Ib) IIc) IIId) IVe) V

93. Foram realizados quatro experimentos. Cada um deles consistiu na adição de solução aquosa de ácido sulfúrico de concentração 1 mol/L a certa massa de ferro. A 25°C e 1atm, mediram-se os volumes de hidrogênio desprendido em função do tempo. No final de cada experimento, sempre sobrou ferro que não reagiu. A tabela mostra o tipo de ferro usado em cada experimento, a temperatura e o volume da solução de ácido sulfúrico usado. O gráfico mostra os resultados.

As curvas de 1 a 4 correspondem, respectivamente, aos experimentos.

a) 1-D; 2-C; 3-A; 4-Bb) 1-D; 2-C; 3-B; 4-Ac) 1-B; 2-A; 3-C; 4-Dd) 1-C; 2-D; 3-A; 4-Be) 1-C; 2-D; 3-B; 4-A

94.(F. FED. ODONTO DIAMANTINA-MG) Analise as afirmações dadas a seguir e marque:

I) Um aumento de temperatura causa diminuição da energia de ativação das reações químicas.II) Quanto maior o grau de divisão de um sólido, maior será a superfície de contato e por isso maior a velocidade com a qual reagirá.III) A reação: H+ + OH- → H2O deve ser mais lenta que a reação: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2H2O.

a) Se somente I for correta.b) Se somente II for correta.c) Se somente III for correta.d) Se somente I e II forem corretas.e) Se todas forem corretas.

95. Determina-se experimentalmente que, a reação de dissociação térmica do HI(g) , a velocidade de reação é proporcional ao quadrado da concen-tração molar do HI. Se triplicarmos a concentração molar do HI, qual o aumento da velocidade da reação?

96.(PUC-SP) A reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) está se processando num recipiente fechado e em condições tais que sua velocidade obedece à equação V = K [N2] . [H2]3

Duplicando-se as concentrações molares do N2 e H2 e permanecendo todas as demais condições constantes iremos notar que o aumento da velocidade da reação será de:

97. Um congelador tem temperatura interna igual a -5°C, enquanto que a temperatura ambiente é de 25°C. Quantas vezes mais dura o alimento congelado que aquele mantido na temperatura ambiente?

98.(U.F.PELOTAS-RS Modificada) Sobre o catalisador podemos dizer:

01) É qualquer substância que toma parte numa reação química e aumenta sua velocidade.

02) É qualquer substância que, presente a uma reação química, modifica sua velocidade, mantendo-se inalterada, qualitativa e quantitativa.

04) É qualquer substância que, adicionada a uma reação química, aumenta ou diminui a velocidade de reação, podendo ou não alterar-se.

08) É qualquer substância que se forma durante uma reação química e que modifica a velocidade da mesma, na qual chamamos de autocatálise.

16) É qualquer substância que causa a diminuição da energia de ativação da reação e assim causa o aumento da velocidade da reação.

99.(PUC-RS Modificada) É importante dizer que um catalisador:

01) Altera a energia de ativação de uma reação química.02) Altera o ponto de equilíbrio de uma reação reversível.04) Altera a velocidade da reação.08) Pode influir nas velocidades de reações diferentes.16) Pode ser afetado por impurezas existentes nos reagentes.



100. (F.M.ITAJUBÁ-MG) O catalisador aumenta a velocidade de uma reação química porque:

a) Diminui o valor de ∆H.b) Diminui o valor de ∆F.c) Diminui o valor da energia de organização, T∆S.d) Diminui o valor da energia de ativação.e) Diminui a energia potencial gravitacional.

101. Num laboratório, foram estudadas diversas experiências para a reação: 2H2(g) + 2NO(g) → N2(g) + 2 H2O(g) Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, montou-se a seguinte tabela:

Baseando-se na tabela acima, podemos afirmar que a velocidade para a reação é:

a) v = K. [H2]b) v = K. [NO]c) v = K. [H2] . [NO]d) v = K. [H2]

2 . [NO]e) v = K. [H2] . [NO]2

102. Uma certa reação química é representada pela equação: 2A(g) + 2B(g) → C(g) onde “A” “B” e “C” significam as espécies químicas que são colocadas para reagir. Verificou-se experimentalmente numa certa temperatura, que a velocidade desta reação quadruplica com a duplicação da concentração da espécie “A”, mas não depende das concentrações das espécies “B” e “C”.Assinale a opção que contém, respectivamente, a expressão CORRETA da velocidade e o valor CORRETO da ordem da reação:a) v = k [A]2 [B]2 e 4;b) v = k [A]2 [B]2 e 3;c) v = k [A]2 [B]2 e 2;d) v = k [A]2 e 4;e) v = k [A]2 e 2.

103.(UFPR) Costuma-se representar a velocidade de um processo químico através de equações que tem a forma:v = K . [A]α. [B]α. [C]α . A reação de decomposição de peróxido de hidrogênio em presença de permanganato ocorre em meio ácido, tendo iodeto como catalisador.A equação abaixo, não balanceada, representa esta equação:

Nos experimentos de 1 a 4, a velocidade desta reação foi estudada em função da variação das concentrações do [MnO4

-

], [H2O2] e do [I-]. O quadro abaixo mostra os resultados obtidos:

Com base nas informações, é correto afirmar que:

01) A velocidade da reação independe da concentração do catalisador iodeto.02) A velocidade da reação é diretamente proporcional à concentração de permanganato.04) Se a concentração de H2O2 fosse triplicada, a velocidade da reação deveria aumentar 15 vezes.08) Os valores α, β, У, que aparecem na equação de velocidade, são determinados experimentalmente e sempre coincidem com os valores dos coeficientes estequiométricos da reação em estudo.

104.(UFPR) No gráfico abaixo, estão representadas as concentrações, ao longo do tempo, de quatro substâncias A, B, C e D - que participam de uma reação hipotética.A partir destas informações, é correto afirmar:

01) As substâncias A e B são reagentes da reação.02) A velocidade de produção de C é menor que a velocidade de produção de A.04) Transcorridos 50 s do início da reação, a concentração de C é maior que a concentração de B.08) Nenhum produto se encontra presente no início da reação.16) A mistura das substâncias A e D resulta na produção de B.32) As substâncias A, B e D estão presentes no início da reação.

105. O óxido de nitrogênio (NO), um dos poluentes da atmosfera, pode ser formado durante a combustão dos veículos automotores. No diagrama de energia versus coordenada de reação, representado abaixo, o intervalo que corresponde ao ∆H da reação é:

24



cinética

a) Nb) Mc) Qd) Oe) P

106. (UFRGS/03) - No filme O Náufrago, o personagem teve de iniciar uma fogueira a partir do aquecimento de cascas secas de coco através do calor gerado pelo atrito de pedaços de madeira. Quimicamente, o atrito desses pedaços de madeira serve como:

a) entalpia inicial. b) catalisador. c) calor de combustão. d) inibidor. e) energia de ativação

107.(UFSM/03) - Para que ocorra uma reação química, é necessário que os reagentes entrem em contato, através de colisões, o que se chama Teoria das Colisões. Essa teoria baseia-se em que

I - todas as colisões entre os reagentes são efetivas (ou favoráveis). II - a velocidade da reação é diretamente proporcional ao número de colisões efetivas (ou favoráveis). III - existem colisões que não são favoráveis à formação do produto. IV - maior será a velocidade de reação, quanto maior for a energia de ativação.

Estão corretas a) apenas I, II e III. b) apenas II e III. c) apenas I e IV. d) apenas I, II e IV. e) apenas III e IV.

108.(Enem): Um químico realizou em laboratório alguns experimentos com o intuito de observar a velocidade em que uma solução aquosa do ácido HBr reagia com o magnésio metálico. Para isso, foram contadas, durante 20 segundos, as bolhas referentes à produção de gás hidrogênio logo após os reagentes serem misturados.Na execução dos experimentos, foi utilizado o mesmo material metálico (magnésio), o mesmo volume de uma solução de HBr e a mesma massa do metal magnésio. Os critérios que sofreram alteração ao longo do experimento foram a forma de apresentação do magnésio (barra ou pedaços pequenos) e a temperatura. A tabela abaixo indica todas as condições utilizadas em cada experimento:

Assinale a alternativa que apresenta os experimentos na ordem crescente do número de bolhas observado.

a) B, A, Cb) C, B, Ac) A, B, Cd) B, C, Ae) nda.

109.(ENEM): A sabedoria popular indica que, para cozinhar batatas, é indicado cortá-las em pedaços. Em condições reacionais idênticas e utilizando massas iguais de batata, mas algumas inteiras e outras cortadas, verifica-se que a cortada cozinha em maior velocidade. O fator determinante para essa maior velocidade da reação é o aumento da:

a) pressãob) temperaturac) concentraçãod) superfície de contatoe) natureza dos reagentes

110. (Mackenzie)I - Z representa a energia de ativação na presença de catalisador.II - Y representa a energia de ativação na presença de catalisador.III - X representa a variação de entalpia.IV - A velocidade de formação dos produtos é menor no caminho B.As afirmações anteriores referem-se ao diagrama energético dos caminhos A e B da reação REAGENTES PRODUTOS

Somente são corretas :

a) I e III.b) II e III.c) II e IV.d) III e IV.e) I e IV.

111. O isoctano (2,2,4-trimetilpentano) queima no ar e produz água e dióxido de carbono de acordo com a equação: (M(C) = 12 g/mol e M(H) = 1 g/mol)

2C8H18(R) + 25 O2(g) →16 CO2(g) + 18 H2O(g) ∆H = – 10.922 kJ

Se for queimado 1 L de hidrocarboneto (densidade = 0,6878 g/mL) teremos como resultado uma reação:

a) endotérmica e liberação de 3,3 x 104 kJ de calor.b) exotérmica e absorção de 3,3 x 104 kJ de calor.c) endotérmica e absorção de 3,3 x 103 kJ de calor.d) exotérmica e liberação de 3,3 x 104 kJ de calor. e) exotérmica e liberação de 3,3 x 103 kJ de calor.

112. No ínicio do mês de maio de 2006, o presidente da Bolívia, Evo Morales decretou a estatização das reservas bolivianas de petróleo e gás natural, trazendo certos transtornos ao



Marque a alternativa correta.

a) Para essa reação, a velocidade depende das concentrações dos três reagentes.

b) A reação é de sexta ordem.c) A reação é de segunda ordem para A, ordem zero para B e

de terceira ordem para C. d) A reação é de terceira ordem para A, de segunda ordem

para B e ordem zero para C.e) A reação é de segunda ordem para A, de primeira ordem

para B e terceira ordem para C.

Brasil, uma vez que aproximadamente metade do gás natural consumido no Brasil é proveniente da Bolívia. Somente na região sul do Brasil são consumidos diariamente 19 milhões de metros cúbicos de gás natural. Considerando-se que o gás natural é formado praticamente por gás metano e a partir das reações de formação a seguir, a quantidade de energia liberada na queima dos 19 milhões de metros cúbicos de gás consumidos nos estados do sul do Brasil é estimado em:

Dados: condições de operação do gáspressão do gás = 1 atm, temperatura = 250C.R = 0,082 atm.L.mol–1.K–1

H2(g) + ½ O2(g) →H2O(g) ∆H = – 286,6 kJ.mol–1

C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 393,3 kJ.mol–1

C(s) + 2 H2(g) → CH4(g) ∆H = – 74,8 kJ.mol–1

a) 809,6 x 1012 kJb) 809,6 x 109 kJc) 471 x 106 kJd) 693 x 106 kJe) 693 x 109 Kj

113. Considere o diagrama abaixo, a 25oC e 1 atm.

Dados:

A variação de entalpia, em kJ, na combustão total de 500 mL de etanol é:

a) –11577. b) – 5788.c) – 1362.d) – 681.e) + 1362.

114. Considerando a reação hipotética abaixo:

a A + b B + c C → d D + e E

Foram realizados alguns experimentos relacionados à variação da velocidade da reação em relação à variação da concentração. Tais dados foram postos na tabela abaixo:

26



gabarito

01 B 11 D

02 D 12 D

03 A 13 E

04 24 14 D

05 A 15 E

06 E 16 D

07 D 17 23

08 A 18 41

09 B 19 B

10 D 20 A

81 * 91 B

82 41 92 E

83 35 93 E

84 A 94 D

85 D 95 09

86 A 96 16

87 C 97 08

88 C 98 26

89 B 99 29

90 B 100 D

101 E 111 D

102 E 112 E

103 02 113 A

104 38 114 C

105 E

106 E

107 B

108 A

109 D

110 B

41 A 51 B

42 C 52 A

43 A 53 E

44 D 54 B

45 B 55 C

46 A 56 03

47 A 57 06

48 B 58 B

49 A 59 36

50 B 60 22

21 B 31 *

22 D 32 E

23 B 33 E

24 * 34 B

25 C 35 15

26 * 36 28

27 C 37 07

28 C 38 C

29 C 39 D

30 A 40 C

GABARITO

TESTES61 E 71 D

62 D 72 C

63 A 73 D

64 C 74 15

65 23 75 C

66 D 76 D

67 E 77 D

68 D 78 D

69 39 79 E

70 41 80 A

24. ∆H = + 1,9 Kj/mol ∆H = -3935 Kj

26. ∆H = -488,4 Kcal

31. 21 kcal / mol de HI, reação exotérmica.

39. Reação = 1,5 mol/L h a) 1,5 mol/L h b) 4,5 mol/L h

81. Ao evaporar, o suor (H2O(2)) absorve o excesso de energia do corpo para se transformar em H2O(g).

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