Ciências da Natureza, Matemática e suas Tecnologias QUÍMICA MÓDULO 33 Termoquímica I 1. (ITA-SP) – Sabe-se que a 25°C as entalpias de combustão (em kJ mol–1) de grafita, gás hidrogênio e gás metano são, respectivamente: – 393,5; – 285,9 e – 890,5. Assinale a alternativa que apresenta o valor correto da entalpia da seguinte reação: C(grafita) + 2H2(g) → CH4(g) a) – 211,l kJ mol– l c) 74,8 kJ mol– l e) 211,1 kJ mol– l b) – 74,8 kJ mol– l d) 136,3 kJmol– l 2. (ITA-SP) – Assinale a opção errada que apresenta (em KJ/mol) a entalpia padrão de formação (∆Hf) da substância a 25 ºC. a) ∆Hf (H2(g)) = 0 b) ∆Hf (F2(g)) = 0 c) ∆Hf (N2(g)) = 0 d) ∆Hf (Br2(g)) = 0 e) ∆Hf (Cl2(g)) = 0 RESOLUÇÃO: Substâncias simples na forma alotrópica mais estável, a 25ºC, apresentam entalpia padrão de formação igual a zero. O Br2 a 25ºC encontra-se no estado líquido e, portanto, ∆Hf (Br2(g)) é diferente de zero. Resposta: D RESOLUÇÃO: Dadas as entalpias de combustão: C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 393,5 kJ mol–1 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H = – 285,9 kJ mol–1 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = – 890,5 kJ mol–1 Para calcular o ∆H da reação C(gr) + 2H2(g) → CH4(g) devemos manter a 1.a equação, multiplicar por 2 a 2.a equação e inverter a 3.a equação: C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 393,5 kJ mol–1 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H = – 571,8 kJ mol–1 CO2(g) + 2H2O(g) → CH4(g) + 2O2(g) 3. (ITA-SP) – Assinale a opção que indica a variação correta de entalpia, em kJ/mol, da reação química a 298,15K e 1 bar, representada pela seguinte equação: C4H10 (g) → C4H8 (g) + H2 (g). Dados eventualmente necessários: ∆Hf0 (C4H8(g)) = – 11,4; ∆Hf0 (CO2(g)) = – 393,5; ∆Hf0(H2O(l)) = – 285,8 e ∆Hc0 (C4H10(g)) = – 2.877,6, em que ∆Hf0 e ∆Hc0, em kJ/mol, representam as variações de entalpia de formação e de combustão a 298,15 K e 1 bar, respectivamente. a) – 3.568,3 b) – 2.186,9 c) + 2.186,9 d) + 125,4 e) + 114,0 RESOLUÇÃO Para calcular o ∆H da reação C4H10(g) → C4H8(g) + H2(g) temos o ∆Hf 0do C4H8(g) (–11,4kJ/mol) e o H2 (g), por ser 0 ∆H = + 890,5 kJ mol–1 –––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– C(gr) + 2H2(g) → CH4(g) ∆H = –74,8 kJ mol–1 Resposta: B 0 substância simples, tem ∆H f = 0, porém falta o ∆H f do C4H10(g), que podemos calcular pela combustão deste composto. C4H10 (g) + 6,5 O2(g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O( l ) x 0 0 ∆H f = –2877,6 kJ 4 . (–393,5) 5(–285,8) 0 ∆H f = Hp – HR –2877,6 kJ = (–1574,0kJ – 1429,0kJ) – x x = –3003,0kJ + 2877,6kJ x = –125,4kJ –1 Portanto: C 4 H 10 (g) ⎯→ C 4 H 8 (g) + H 2 (g) –125,4kJ –11,4kJ c) O calor liberado é maior porque a liquefação do vapor d’água libera calor; graficamente, temos: 0 ∆H = Hp – HR ∆H = –11,4kJ – (–125,4kJ) ∆H = +114,0kJ Resposta: E MÓDULO 34 Então, conclui-se que |∆H2| > |∆H1| Termoquímica II 1. (ITA-SP) – A 25°C e pressão de 1 atm, a queima completa de um mol de hexano produz dióxido de carbono e água no estado gasoso e libera 3883kJ, enquanto a queima completa da mesma quantidade de heptano produz as mesmas substâncias no estado gasoso e libera 4498kJ. a) Escreva as equações químicas, balanceadas, para as reações de combustão em questão. b) Utilizando as informações fornecidas no enunciado desta questão, faça uma estimativa do valor de combustão do decano. Deixe claro o raciocínio utilizado na estimativa realizada. c) Caso a água formada na reação de combustão do hexano estivesse no estado líquido, a quantidade de calor liberado seria MAIOR, MENOR ou IGUAL a 3883kJ? Por quê? RESOLUÇÃO: a) A equação química da combustão completa do hexano: 19 C6H14(l ) + ––– O2(g) → 6CO2(g) + 7H2O(g) 2 b) ∆H = – 3883kJ A equação química da combustão completa do heptano: C7H16(l) + 11O2(g) → 7CO2(g) + 8H2O(g) ∆H = – 4498kJ Tem-se a série homóloga: C6H14, C7H16, C8H18, C9H20, C10H22 CH2 CH2 CH2 CH2 Observe que a diferença entre os compostos da série é dada pela adição do grupo CH2, portanto o decano origina-se da adição de quatro grupos CH2, a partir do hexano. A estimativa do calor liberado será: Q = 3883kJ + 4(4498 – 3883)kJ = 6343kJ 2– 2. (ITA-SP) – Na temperatura e pressão ambientes, a quantidade de calor liberada na combustão completa de 1,00g de etanol (C2H5OH) é igual a 30J. A combustão completa de igual massa de glicose (C6H12O6) libera 15J. Com base nestas informações, é correto afirmar que a) a quantidade de calor liberada na queima de 1,00 mol de etanol é igual a 2 vezes a quantidade de calor liberada na queima de 1,00 mol de glicose. b) a quantidade de oxigênio (em mols) necessária para queimar completamente 1,00 mol de etanol é igual a 2 vezes a quantidade (em mols) necessária para queimar 1,00 mol de glicose. c) a relação (em mols) combustível/comburente para a queima completa de 1,00 mol de etanol é igual à metade da mesma relação para a queima completa de 1,00 mol de glicose. d) a quantidade de calor liberada na queima de etanol será igual àquela liberada na queima de glicose quando a relação massa de etanol/massa de glicose queimada for igual a 1/2. e) a quantidade de calor liberada na queima de etanol será igual àquela liberada na queima de glicose quando a relação mols de etanol/mols de glicose for igual a 1/2. Dados: Massas molares em g/mol: C2H5OH = 46; C6H12O6 = 180 RESOLUÇÃO: a) Incorreta. Cálculo da quantidade de calor liberada na queima de 1,00 mol de etanol: } 1,00g ––––––– 30J 46,00g –––––– x x = 1380J Cálculo da quantidade de calor liberada na queima de 1,00 mol de glicose: 1,00g ––––––– 15J 180,00g –––––– y } y = 2700J 3. (IME) – Nas combustões completas de x gramas de acetileno e de y gramas de benzeno são liberadas, respectivamente, Q1 kcal e Q2 kcal. Determine o calor liberado, em kcal, na formação de z gramas de benzeno a partir do acetileno. Dados: massas molares em g/mol: C .... 12, H ...... 1 RESOLUÇÃO: 1. 5 C2H2 + ––– O2 → 2CO2 + H2O + QC 1 2 2. 15 C6H6 + ––– O2 → 6CO2 + 3H2O + QC 2 2 3. 3C2H2 → C6H6 Qp A relação entre as quantidades de calor é: 1380J ––––––––– = 0,51 2700J b) c) Incorreta. (Ver equações abaixo) Incorreta. As equações de combustão são: C2 H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O 1mol 3mol 1 relação = –– 3 C6 H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O 1mol d) 6mol 1 relação = –– 6 3 Lei de Hess: Qp = 3QC – QC 3 1 2 26g –––––– QC 1 x –––––– Q1 26 QC = ––– Q1 x 1 78g –––––– QC 2 y –––––– Q2 78 QC = ––– Q2 y 2 78 78 78g –––––– ––– Q1 – ––– Q2 x y z –––––– Q3 26 78 Qp = 3 . ––– Q1 – ––– Q2 x y 3 z z Q = ––– Q1 – ––– Q2 3 x y Correta. 1 Se a relação entre as massas for igual a ––– , temos: 2 1 metanol ––––––––– = ––– mglicose 2 1,00g ––––––– 30J metanol –––––– x 1,00g ––––––– 15J 2metanol ––––– y ∴ x = metanol . 30J ∴ y = 2metanol . 15J x=y e) Incorreta. 1 netanol ––––––––– = ––– nglicose 2 1 mol ––––––– 1380J netanol ––––––– x 1 mol ––––––– 2700J 2netanol –––––– y ∴ x = netanol . 1380J ∴ y = 2netanol . 2700J x≠y Resposta: D –3 Então: cI ∆θI = cII ∆θII Como ∆θI é maior que ∆θII : cI (s) ∆θII ––––– = ––––– cII (s) ∆θI MÓDULO 35 Termoquímica III 1. (ITA-SP) – Amostras de massas iguais de duas substâncias, I e II, foram submetidas independentemente a um processo de aquecimento em atmosfera inerte e a pressão constante. O gráfico abaixo mostra a variação da temperatura em função do calor trocado entre cada uma das amostras e a vizinhança. Então: cI (s) ––––– < 1 e cII (s) > cI (s) cII (s) d) Certa. Como as quantidades de calor absorvidas no aquecimento de I e II são iguais nos gases e as massas das amostras das substâncias I e II também, temos QI = mcI . ∆θI QII = mcII . ∆θII Q =Q I II Então: cI ∆θI = cII ∆θII Como ∆θII é maior que ∆θI : ∆θII cI (g) ––––– = ––––– cII (g) ∆θI cI (g) ––––– > 1, então: cI (g) > cII (g) cII (g) e) Dados: ∆Hf e ∆Hv representam as variações de entalpia de fusão e de vaporização, respectivamente, e cp é o calor específico. Assinale a opção errada em relação à comparação das grandezas termodinâmicas. a) ∆Hf(I) < ∆Hf(II) b) ∆Hv(I) < ∆Hv(II) c) cp,I(s) < cp,II(s) d) cp,II(g) < cp,I(g) e) cp,II(l) < cp,I(l) RESOLUÇÃO: De acordo com o gráfico, temos: a) Certa. O calor trocado na fusão da substância II é maior que o calor trocado na fusão da substância I. Assim, ∆Hf (I) < ∆Hf (II). b) Errada. O calor trocado na ebulição da substância I é maior que o calor trocado na ebulição da substância II. Assim, ∆Hv (I) > ∆Hv (II). c) Certa. Calor específico é a quantidade de calor necessária para elevar de 1°C a temperatura de 1g de um sistema. Q = m . c . ∆θ Como as quantidades de calor absorvidas no aquecimento em I e II são iguais nos sólidos e as massas das amostras das substâncias I e II também, temos: QI = mcI . ∆θI QII = mcII . ∆θII 4– Q =Q I II Certa. De acordo com o gráfico, temos que Q1 >> Q2 no aquecimento do líquido e ∆θI > ∆θII . cI ∆θI >> cII ∆θII cI (l) ∆θII ––––– > ––––– cII (l) ∆θI cI (l) ––––– > 1 cII (l) Então: cI (l) > cII (l) Resposta: B 2. (ITA-SP) – A figura abaixo mostra como a entalpia dos reagentes e dos produtos de uma reação química do tipo A(g) + B(g) → C(g) varia com a temperatura. 3. (ITA-SP) – A figura abaixo apresenta a curva de aqueimento de 100 g de uma substância pura genérica no estado sólido. Sabe-se que calor é fornecido a uma velocidade constante de 500 cal min–1. Admite-se que não há perda de calor para o meio ambiente, que a pressão é de 1 atm durante toda a transformação e que a substância sólida apresenta apenas uma fase cristalina. T/°C 120 S 80 40 0 -40 Q P 0 Levando em consideração as informações fornecidas nesta figura, e sabendo que a variação de entalpia (∆H) é igual ao calor trocado pelo sistema à pressão constante, é errado afirmar que a) na temperatura T1 a reação ocorre com liberação de calor. b) na temperatura T1, a capacidade calorífica dos reagentes é maior que a dos produtos. c) no intervalo de temperatura compreendido entre T1 e T2, a reação ocorre com absorção de calor (∆H > zero). d) o ∆H, em módulo, da reação aumenta com o aumento de temperatura. e) no intervalo de temperatura compreendido entre T1 e T2, ∆H < 0. RESOLUÇÃO: a) Correto. Na temperatura T1, a reação ocorre com liberação de calor, pois a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. ∆H = Hp – HR < 0 b) Correto. Observando o gráfico, notamos que o ∆HR é maior que o ∆HP, portanto a capacidade calorífica dos reagentes é maior que a dos produtos. ∆HR = nACA (T2 – T1) + nB CB (T2 – T1) ∆HP = nC CC (T2 – T1) Como nA = nB = nC = 1 CA + CB > CC c) Errado. No intervalo de temperatura compreendido entre T1 e T2, a reação ocorre com liberação de calor, pois HP < HR. Correto. O ∆H, em módulo, da reação aumenta com o aumento de temperatura (vide gráfico). Correto. ∆H = HP – HR. Como HP < HR, ∆H < 0 Resposta: C d) e) T R 40 80 120 Tempo/min 160 Considere que sejam feitas as seguintes afirmações em relação aos estágios de aquecimento descritos na figura: I. No segmento PQ ocorre aumento da energia cinética das moléculas. II. No segmento QR ocorre aumento da energia potencial. III. O segmento QR é menor que o segmento ST porque o calor de fusão da substância é menor que o seu calor de vaporização. IV. O segmento RS tem inclinação menor que o segmento PQ porque o calor específico do sólido é maior que o calor específico do líquido. Das afirmações acima, está(ão) errada(s): a) apenas I. b) apenas I, II e III. c) apenas II e IV. d) apenas III. e) apenas IV. RESOLUÇÃO: I. Correta. No segmento PQ, ocorre aumento de energia cinética das moléculas, pois está ocorrendo um aumento da temperatura no sistema. A energia cinética é diretamente proporcional à temperatura na escala Kelvin. II. Correta. No segmento QR, ocorre aumento da energia potencial, pois está havendo um distanciamento das moléculas devido à mudança de estado de sólido para líquido, isto é, houve realização de trabalho. Realizar trabalho sobre um sistema ocasiona aumento de energia potencial dele. III. Correta. Cálculo da quantidade de calor absorvido na fusão (segmento QR): 1 min ––––––––––––––– 500 cal 20 min –––––––––––––– x ∴ x = 10 000 cal Cálculo da quantidade de calor absorvido na ebulição (segmento ST): 1 min ––––––––––––––– 500 cal 105 min ––––––––––––– y ∴ y = 52 500 cal –5 fusão: Q = m Lf 10 000 = 100 Lf ebulição: Q = m Lv 52 500 = 100 Lv conclusão: Lv > Lf IV. Errada. O segmento RS tem inclinação maior que o segmento PQ. O calor específico do líquido é maior que o calor específico do sólido, pois para uma mesma variação de temperatura, o intervalo de tempo é maior (que corresponde a uma maior quantidade de calor). MÓDULO 36 Termoquímica IV 1. (ITA-SP) – 300 gramas de gelo a 0 ºC foram adicionados a 400 gramas de água a 55 ºC. Assinale a opção correta para a temperatura final do sistema em condição adiabática. Dados: calor de fusão do gelo = 80 cal g–1; calor específico do gelo = 0,50 cal g–1 K–1; calor específico da água líquida = 1 cal g–1 K–1. a) – 4ºC b) – 3ºC c) 0ºC d) + 3ºC e) + 4ºC RESOLUÇÃO: Cálculo da quantidade de calor necessário para fundir 300 gramas de gelo. Q = mL cal Q = 300g . 80 –––– g Q = 2400cal 2. (ITA-SP) – Uma substância A apresenta as seguintes propriedades: Temperatura de fusão a 1 atm = – 20 °C Temperatura de ebulição a 1 atm = 85 °C Variação de entalpia de fusão = 180 J g –1 Variação de entalpia de vaporização = 500 J g – 1 Calor específico de A(s) = 1,0J g–1 °C–1 Calor específico de A(l)= 2,5J g–1 °C–1 Calor específico de A(g) = 0,5J g–1 °C–1 À pressão de 1 atm, uma amostra de 25g de substância A é aquecida de – 40°C até 100°C, a uma velocidade constante de 450 J min–1. Considere que todo calor fornecido é absorvido pela amostra. Construa o gráfico de temperatura (°C) versus tempo (min) para todo o processo de aquecimento considerado, indicando claramente as coordenadas dos pontos iniciais e finais de cada etapa do processo. Mostre os cálculos necessários. RESOLUÇÃO: I) Aquecimento de – 40°C a – 20°C: Q1 = m c ∆θ Q1 = 25 . 1 . (20) Q1 = 500J Assim: 500 Q1 ∆t1 = –––– = –––– = 1,1 min Pot 450 Em que Pot é potência constante com que o calor é fornecido à amostra. II) Fusão da substância A: Q2 = m LF Em que LF é a variação de entalpia de fusão. Q2 = 25 . 180 Q2 = 4500J 4500 Q2 ∴ ∆t2 = –––– = ––––– = 10min Pot 450 III) Aquecimento da substância no estado líquido: Q3 = m c ∆θ Q3 = 25 . 2,5 . (85 – (– 20)) Cálculo da temperatura final da água, considerando que todo gelo derreteu: Q = mc ∆ t cal – 2400 cal = 400g . 1 –––– (tf – 55°C) g°C Q3 = 6562,5J 6562,5 Q3 ∴ ∆t3 = –––– = –––––––– = 14,6min Pot 450 IV) Vaporização da substância A: tf = – 5°C Concluímos que não houve a fusão total dos 300 gramas de gelo; portanto, temos gelo e água líquida numa temperatura de 0°C (gelo → ← água). Resposta: C 6– Q4 = m LV Em que LV é a variação da entalpia de vaporização. Q4 = 25 . 500 Q4 = 12500J Q4 12500 ∴ ∆t4 = –––– = –––––––– = 27,8min Pot 450 V) Aquecimento do vapor: Q5 = m c ∆θ Q5 = 25 . 0,5 (15) Q5 = 187,5J Q5 187,5 ∴ ∆t5 = –––– = –––––––– ≅ 0,42min Pot 450 Dessa maneira, o gráfico pedido é: RESOLUÇÃO: Cálculo da massa de água no volume 0,489m3: 1m3 –––––––––– 1,00 . 103kg 0,489m3 –––––––––– x ∴ x = 489kg Cálculo da quantidade de calor para aquecer a água de 10°C a 60°C: Q=mc∆θ kcal Q = 489kg . 1,00 –––––– . 50°C ∴ Q = 24450kcal kg . °C Cálculo do calor de combustão do propano: C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O kcal – 2,50 0 ∆H = ∑∆Hf 3 (– 94,0) produtos 4(– 58,0) – ∑∆Hf reagentes ∆H = (– 282,0 – 232,0 + 25,0)kcal ∴ ∆H = – 489kcal Nota: O gráfico não está em escala. Cálculo da quantidade em mol do propano: 489kcal –––––––– 1 mol 24450kcal –––––––– x ∴ x = 50 mol Cálculo do volume do propano: m3 . atm PV = n R T ∴ 1,00 atm . V = 50 mol . 82 . 10–6 –––––––– . 298K K . mol V = 1,22m3 3. (IME) – O consumo de água quente de uma casa é de 0,489m3 por dia. A água está disponível a 10,0°C e deve ser aquecida até 60°C pela queima de gás propano. Admitindo que não haja perda de calor para o ambiente e que a combustão seja completa, calcule o volume (em m3) necessário deste gás, medidos a 25,0°C e 1,00 atm, para atender à demanda diária. Dados: Constante dos gases: R = 82,0 . 10–6m3 . atm / K.mol Massa específica da água: 1,00 . 103kg/m3 Calor específico da água: 1,00 kcal / kg°C Calores de formação a 298K a partir de seus elementos: C3H8(g) = – 25,0kcal/mol H2O(g) = – 58,0 kcal/mol CO2(g) = – 94,0kcal/mol –7 exercícios-tarefa ❑ Termoquímica 1. O processo de transformação de gás oxigênio em gás ozônio pode ser assim equacionado: 3O2(g) → 2O3(g) (I) Algumas reações importantes envolvidas na produção de ozônio em ar poluído são: 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ∆H = – 113kJ NO2(g) → NO(g) + O(g) ∆H = + 305kJ O2(g) + O(g) → O3(g) ∆H = – 106kJ O tipo de reação e o valor de ∆H para a formação de 1 mol de ozônio de acordo com a equação global (I) são, respectivamente, a) exotérmica e – 142,5kJ b) exotérmica e – 285kJ c) exotérmica e + 86kJ d) endotérmica e + 142,5kJ e) endotérmica e + 285kJ 2. O 2-metilbutano pode ser obtido pela hidrogenação catalítica, em fase gasosa, de qualquer dos seguintes alcenos isoméricos: 2-metil-2-buteno + H2 → 2-metilbutano ∆H1 = – 113kJ/mol 2-metil-1-buteno + H2 → 2-metilbutano ∆H2 = – 119kJ/mol 3-metil-1-buteno + H2 → 2-metilbutano ∆H3 = – 127kJ/mol a) Complete o esquema da figura com a fórmula estrutural de cada um dos alcenos que faltam. Além disso, ao lado de cada seta, coloque o respectivo ∆H de hidrogenação. b) Represente, em uma única equação e usando fórmulas moleculares, as reações de combustão completa dos três alcenos isoméricos. c) A combustão total de cada um desses alcenos também leva a uma variação negativa de entalpia. Essa variação é igual para esses três alcenos? Explique. 3. Considere as seguintes equações termoquímicas, no estado padrão: I. Si(s) + 2H2(g) = SiH4(g).................. ∆H = 34kJ/mol de SiH4 II. H2(g)+1/2O2(g) = H2O(l)............... ∆H= – 286kJ/mol de H2O III. Si(s) + O2(g) = SiO2(s) ................ ∆H = – 911kJ/mol de SiO2 Examinando-se essas equações e seu completo significado, é correto afirmar que: 0 – Na equação I, a entalpia de formação do hidrogênio é, por convenção, igual a zero. 1 – Na equação II, a entalpia de formação do hidrogênio é diferente da entalpia de formação do oxigênio. 2 – Pode-se conhecer a variação de entalpia da reação representada por SiH 4(g) + 2O 2(g) = 2H 2O(l) + SiO 2(s) e é igual a – 1517kJ 3 – Pode-se, pela Lei de Hess, conhecer a entalpia de va po rização da água, ou seja o ∆H do equilíbrio H2O(l) = H2O(v). 4 – Para decompor 1 mol de água líquida em seus constituintes gasosos, são necessários cerca de 290kJ. 4. Observe as equações que representam a formação da água a partir dos seus elementos. Assinale a alternativa falsa: H2 + 1/2O2 → H2O(s) ∆H – 70kcal/mol H2 + 1/2O2 → H2O(l) ∆H = – 68,3kcal/mol H2 + 1/2O2 → H2O(g) ∆H = – 57,8kcal/mol a) Sinal negativo indica que as reações são exotérmicas. b) A transformação H2O(g) → H2O(l) libera 10,5kcal/mol. c) Um mol de vapor de água contém mais energia que um mol de água líquida, na mesma temperatura d) A formação de água a partir do hidrogênio libera calor. e) O calor de solidificação da água vale – 12,2kcal/mol. 5. O metanol é um líquido combustível que pode ser considerado como um substituto da gasolina. Ele pode ser sintetizado a partir do gás natural metano, de acordo com a reação abaixo. 2CH4(g) + O2(g) → 2CH3OH(l) Considerando as equações a seguir e as afirmações acima, assinale o que for correto. 8– Dados: H = 1; C = 12; O = 16 CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) ∆H0 = + 206,1kJ 2H2(g) + CO(g) → CH3OH(l) ∆H0 = – 128,3kJ 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H0 = – 483,6kJ 01) Entalpia de combustão de uma substância é o calor liberado na reação de combustão completa de 1 mol dessa substância, a 25°C e 1 atm. 02) Uma reação exotérmica possui variação de entalpia padrão negativa. 04) Fusão e vaporização são exemplos de processos endotérmicos, enquanto solidificação e liquefação são exemplos de processos exotérmicos. 08) O calor de formação de 2 mols de metanol a partir do metano e do oxigênio a 25°C e 1 atm é igual a – 328kJ. 6. Observe o caminho da reação esquematizada. Analise as afirmativas abaixo e marque a soma dos itens corretos e a soma dos itens errados. d) A reação deve ocorrer de forma a absorver calor do meio ambiente. e) A entalpia dos produtos será maior que a dos reagentes. 9. (GV-SP) – Da hematita obtém-se ferro. Uma das reações do processo é a seguinte: Fe2O3 + 3CO → 3CO2 + 2Fe Nessa reação, cada mol de hematita libera 30 . 103J na forma de calor. O ferro formado absorve 80% desse valor, aquecendo-se. São necessários 25J por mol de ferro resultante, para elevar sua temperatura de 1°C. Supondose 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 10. (ITA-SP) – Considere os valores das seguintes variações de entalpia (∆H) para as reações químicas representadas pelas equações I e II, em que (graf) significa grafite. I. C(graf) + O2(g) → CO2(g); ∆H(298 K; 1 atm) = – 393kJ 01) A variação da entalpia é negativa. 02) ∆H vale 394kJ em valor absoluto, tanto na síntese como na decomposição. 04) A reação processa-se absorvendo calor. 08) A entalpia dos reagentes é menor que a dos produtos. 16) O processo inverso apresenta ∆H = + 394kJ. II. CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g); 7. A entalpia de neutralização é, aproximadamente, constante quando o a) ácido é fraco e a base é forte. b) ácido e a base são fracos. c) ácido é forte e a base é fraca. d) ácido e a base são fortes. e) ácido e a base são concentrados. a) C(graf) + 1/2O2(g) → CO(g); ∆H = + 110 kJ ∆H(298 K; 1 atm) = – 283 kJ Com base nestas informações e considerando que todos ∆H se referem à temperatura e pressão citadas acima, assinale a opção correta: b) 2C(graf) + O2(g) → 2CO(g); ∆H = – 110 kJ c) 2C(graf) + 1/2O2(g) → C(graf) + CO(g); ∆H = + 110 kJ d) 2C(graf) + 2O2(g) → 2CO(g) + O2(g); ∆H = + 220 kJ e) C(graf) + O2(g) → CO(g) + 1/2O2(g); ∆H = – 110 kJ 8. (CEFET-PR) – Uma indústria descobriu que um de seus rejeitos industriais poderia, mediante uma reação química adequada, produzir energia térmica, que, posteriormente, seria convertida em energia elétrica. Para alcançar esse resultado, que característica termodinâmica esta reação química deve apresentar? a) A reação deve ser exotérmica. b) A reação deve ser redox, pois assim se obterá energia elétrica. c) A reação deve ser endotérmica. –9 resolução dos exercícios-tarefa ■ TERMOQUÍMICA 1) 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ∆H = – 113kJ 2NO2(g) → 2NO(g) + 2O(g) ∆H = + 610kJ 2 – Correto. SiH4 → Si + 2H2 ∆H = – 34kJ Si + O2 → SiO2 ∆H = – 911kJ ∆H = – 572kJ 2H2 + O2 → 2H2O ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– SiH4 + 2O2 → 2H2O + SiO2 ∆H = – 1.517kJ 2O2(g) + 2O(g) → 2O3(g) 3 – Correto. ∆H = – 212kJ –––––––––––––––––––––––––––––– 3O2(g) → 2O3(g) ∆H = + 285kJ 4 – Correto. Na formação de 1 mol de O3: ∆H = + 142,5kJ Resposta: D 2) a) Nas três reações, o produto final é o mesmo e, portanto, a entalpia dos produtos é a mesma. A reação que libera maior quantidade de energia indica o reagente de maior entalpia (já representada no gráfico dado). Completa-se o esquema da seguinte maneira: H2O(l) → H2(g) + 1/2O2(g) ∆H = + 286kJ/mol 4) a) Correta. ∆H reação exotérmica b) Correta. ∆H = + 57,8kcal – 68,3kcal = – 10,5kcal c) Correta. HH 2O(v) > HH 2O(l) d) Correta. ∆H e) Falsa. ∆Hsol = + 68,3kcal – 70,0kcal = – 1,7kcal Resposta: E 5) 01) Verdadeira. 02) Verdadeira. 04) Verdadeira. Fusão: S ⎯⎯→ L absorve calor Vaporização: L ⎯⎯→ V absorve calor Solidificação:L ⎯⎯→ S libera calor Liquefação: V ⎯⎯→ L libera calor b) Os alcenos citados no texto apresentam fórmula molecular C5H10, portanto, a equação de reação de combustão completa é: 15 C5H10 + ––– O2 → 5CO2 + 5H2O 2 c) Pelo gráfico, verifica-se que o conteúdo energético (calor de formação) de cada isômero é diferente. Como os produtos da combustão dos três isômeros são os mesmos, o ∆H de combustão dos três isômeros será diferente. 3) 0 – Correto. Por convenção entalpia de formação de substâncias simples na forma alotrópica mais comum em condições padrões é igual a zero. 1 – Errado. 10 – 08) Verdadeira. Cálculo do calor de formação de 2 mol de metanol a partir do CH4 e do O2: 2CH4 + 2H2O → 2CO + 6H2 ∆H = + 412,2kJ 4H2 + 2CO → 2CH3OH ∆H = – 256,6kJ 2H2 + O2 → 2H2O ∆H = – 483,6kJ ––––––––––––––––––––––––––––––––––––– 2CH4 + O2 → 2CH3OH ∆H = – 328,0kJ 6) 01) Correto. 02) Correto. 04) Errado. 08) Errado. 16) Correto. Corretos: 01 + 02 + 16 = 19 Errados: 04 + 08 = 12 7) A única reação que ocorre é H+(aq) + OH–(aq) → H2O(l) Resposta: D 8) Para produzir energia → liberar “Q” 1442443 EXOTÉRMICA Resposta: A 9) Calor absorvido pelo ferro na reação de 1 mol de hematita: 30 . 103J –––––––– 100% x –––––––– 80% x = 24 . 103J Na reação, são produzidos 2 mols de ferro. Calor absorvido por 1 mol de ferro na reação: 2 mols de Fe –––––––– 24 . 103J 1 mol de Fe –––––––– y y = 12 . 103J Aumento da temperatura do ferro no processo: 25J ––––––– 1°C 12. 103J ––––––– z z = 480°C Temperatura final do ferro: Tf = Ti + 480°C Tf = 30°C + 480°C = 510°C Resposta: B 10) Aplicando-se a lei de Hess, mantém-se a equação I e inverte-se a equação II: I. C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = –393 kJ 1 II.CO2(g)⎯⎯→ CO(g) + –– O2(g) 2 ∆H2 = +283 kJ ––––––––––––––––––––––––––––––––––– 1 C(graf) + O2(g) → CO(g) + –– O2(g) 2 ∆H = –393 + 283 ⇒ ∆H = –110 kJ Resposta: E – 11 12 –