1
Química – 2a série – Ensino Médio – V. 2
Exercícios
17 g de proteína (17%)
01) 100 g 0,3 g de gordura (0,3%)
07) a) evaporação e condensação
b) A evaporação acontece na superfície da água salobra;
e a condensação, na superfície do plástico.
c) A evaporação absorve energia solar.
2,7 g de carboidrato (2,7%)
1 g de proteína ––––––––– 4 kcal
17 g de proteina –––––––– x
1 g de gordura –––––––––– 9 kcal
0,3 g de gordura –––––––– x
x = 68 kcal
08) B
A queima da lenha libera energia para assar a pizza.
x = 2,7 kcal
09) A
1 g de carboidrato –––––– 4 kcal
2,7 g de carboidratro –––– x
x = 10,8 kcal
Em 100 g de requeijão, temos:
68 kcal + 2,7 kcal + 10,8 kcal = 81,5 kcal
100 g –––––– 81,5 kcal
¡ x = 163 kcal
200 g –––––– x ¡‘
02) a) Como a reação possui variação de entalpia positiva, é
endotérmica.
b) 18 g ––––––––––– 286 kcal
180 g –––––––––– x
x = 2860 kcal (calor absorvido)
H2(g) + 12 O 2 (g)
c)
H2O ()
}
+286 kcal
03) E
Todas as afirmações estão corretas em relação às reações
exotérmicas.
04) C
Quando o éter cai na pele, ele absorve calor dela para
poder evaporar. A sensação que se tem é de frio porque
a pele está perdendo calor.
05) A
Quando o reagente apresenta maior entalpia que o
produto, a entalpia da reação tem valor negativo (reação
exotérmica). Isso acontece na alternativa II. Nas alternativas I e III, a entalpia dos produtos é maior que a dos
reagentes e a reação é endotérmica.
06) C
Deve-se perceber que a reação de síntese é a inversa da
reação de combustão. Se na reação de combustão há
liberação de energia, na reação de síntese há absorção
de energia. Se um mol de glicose fosse sintetizado, a reação absorveria 2,8 MJ de calor. Como se sintetiza meio
mol, há absorção de metade deste valor de energia
(1,4 MJ). Lembrar que 1 MJ = 1 . 106 J.
A reação I possui 'H positivo e, portanto, é endotérmica. As reações II e III têm 'H negativo e, assim, são
exotérmicas.
10) A
Para ser exotérmica, a reação deve liberar energia, ou
seja, a soma das entalpias dos reagentes deve ser maior
que a das entalpias dos produtos, para que o valor da
entalpia de reação seja negativo.
11) B
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = –94 kcal – (–71 kcal)
ΔHreação = –23 kcal
12) A
É mais exotérmica a reação que libera maior quantidade
de energia.
13) B
A adição de ácido à água é um processo exotérmico,
pois a dissociação do ácido libera energia.
14) 04
01. Verdadeira. Qualquer processo que libere energia tem
sinal negativo e é chamado, de maneira geral, exoergônico. Quando se trata de liberação de calor, a reação é chamada exotérmica.
02. Verdadeira.
¡ H2O( ) é
A entalpia da transformação de H2O(V) ¡‘
dada por:
ΔHliquefação = Hlíquido – Hvapor
ΔHliquefação = –68,3 kcal/mol – (–57,8 kcal/mol)
ΔHliquefação = –10,5 kcal/mol
04. Falsa. O calor da solidificação da água é dado por:
ΔHsolidificação = Hsólido – H líquido
ΔHsolidificação = –70,0 kcal/mol – (–68,3 kcal/mol)
ΔHsolidificação = –1,7 kcal/mol
08. Verdadeira. 1 mol de água no estado líquido perde
mais energia (calor) que 1 mol de água no estado de
vapor. Assim, a água no estado de vapor tem mais
energia que a água no estado líquido.
16. Verdadeira. Para qualquer estado físico em que a
água esteja sendo formada, a reação sempre será
exotérmica.
2
15) C
Para se vaporizar 1 mol de água, é necessário que 10,5 kcal
de calor sejam fornecidas a ela, a fim de que se transforme do estado líquido para o estado gasoso.
16) Verdadeira. A energia interna de um sistema isolado é
constante.
Falsa. Num processo endotérmico, o calor é retirado (ou
absorvido) do meio ambiente.
Falsa. A variação de entalpia positiva ou negativa indica
apenas se o sistema ganha ou perde energia. Nada se
pode afirmar com base na entalpia sobre a ocorrência
dos processos químicos.
Verdadeira. A transformação do líquido em vapor é um
processo que ocorre com absorção de energia, ou seja,
entalpia positiva.
Falsa. Processos exotérmicos são aqueles que ocorrem
com perda de energia.
17) B
3O
¡‘
¡ O3(g)
2(g)
2
O3: 48 g/mol
'H = +142,3 kJ/mol
48 g O3 _____ 142,3 kJ
¡ x = 284,6 kJ
96 g O3 _____ x kJ ¡‘
18) C
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = +0 kJ/mol – (–283 kJ/mol)
ΔHreação = +283 kJ/mol
19) E
I. Correta. A reação é exotérmica e forma um produto
gasoso. Para que esse produto se transforme em líquido, a reação deverá liberar uma quantidade ainda maior
de energia.
II. Correta.
34 g NH3 ––––– 22 kcal
NH3: 17 g/mol
¡ x = 4,4 kcal
2 . 17 g = 34 g
6,8 g NH3 ––––– x kcal ¡‘
III.Correta.
2 mols NH3 ––––– –22 kcal
¡ x = –11 kcal
1 mol NH3 –––––––– x kcal ¡‘
20) A
Para que uma ligação se rompa, é necessário que certa
quantidade de energia seja adicionada ao sistema, de
modo que a reação é endotérmica.
21) C
¡ 6CO2 + 6H2O
C6H12O6 + 6O2 ¡‘
1 mol de glicose ––––– 6 mols de O2
5 mols de glicose –––– x mols de O2
x = 30 mols de O2
1 mol de O2 ––––– –1 . 102 kcal
¡ x = –3 . 103
30 mols de O2 ––––– x kcal ¡‘
22) B
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = –394 kJ/mol – (2 kJ/mol)
ΔHreação = –396 kJ/mol
23) C
Como um dos produtos na reação II está no estado
líquido, ela está liberando uma maior quantidade de energia que a I, na qual todos os produtos estão no estado
gasoso.
24) C
Como os reagentes estão no estado gasoso e o produto
está no estado sólido, a reação acontece com uma maior
perda de energia para o meio em relação a reações nas
quais o produto seja gasoso ou líquido.
25) A
A dissolução do nitrato de sódio é endotérmica, ou seja,
quanto maior for a temperatura, maior é a quantidade de
sal dissolvido no solvente (água).
A dissolução do hidróxido de cálcio é um processo
exotérmico, ou seja, quanto menor for a temperatura,
maior será a solubilidade da base em água.
26) B
O valor de variação de entalpia está sendo dado para a
reação. Como na reação 2 mols de água líquida são formados, há uma liberação de 572 kJ de calor para cada 2
mols de água líquida formada, ou 286 kJ para cada mol.
27) B
Se calor está sendo liberado, a reação é exotérmica.
28) D
As reações metabólicas liberam calor, ou seja, são reações
exotérmicas. Assim, pode-se afirmar que a entalpia dos
reagentes é maior que a dos produtos.
29) B
A quantidade de calor Q2 é maior que Q1 e Q3 porque o
produto formado é sólido. Logo, há uma maior liberação
de calor. Q1 é maior que Q3, porque o produto da reação
com liberação de Q3 é gasoso. Logo, uma maior quantidade de calor é necessária para que o produto seja formado, o que diminui a quantidade de calor liberado.
30) C
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = 'H1 – 'H2
'H1 indica a variação de entalpia de formação da água
no estado líquido.
'H2 indica a variação de entalpia de formação da água
no estado sólido.
3
39) D
A variação de entalpia, 'H , é negativa. A reação é exotérmica porque se processa liberando energia.
Como o produto formado é líquido, a variação de entalpia
indicada por 'H1 – 'H2 reflete a da reação de fusão da
água.
31) E
Há calor entre os produtos, e isso significa que energia térmica está sendo liberada. Logo, a reação é exotérmica.
40) A
Uma quantidade de energia é formada nos produtos, e
isso significa dizer que o sistema está liberando energia.
Isso o que classifica a reação como exotérmica. No que
diz respeito à estequiometria, ela deve ser mantida em
qualquer representação na relação de menores números
inteiros, dada por 2 mols:1 mol:2 mols:478 kJ de energia,
respectivamente para H2(g):O2(g):H2O:quantidade de energia.
32) A
¡ O3
'H = +284 kJ (reação endotémica)
3O2 ¡‘
96 g de O2 ––––– 284 kJ
O2 = 32 g/mol
3 mols . 32 g/mol = 96 g
1000 g de O2 ––––– x kJ
x = 2958,33 kJ
33) A
Para que a água evapore, é necessário que ela receba certa quantidade de energia. No caso, essa energia é cedida
pelo corpo humano, que tem uma sensação de frio quando isso acontece.
41) E
¡ 2CO2(g) + 3 H2O( ) ¡‘
¡ reação baC2H5OH( ) + 3O2(g) ¡‘
lanceada
34) B
I. A queima de um gás libera energia; logo, o processo é
exotérmico.
II. O processo de fervura da água necessita de absorção
de energia; logo, o processo é endotérmico.
35) C
Se a temperatura do gelo aumentou, é porque ele recebeu
energia do meio, sofrendo um aquecimento.
36)C
18 g de água ––––– 9720 cal
¡ x = 540 cal
1 g de água –––––––––– x cal ¡‘
37) A
Como a temperatura da solução decresce pouco a pouco,
fica evidente que o sistema (água + sal) está absorvendo
calor do meio e, portanto, que a solução apresenta uma
entalpia maior do que a da água e do sal separados.
38) a) etanol: C2H6O( ) 3O2( g ) 3H2( )
b) 1 mol de etanol ––––––––
0,5 mol de etanol ––––––
1 mol de octano –––––––
0,5 mol de octano –––––
–1368 kJ
x
–5471 kJ
x
x = –684 kJ
x = –2735,5 kJ
Total da combustão de 1 mol de gasolina:
–684 kJ + (–2735,5) kJ = –3419,5 kJ
c) 0,72 g ––––––––– 1 mL
¡ x = 720 g
x ––––––– 1000 mL ¡‘
¡ 80,1 g ––––––– –3419,5 kJ
1 mol de gasolina ¡‘
¡ x = 30737 kJ
720 g ––––––– x ¡‘
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = [(3 . –68) + (2 . –94)] – [(3 . 0) + (1 . –327)]
ΔHreação = –65 kcal/mol C2H5OH( )
Ou seja, 1 mol de C2H5OH( ) libera 65 kcal de energia.
42) A
Para se carregar uma bateria, certa quantidade de energia, seja ela elétrica, química ou de qualquer outro tipo, é
absorvida, de modo que a bateria fique energeticamente
carregada.
Quando uma vela é queimada, certa quantidade de energia é liberada. Essa energia pode ser utilizada para quaisquer fins.
43) E
I. Incorreta. Se a reação for invertida, o sinal da entalpia
muda, de modo que a energia liberada na reação direta tem mesmo valor numérico da energia absorvida na
reação inversa.
II. Correta. Como a entalpia é negativa, há liberação de
calor, e a reação é exotérmica.
III.Correta. Se a entalpia da reação é negativa, a entalpia
dos produtos é menor que a dos reagentes.
4
44) C
2W( s ) 3O2( g ) ¡‘ 2WO3( s )
'H
1680, 6 kJ
C( grafite ) O2( g ) ¡‘ CO2( g )
'H
393, 5 kJ
2WC( s ) 5O2( g ) ¡‘ 2CO2( g ) 2WO3( s )
'H
2392, 6 kJ
W( s ) C( grafite ) ¡‘ WC( s )
'H
?
Reorganizando-se as equações e efetuando-se as multiplicações necessárias, temos que:
¡ 2WO3(g)
2W(s) + 3O2(g) ¡‘
'H = –1680,6 kJ (equação 1)
¡ 2WC(s) + 5O2(g)
2CO2(g) + 2WO3(s) ¡‘
'H = +2392,6 kJ (equação 2)
¡ CO2(g)
C(grafite) + O2 ¡‘
'H = –393,5 kJ (equação 3)
Dividindo-se as equações 1 e 2 por 2 e mantendo-se a equação 3, tem-se:
W( s ) 3 O2( g ) ¡‘ WO3( s )
2
'H
840, 3 kJ
CO2( g ) WO3( s ) ¡‘ WO( s ) 5 O2( g )
2
C( grafite ) O2( g ) ¡‘ CO2
'H
1196, 3 kJ
'H
393, 5 kJ
W( s ) C( grafite ) ¡‘ WC( s )
'H
37, 5 kJ
(exotérmica)
45) B
C O2 ¡‘ CO2
:
1
1
1 mol C = 12 g
'H = –393,5 kJ/mol
12 g _____ –393,5 kJ
¡ x = –32,8 kJ
1 g _____ x kJ ¡‘
46) D
6 C( grafite ) 3 H2( g ) ¡‘ C6H6( )
'H
49 kJ
C( grafite ) O2( g ) ¡‘ CO2( g )
'H
393, 5 kJ
H2( g ) 1 O2( g ) ¡‘ H2 O( )
'H 285, 8 kJ
2
C6H6( ) 15 O2( g ) ¡‘ 6 CO2( g ) 3 H2 O( ) 'H ?
2
Reorganizando-se as equações, e efetuando-se as multiplicações necessárias, temos:
¡ 6C(grafite)+ 3H2 (g)
6 C6H6( ) ¡‘
'H = –49 kJ (equação 1)
¡ H2O( )
H2(g) + 1 O2(g) ¡‘
2
'H = –285,8 kJ (equação 2)
¡ CO2 (g)
C(grafite)+ O2(g) ¡‘
'H = –393,5 kJ (equação 3)
Multiplicando-se a equação 2 por 3, a equação 3 por 6 e mantendo-se a equação 1, obtemos:
C6H6( ) ⎯→ 6 C( grafite ) + 3 H2( g )
ΔH = – 49,0 kJ (equação 1)
3 H2( g ) + 3 O2( g ) ⎯→ 3 H2O( )
2
6 C( grafite ) + 6 O2( g ) ⎯→ 6 CO2( g )
C6H6( ) + 15 O2( g ) ⎯→ 6 CO2( g ) + 3 H2O( )
2
ΔH = – 857,4 kJ (equação 2)
ΔH = – 2361,0 kJ (equação 3)
ΔH = – 3267,4 kJ
5
47) C
Hidrácidos fortes: HC , HBr e HI
Bases fortes: formadas por metais alcalinos e alcalinoterrosos, exceto hidróxido de belírio e hidróxido de magnésio.
48) C
O cálculo da variação de entalpia, quando temos o valor da energia de ligação, segue o mesmo princípio do cálculo de entalpia
quando a energia (ou entalpia) de formação é dada.
¡ 2H2O(g) + 2 C 2( g )
4HC ( g ) + O2(g) ¡‘
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas – ∑ Hligações formadas
ΔHreação = [(1 . 119,1) + (4 . 103,1)] – [(2 . 57,9) + (4 . 110,6)]
ΔHreação = –26,7 kcal
49) B
¡ HC ( g ) + HCO( g )
C 2( g ) + H2O(g) ¡‘
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas – ∑ Hligações formadas
ΔHreação = [(1 . 243) + (2 . 464)] – [(1 . 431) + (1 . 205) + (1 . 464)]
ΔHreação = +71 kJ
50) D
¡ CC 4 + 3 HC
H3C– C + 3 C 2 ¡‘
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas – ∑ Hligações formadas
ΔHreação = [(3 . 99) + (1 . 81) + (3 . 58)] – [(4 . 81) + (3 . 103)]
ΔHreação = +81 kcal
6
51) C
¡ CO2(g) + 2H2O( )
CH3OH( ) + 3 O2(g) ¡‘
2
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = [(–393,3) + (2 . –285,8)] – ÌÉ 3 . 0 Ù (1 . 238, 5 )Ü
Ú
ÍÊ 2
Ý
Û
ÎË
Þ
ΔHreação = –726,4 kJ/mol CH3OH( )
1 mol CH3OH( ) ––––– –726,4 kJ
0,5 mol CH3OH( ) ––––– x
x = –363,2 kJ
¡‘
¡
52) CH4(g) + C 2( g ) ¡
¡ CH3C ( g ) + HC ( g )
a) Com os valores de entalpia de ligação, calcula-se o valor de 'Hr .
ΔHreação = [(1 . 435) + (1 . 242)] – [(1 . 452) +(1 . 431)]
ΔHreação = –206 kJ
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas – ∑ Hligações formadas
b) Com o valor de 'Hr descoberto, calcula-se o valor do 'Hf do clorofórmio ( CH3C ).
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
–206 kJ = [(1 . x) + (1 . –92)] – [(1 . 0) + (1 . –75)]
x = –189 kJ/mol
7
53) B
¡ 2 HF(g) + C 2( g )
2 HC ( g ) + F2(g) ¡‘
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas (endo) – ∑ Hligações formadas (exo)
ΔHreação = [(2 . 431,8) + (1 . 153,1)] + [(2 . –563,2)+ (1 . –242,6)]
ΔHreação = –352,3 kJ Á exotérmica
¡ 12 CO2 + 11 H2O( )
54) C12H22O11(s) + 12 O2 ¡‘
a) ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = [(12 . –395) + (11 . –285)] – [(12 . 0) + (1 . –2222)]
ΔHreação = –5653 kJ/mol de sacarose
b) massa de sacarose na bebida: 35 g
valor energético da bebida: 586 kJ
35 g de sacarose ––––– 586 kJ
¡ x = 5728 kJ
342 g de sacarose ––––– x ¡‘
5728 kJ ––––– 100%
¡ x = 98,7%
5653 kJ ––––– x% ¡‘
55) B
440,0 g de propano ––––– 22220 kJ
¡ x = 22 g
x g de propano ––––– 1110 kJ ¡‘
56) B
342 g de sacarose ––––– 5400 kJ
¡ x = 114 g
x g de sacarose ––––– 1800 kJ ¡‘
57) B
¡ CO2(g) + 2H2O(g)
CH4(g) + 2O2(g) ¡‘
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas – ∑ Hligações formadas
ΔHreação = [(4 . 416) + (2 . 498)] – [(2 . 805) + (4 . 464)]
ΔHreação = –806 kJ
8
58) A
¡ 2CO2(g) + H2O( )
C2H2(g) + 5 O2(g) ¡‘
2
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = [(2 . –94,10) + (1 . –68,30)] – ÌÍÉÊ 5 . 0 ÙÚ (1 . 54, 20 )ÜÝ
Û
ÎË 2
Þ
ΔHreação = –310,70 kcal/mol de etino
26 g de etino ––––– –310,70 kcal
¡ x = –2640,95 kcal
221 g de etino ––––– x kcal ¡‘
59) 07
NO( g ) O3( g ) ¡‘
¡ NO2( g ) O2( g )
NO2( g ) O( g ) ¡‘
¡ NO( g ) O2( g )
'H
199, 8 kJ
'H
192,1 kJ
O3( g ) O( g ) ¡‘
¡ 2 O2( g )
'H
391, 9 kJ
01. Correta. A equação global (ou total) da reação pode
02.
04.
08.
16.
¡ 2 O2 (g).
ser representada por O3(g) + O (g) ¡‘
Correta. O NO pode ser considerado um catalisador
porque ele é reconstituído no final do processo
reacional.
Correta. Se essa for a lei de velocidade, a reação é
de primeira ordem em relação a cada reagente e de
segunda ordem global.
Incorreta. Ambas as reações que representam o processo são exotérmicas.
Incorreta. A reação libera 195,95 kJ por mol de oxigênio formado.
62) C
Para determinar a entalpia de formação, inicialmente devemos encontrar a diferença entre as entalpias no gráfico, que corresponde à conversão do octano em isoctano.
–5116 kJ = x + –5099 kJ
x = –17 kJ
Porém, para que a reação se processe, ainda é necessária a liberação de –208,2 kJ de calor. Dessa forma, a energia total do processo é dada pela soma da entalpia de
conversão com a entalpia para o início da reação.
'H = –208,2 kJ + (–17 kJ)
'H = –225,2 kJ (energia liberada)
63) D
¡ 2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g) ¡‘
'H = –90 kJ
'H = –787 kJ
¡ 2CO2(g)
60) 2C(s) + 2O2(g) ¡‘
¡ 2CO2(g)
2CO(g) + O2(g) ¡‘
'H = –566 kJ
¡ 2CO(g)
a) 2C(s) + O2(g) ¡‘
'H = ?
2 C( s ) 2 O2( g ) ¡‘
¡ 2 CO2( g )
'H
787 kJ
2 CO2( s ) ¡‘
¡ 2 CO( g ) O2( g )
'H
566 kJ
¡ 2 CO( g )
2 C( s ) O2( g ) ¡‘
'H
221 kJ
2 mols de CO ––––– –221 kJ
¡ x = –110,5 kJ
1 mol de CO ––––––––– x kJ ¡‘
b) Pela estequiometria da reação, 1 mol de carbono produz 1 mol de monóxido de carbono. Assim, 12 g de
carbono produzem 28 g de monóxido de carbono.
2400 kg = 2400000 g
12 g de carbono ––––– 28 g de monóxido de carbono
2400000 g de carbono ––––– x g
x = 5600000 g de monóxido de carbono
1 mol de monóxido de carbono ––––– 28 g
x mol de monóxido de carbono ––––– 5600000 g
x = 200000 mols
61) A
A entalpia de formação da água sólida é de –42 kJ.
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas – ∑ Hligações formadas
–90 kJ = [(1 . x) + (3 . 435)] – [(2 . 3 . 390)]
x = 945 kJ
64) B
⎫
⎪
ΔHformação N2H4 = 50 kJ/mol ⎬
ΔHformação NH 3 = – 46 kJ/mol ⎪⎭
N2H4 + H2 ⎯→ 2 NH3
ΔHredução = ∑ Hprodutos − ∑ Hreagentes
ΔHredução = [( 2 . − 46 )] − [(1 . 0 ) + (1 . 50 )]
ΔHredução = − 142 kJ
9
Cetanol = Vetanol . Petanol, sendo Cetanol o custo total do álcool,
Vetanol o volume dele em litros e Petanol o preço de cada litro
dele.
Como o custo dos dois combustíveis é indiferente, temos:
Coctano = Cetanol, e, assim, Voctano . Poctano = Vetanol . Petanol
65)
Voctano . Poctano = Vetanol . Petanol
319,20 . Poctano = 478,97 . Petanol
319, 20 = Pe tan ol
478, 97
Poc tan o
¡ 2 HC ( g )
a)I. H2(g) + C 2( g ) ¡‘
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas – ∑ Hligações formadas
ΔHreação = [(1 . 432) + (1 . 240)] – [2 . 428)]
ΔHreação = –184 kJ
Pe tan ol = 0,666 = 2
3
Poc tan o
67) D
¡ 2CO2(g) + H2O( )
C2H2(g) + 5 O2(g) ¡‘
2
¡ 2NH3(g)
II. N2(g) + 3H2(g) ¡‘
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas – ∑ Hligações formadas
ΔHreação = [(1 . 942) + (3 . 432)] – [6 . 386)]
ΔHreação= –78 kJ
b) Quanto mais energia uma reação libera, ou seja, quanto
mais exotérmica (se a energia for calor) ela é, mais
favorável é o processo. Logo, a reação I é a mais
favorável.
66) B
Atribuiremos um valor aleatório de energia liberada para
a resolução do exercício, que será de 10000 kJ.
Para o octano (114 g/mol; d = 0,7 g/mL)
1 mol de octano ––––– –5100 kJ
¡ x = 1,96 mol
x mol de octano ––––– –10000 kJ ¡‘
1 mol de octano ––––– 114 g
¡ x = 223,44 g
1,96 mol de octano –––– x g ¡‘
d= m
V
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = [(2 . –394) + (1 . –286)] – ÌÉ 5 . 0 Ù 1 . 227 Ü
Ú
ÍÊ 2
Ý
Û
ÎË
Þ
ΔHreação = –1301 kJ
68) C
¡ 2HI
H2 + I2 ¡‘
0,7 g/mL = 223, 44
V
Voctano = 319,20 mL
Para o etanol (46 g/mol; d = 0,8 g/mL)
1 mol de etanol ––––– –1200 kJ
¡ x = 8,33 mol
x mol de etanol ––––– –10000 kJ ¡‘
1 mol de etanol ––––– 46 g
¡ x = 383,18 g
8,33 mol de etanol ––– x g ¡‘
d= m
V
0,8 g/mL = 383,18
V
Vetanol = 478,97 mL
Coctano = Voctano . Poctano, sendo Coctano o custo total da gasolina, V octano o volume dela em litros e P octano o preço de
cada litro dela.
ΔHreação = ∑ Hligações rompidas – ∑ Hligações formadas
ΔHreação = [(1 . 434) + (1 . 150)] – [2 . 298)]
¡ para dois mols de produto formado
ΔHreação = –12 kJ ¡‘
2 mols ––––– –12 kJ
¡ x = –6 kJ
1 mol –––––––– x kJ ¡‘
69) D
Com o passar do tempo, o gelo em cubos sofrerá o processo de fusão, liberando energia e aumentando a energia (e a temperatura) do sistema.
O gelo constitui um sistema organizado e de baixa entropia (pouca desordem). Conforme a fusão se processa, o
gelo se transforma em água líquida, que constitui um sis-
10
tema mais desorganizado. Aumenta, assim, a entropia do
sistema.
Mantendo a equação 2 e invertendo a equação 1, temos:
C( s ) 1 O ¡‘
¡ CO( g )
2( g )
2
ZnO( s ) ¡‘
¡ Zn( s ) 1 O2( g )
2
ZnO( s ) C( s ) ¡‘
¡ CO( g ) Zn( s )
70) B
'H
110 kJ/mol
'H
353 kJ/mol
'H
243 kJ/mol
73) E
¡ CO2(g) + 2 H2O( )
CH4(g) + 2O2(g) ¡‘
ΔHvaporização = 44 kJ/mol, portanto,
ΔHcondensação = –44 kJ/mol
I. Correta. Um grama de GNV, constituído por metano,
é, dos combustíveis apresentados, o que apresenta
maior poder calorífico.
II. Incorreta. A combustão de um mol de butano produz
5 mols de água, conforme a equação:
¡ 4CO2(g) + 5H2O(g)
C4H10(g) + 13 O2(g) ¡‘
2
III.Incorreta. A combustão completa da um grama de
octano libera 11,58 kcal de calor.
IV.Correta. A combustão de um mol de metano requer 2
mols de gás oxigênio, ao passo que a combustão de
um mol de butano requer 13 mols de gás oxigênio.
2
A condensação de 1 mol de água libera 44 kcal. Assim, a
entalpia de formação da água líquida pode ser dada por:
ΔHformação H2O( ) = ΔHformação H2O(g) + ΔHcondensação
ΔHformação H2O( ) = –242 + (–44)
71) E
¡ 6CO2(g) + 3 H2O( )
C6H6( ) + 15 O2(g) ¡‘
2
ΔHformação H2O( ) = –286 kcal
ΔHcombustão = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHcombustão = [1 . –393) + (2 . –286)] – [(2 . 0) + (1 . –75)]
ΔHcombustão = –890 kJ
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = [(6 . –94,10) + (3 . –68,3)] – ÌÉÊ 15 . 0 ÙÚ (1 . 12)Ü
Í 2
Ý
Û
ÎË
Þ
ΔHreação = –781 kcal
72) E
¡ CO(g) + Zn(s)
ZnO(s) + C(s) ¡‘
'H = ?
¡ ZnO(s) 'H = –353 kJ/mol (equação1)
Zn(s) + 1 O2(g) ¡‘
2
¡ CO(g)
C(s) + 1 O2(g) ¡‘
2
'H = –110 kJ/mol (equação 2)
74) 21
01. Correta. Todas as equações representadas são de
processos exotérmicos, pois há "formação" (liberação)
de energia nos produtos.
02. Incorreta. Os processos são exotérmicos.
04. Correta. O gás natural produz uma quantidade de
energia maior que o carvão, embora a combustão de
um mol de cada um dos dois compostos produza um
mol de gás carbônico.
08. Incorreta. A ordem crescente de produção de gás
carbônico para uma mesma quantidade de energia é
gás natural, gasolina e carvão.
16. Correta. Para cada mol de gás carbônico produzido,
maior quantidade de energia é liberada quando comparada com os demais compostos em questão.
11
75) A
¡ C6H12O6(s) + 6O2(g)
6CO2(g) + 6 H2O( ) ¡‘
80) B
O gráfico que indica a reação é aquele em que, para qualquer momento (instante) dela, a concentração de iodeto
seja o dobro da concentração de persulfato, ou seja, que
mantenha a relação estequiométrica 2:1 (iodeto:
persulfato) da reação.
81) A reação II ocorre com uma velocidade maior que a reação I, porque, no período em questão, mais oxigênio foi
consumido (reação II) do que consumido (reação I).
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = [(1 . –1274,4) + (6 . 0)] – [(6 . –393,5) +
+ (6 . – 285,8)]
ΔHreação = 2801,4 kJ/mol
76) C
¡ 2CO2(g) + H2O(g)
C2H2(g) + 5 O2(g) ¡‘
2
ΔHformação CO2( ) = –94,1 kcal/mol
ΔHformação H2O(g) = –68,3 kcal/mol
ΔHcombustão C2H2 = –310,6 kcal/mol
ΔHformação C2H2 = –0,048 kcal/mol . K
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
–310,6 = [(2 . –94,1) + (1 . –68,3)] – Ì(1 . x ) ÉÊ 5 . 0 ÙÚ Ü
Í
Ý
Ë 2 ÛÞ
Î
x = ΔHformação C2H2 = 54,1 kcal/mol
'G = 'H – T . 'S
'G = 54,1 kcal/mol – (–0,048 kcal/mol . K) . 298 K
'G = 54,1 kcal/mol + 14,3 kcal/mol
'G = 68,4 kcal/mol
O processo não é espontâneo.
77) C
¡ C 2( g ) + O2(g) 'H = –18,2 cal
2 CO( g ) ¡‘
Para que a reação seja espontânea, o valor de 'G deve
ser negativo. Assim, sendo 'H negativo, a reação será
espontânea para qualquer valor de 'S positivo.
78) B
A entropia de uma reação varia porque, para que a reação
ocorra, é necessário que o sistema se desorganize e se
reorganize, formando produtos diferentes dos reagentes.
79) 13 kg de butano = 13000 de butano
1 mol de butano: 58 g
82) A
A energia de ativação é a energia necessária para que a
reação se processe e é dada pelo intervalo entre o pico
do gráfico e a entalpia dos regentes.
83) C
O ácido utilizado na experiência 1 foi o ácido clorídrico,
pois o desprendimento de gás hidrogênio foi mais rápido,
uma vez que a concentração de íons H+ é maior no ácido
clorídrico e menor no ácido acético.
84) D
0,05 mol de butano/minuto
Tempo de reação: 1 hora (60 minutos)
0,05 mol de butano ––––– 1 minuto
¡ x = 3 mols
x mol de butano ––––––– 60 minutos ¡‘
1 mol de gás carbônico —–— 44 g
¡ x = 528 g
12 mols de gás carbônico —— x g ¡‘
85) V(AR) = 2500 mol/hora
86) C
A concentração das substâncias B e C está diminuindo
com o passar do tempo, o que implica que elas são reagentes. A concentração de C diminui duas vezes mais
rápido que a concentração de B, o que leva a concluir
que a relação estequiométrica B:C é de 1:2. A concentração de A aumenta com o tempo, o que faz de A um produto. Sua concentração é proporcional à concentração
do reagente B. Assim, a relação estequiométrica da reação com relação a A:B:C é 1:1:2, de modo que a reação
¡ A.
balanceada seja dada por B + 2C ¡‘
87) A
A concentração do gás carbônico aumenta com o tempo, de modo que, quando todo o ácido clorídrico ou toda
a massa de carbonato de cálcio forem consumidos, o
seu volume permanecerá estável, conforme indicado no
gráfico. A massa de carbonato de cálcio, a concentração
de ácido clorídrico e a concentração de íons Ca2+, respectivamente, diminui, diminui e aumenta com o passar
do tempo. Porém, a forma como foi exposta a variação
no gráfico é incorreta.
¡ 5 dias: 120 horas
1 dia: 24 horas ¡‘
1 mol ––––––– 58 g
¡ x = 224,14 mols
x mol ––––––– 13000 g ¡‘
Vazão por hora: 13000 g/120 h = 108,3 gramas/hora
Vazão em mols: 224,14 mols/120 h = 1,87 mol/hora
88) B
A energia de ativação é um fator independente da temperatura da reação. Ela é uma barreira a qual deve ser
vencida para que a reação inicie.
12
¡ CO2(g) + 2H2O(g)
89) CH4(g) + 2O2(g) ¡‘
a) 2 L metano/minuto, CNTP (0 oC, 1 atm), ΔHcombustão =
882 kJ/mol
p.V=n.R.T
1 atm . 2 L/min = n . 0,0821 atm L/mol K . 273 K
n = 0,0892 mol/min
1 mol de CH4 –––––––––– –882 kJ
¡ x = –78,7 kJ
0,0892 mol de CH4 ––––– x ¡‘
ΔHreação = [(–251)] – [(0)]
ΔHreação = –251 kJ
¡ 2O(adsorvido)
b) Energia de ativação para a reação O2(g) ¡‘
A energia de ativação é a diferença entre a energia do
estado de transição e a entalpia do reagente.
Ea = Hestado de transição – Hreagente
Ea = –17 kJ – (– 37 kJ)
Ea = 20 kJ
93) B
b) 1 mol de CH4 ––––– 1 mol de gás carbônico
¡ x = 0,0892 mol de gás
0,0892 mol de CH4 ––––– x ¡‘
carbônico
c) 1 mol de CH4 ––––– 2 mols de O2
¡ x = 0,1784 mol de O2
0,0892 mol de CH4 ––––– x ¡‘
por minuto
0,1784 mol de O2 ––––– 1 minuto
¡ x = 3,568 mols de O2
x ––––– 20 minutos ¡‘
1 mol de O2 ––––– 32 g de O2
¡ x = 114,18 g de O2
3,568 mol de O2 ––––– x ¡‘
90) D
Em valor absoluto, a variação da entalpia da reação inversa é de cerca de 225 kJ.
¡ ' velocidade = C final Cinicial
' velocidade = Δ concentração ¡‘
t final tinicial
Δ tempo
1
' velocidade = ( 0, 4 0, 7 ) mol . L
( 5 2) min utos
' velocidade = –0,10 mol . L–1 minuto–1
O sinal negativo na variação da velocidade indica que a
substância X é um dos regentes da reação, pois está sendo consumida.
94) E
Como a relação estequiométrica entre o oxigênio e o gás
carbônico é 1:1, a velocidade de consumo de oxigênio é
igual à velocidade de formação do gás carbônico.
91) B
95) A
A reação de combustão do etanol é relativamente rápida
e tem grande utilidade no dia-a-dia. Infelizmente, é uma
reação bastante poluente.
¡ ' velocidade = C final Cinicial
' velocidade = Δ concentração ¡‘
t final tinicial
Δ tempo
1
' velocidade = ( 0, 3 4, 3) mol . L
(14 4 ) min utos
' velocidade = –0,40 mol . L–1 minuto–1
O sinal negativo na variação da velocidade indica que a
substância A está sendo consumida durante a reação, e,
portanto, confirma que é um dos reagentes.
¡ O2(adsorvido)
92) a) 1) O2(g) ¡‘
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = [(–37)] – [(0)]
ΔHreação = –37 kJ
¡ 2O(adsorvido)
2) O2(adsorvido) ¡‘
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHreação = [(–251)] – [(–37)]
ΔHreação = –214 kJ
¡ 2O(adsorvido)
3) O2(g) ¡‘
ΔHreação = È Hprodutos – È Hreagentes
96) a) No experimento II, a velocidade da reação foi maior,
haja vista que, para qualquer tempo do intervalo
[0 min – 4 min], a produção de gás hidrogênio foi maior
em relação ao experimento I. No tempo 5 min, o equilíbrio foi atingido e a quantidade de gás hidrogênio manteve-se constante.
b) Com a elevação da temperatura, a velocidade da reação aumentaria, haja vista que a energia cinética média das moléculas cresceria e colisões mais eficazes e
freqüentes ocorreriam.
13
97) E
A concentração da substância Z está diminuindo, e isso
indica que elas é um dos reagentes. A concentração das
substâncias X e Y está aumentando, e isso indica que
ambas são produtos.
98) C
que aquele no qual o comprimido está moído terá velocidade de reação mais rápida do que a situação do comprimido inteiro porque a superfície de contato entre o
comprimido e os demais reagentes é maior.
Comparando-se os experimentos com comprimido inteiro, nota-se que será mais rápida a reação naquele
cuja temperatura for maior, dado o maior número de colisões entre as partículas reagentes.
104) D
Reações rápidas ou instantâneas têm energia de ativação baixa.
¡ ' velocidade = C final Cinicial
' velocidade = Δ concentração ¡‘
t final tinicial
Δ tempo
1
' velocidade = ( 0,190 0, 200 ) mol . L
( 6 4 ) min utos
' velocidade = –0,005 mol . L–1 minuto–1
O sinal negativo indica consumo da substância e a caracteriza como reagente.
99) E
Para que a chama se acenda, é necessário que a energia
de ativação seja fornecida para a mistura gasosa
(hidrocarbonetos), a fim de que a reação de combustão
se processe. Essa energia é fornecida pela chama do
fósforo.
105) a) A lanterna II apresentará uma chama mais intensa,
pois o estado de divisão do carbureto (finamente
granulado) propicia uma superfície de contato maior
entre reagentes que o da lanterna I, favorecendo a
reação e resultando em uma maior velocidade.
b) A lanterna II se apagará primeiro, pois a velocidade
da reação é maior nela, dado o estado de divisão do
reagente, fazendo com que todo o carbureto seja consumido em um tempo menor.
106) A
Quanto maior for a energia do complexo ativado, menor
será a velocidade da reação.
107) A
Nas bolhas pequenas, a área de contato total é maior,
oxigenando melhor a água.
108) a) Curva I:
100) Quando a temperatura de um gás é diminuída, a velocidade com que as moléculas do gás se movem dentro
do balão também se reduz, fazendo com que o volume
diminua. Isso porque a variação do volume do gás é
mais sensível à temperatura que o volume do líquido.
101) C
¡ ' velocidade = C final Cinicial
' velocidade = Δ concentração ¡‘
t final tinicial
Δ tempo
1
' velocidade = (1, 2 0 ) mol . L
( 2 0 ) min utos
' velocidade = 0,6 mol . L–1 minuto–1
Curva II:
¡ ' velocidade = C final Cinicial
' velocidade = Δ concentração ¡‘
t final tinicial
Δ tempo
1
' velocidade = ( 0, 6 0 ) mol . L
( 3 0 ) min utos
' velocidade = 0,2 mol . L–1 minuto–1
b) Curva I: pó de alumínio, devido à maior velocidade
de reação
Curva II: placa de alumínio
102) B
A faísca produzida serve para ativar (ou iniciar) a reação
de formação da água.
103) B
Entre os três experimentos, será o mais rápido aquele
que possuir condições de reação mais favoráveis.
Comparando-se os experimentos a 40 oC, percebe-se
109) A
A faísca fornece a quantidade de energia suficiente para
que a reação se inicie. Essa é a energia de ativação da
reação.
110) E
Embora seja espontânea, a reação exige uma alta energia de ativação para começar e permanece inalterada
se nenhuma ação externa for realizada.
14
111) D
I. Correta. O intervalo 1 representa 'H da reação direta.
II. Correta. O intervalo 2 representa Ea da reação direta.
III.Incorreta. Nada se pode afirmar sobre o intervalo 3.
IV. Correta. O intervalo 4 representa Ea da reação inversa.
as partículas possuem maior energia cinética.
118) D
EXPERIMENTO
112) D
I. Correta. Quanto maior a superfície de contato entre
os reagentes, mais rápida é a reação.
II. Correta. A velocidade da reação é proporcional à
concentração dos reagentes.
III.Correta. A velocidade das reações químicas geralmente aumenta com a elevação da temperatura.
113) B
I. Incorreta. Certas colisões não são favoráveis à reação.
II. Correta. Quanto maior o número de colisões favoráveis à reação, maior a velocidade dela.
III.Correta. Podem ocorrer colisões não-favoráveis aos
produtos da reação.
IV. Incorreta. Quanto maior a energia de ativação, menor a velocidade da reação.
114) D
A: Concentração aumenta (indicação de produto da reação) em proporção aproximadamente 3 vezes menor que a proporção de B. A é N2.
B: Concentração aumenta (indicação de produto da reação) em proporção aproximadamente 3 vezes maior
que a proporção de A. B é H2.
C:Concentração diminui (indicação de reagente da reação) em proporção aproximadamente 1 vez menor
que a proporção de A. C é NH3.
115) F – V – V – V – F
Falsa. A etapa I possui 'G positivo, o que caracteriza
uma reação não-espontânea.
Verdadeira. A etapa II é a etapa mais lenta da reação,
pois, apesar de possui 'G negativo e ser uma reação
espontânea, possui energia de ativação maior.
Verdadeira. A substância B é um intermediário da reação
global.
¡ C é espontânea, pois o
Verdadeira. A reação A ¡‘
'G da reação é negativo.
¡ B é 20 kJ.
Falsa. A energia de ativação da reação C ¡‘
116) A
A cada 10 oC diminuídos, a velocidade da reação cai
pela metade. Assim, se 20 oC forem diminuídos, a velocidade cairá a um quarto.
117) C
Deve-se perceber, pelo enunciado da questão, que a
reação se processa apenas a partir do início da área
hachurada, pois só a partir desse ponto a energia de
ativação é suficiente para que a reação se processe.
No experimento I, a energia cinética das partículas é
menor, evidenciando que o experimento foi realizado a
uma temperatura menor que a do experimento II, no qual
LEI DE VELOCIDADE
VELOCIDADE
1
1,6 . 10–7
1
3,3 . 10–10
1
1,2 . 10–3
I
vI = kI . [C2H5I]
II
vI = kII . [C3H6]
III
vI = kIII . [N2O5]
IV
vI = kIV . [NO2] . [CO]
2
0
2,8 . 10–4
119) A
Lei de velocidade: v = k . [CO]a . [O2]b
Experimento I: 4 . 10–6 = k . [1,0]a . [2,0]b
Experimento II: 8 . 10–6 = k . [2,0]a . [2,0]b
Experimento III: 1 . 10–6 = k . [1,0]a . [1,0]b
Determinação de a: Divide-se a equação do experimento I pela equação do experimento II.
8 . 10 6
k . [2, 0]a . [2, 0]b
4 . 10 6
k . [1, 0]a . [2, 0]b
¡ a=1
2 = 2a ¡‘
Determinação de b: Divide-se a equação do experimento I pela equação do experimento III.
4 . 10 6
k . [1, 0]a . [2, 0]b
1 . 10 6
k . [1, 0]a . [1, 0]b
¡ b=2
4 = 2b ¡‘
120) C
A lei de velocidade de uma reação é escrita a partir da
sua etapa lenta.
¡ NO(g) + CO2(g)
121) a) NO2(g) + CO(g) ¡‘
¡ A etapa I é a mais lenta, logo, é ela
v = k . [NO2]2 ¡‘
quem determina a lei de velocidade.
b) I. Falsa. Pelo gráfico, a reação é exotérmica, ou seja,
libera calor.
II. Falsa. Catalisador não desloca o equilíbrio ou aumenta o rendimento de uma reação; ele apenas altera a sua velocidade.
122) a) Etapa I, pois é a etapa lenta da reação.
b) V = k . [HOOH] . [I–]
123) A
Conforme se aumenta a temperatura de um alimento, a
velocidade de decomposição dele também aumenta.
124) D
Nas amostras I e IV, a velocidade média de consumo é
de 0,2 g/min, ao passo que nas amostras II e III é de
0,4 g/min.
125) A
15
A reação elementar se processa com ordem 1 em relação ao dióxido de enxofre.
126) E
Pela equação elementar, vemos que a ordem em relação ao oxigênio é 3. Se a concentração do oxigênio for
triplicada, a velocidade da reação aumentará 27 vezes.
127) B
A etapa que determina a lei de velocidade de uma reação
é a etapa lenta. Assim, temos que a lei de velocidade da
reação é V = k . [NO2].
128) C
Se a pressão sobre o N2 for aumentada, o número de
colisões efetivas também aumentará, favorecendo a reação.
129) B
A reação mais rápida é a 3 (com catalisador e com maior
temperatura, 35 oC), seguida da 4 (sem catalisador e à
temperatura de 35 oC). Na seqüência vem a 2 (sem catalisador e a 25 oC) e finalmente a 1 (sem catalisador e a
20 oC). Obviamente, quanto maior a velocidade da reação, menor o tempo. Assim: t3 < t4 < t2 < t1.
130) C
Quanto maior o número de colisões efetivas entre os
reagentes, maior a velocidade da reação.
¡ A 2O3 + AC 3 + 3NO+ 6H2O
131) a) 3 NH4CO4 + 3 A ¡‘
b) Segmento A: energia de ativação da reação catalisada. A energia de ativação diminui na presença do
catalisador.
Segmento B: variação da entalpia da reação, que independe do uso de catalisador.
132) C
Quando um catalisador diminui a energia de ativação
de uma reação, favorecendo-a, denomina-se catalisador
positivo.
133) C
I. Incorreta. Quanto menor a energia de ativação, maior
a velocidade da reação.
II. Correta. Quando um catalisador é adicionado, a
reação segue um caminho mais rápido e favorável,
tendo sua velocidade aumentada.
III.Incorreta. Um aumento da temperatura geralmente
provoca uma diminuição na energia de ativação.
IV. Correta. Quando a energia dos reagentes é igual à
energia de ativação, temos o complexo ativado.
134) D
Um catalisador é uma substância consumida e regenerada durante o processo reacional.
135) D
v = k . [N2O5]a
4z
2z
k . x . [N2O5 ]a
k . É x Ù . [N2O5 ]a
Ê Ú
Ë2Û
¡ a=1
2 = 2 . [N2O5]a ¡‘
136) E
A superfície do catalisador serve como meio para a reação e facilita a transformação de reagentes em produtos.
137) B
Quanto maior a temperatura da reação, mais rápida a
oxidação da vitamina C.
138) a) Ea = 10 kcal/mol
b) ΔHcombustão = È Hprodutos – È Hreagentes
ΔHcombustão = [(10) – (30)]
ΔHcombustão = –20 kcal/mol
139) A
Nos veículos de combustão interna, os catalisadores
aceleram os processos de conversão dos gases tóxicos
em gases não-tóxicos.
140) D
A velocidade de consumo com e sem catalisador é
variável, mas a quantidade consumida de reagentes ou
formada de produtos após o término da reação independe do uso do catalisador.
141) C
A água quente desnatura as enzimas que convertem os
carboidratos em amido, conservando o sabor do milho.
142) C
O aquecimento aumenta a quantidade e a freqüência
das colisões efetivas entre os reagentes. O catalisador
aumenta a velocidade da reação.
143) B
A reação inversa e sem o uso de catalisador exige uma
quantidade de energia de ativação bastante maior que
a necessária para qualquer outra reação entre as citadas.
16
144) C
Os exemplos da coluna II são bastante evidentes na
coluna I.
145) D
A adição de um catalisador à reação altera o caminho
do processo, tornando-o mais rápido quando comparado ao processo não-catalisado.
146) a) Exotérmica, pois a entalpia dos produtos é menor que
a dos reagentes.
b)
147) D
O uso do catalisador altera apenas a energia de ativação e a velocidade da reação.
148) E
Sem o uso do catalisador, a energia de ativação da reação de consumo de C é de 70 kJ/mol. Já com uso de
catalisador, esse número cai para 60 kJ/mol.
149) D
I. Correta. Catalisadores aumentam a velocidade de
uma reação.
II. Correta. A velocidade de uma reação aumenta com
o uso do catalisador devido à diminuição da energia
de ativação.
III.Incorreta. O não-uso de um catalisador não impede
que a reação se processe, apenas diminui a sua
velocidade.
IV. Correta. As enzimas são catalisadores biológicos. O
substrato, molécula na qual a enzima age, se encaixa
na cavidade enzimática num estilo chave-fechadura.
No entanto, ao contrário de uma fechadura comum,
a molécula de proteína pode se distorcer ligeiramente quando a molécula do substrato se aproxima, e a
sua capacidade de distorção correta também determina se a "chave" vai servir.
150) B
I. Incorreta. Z representa a energia de ativação sem o
catalisador.
II. Correta. Y representa a energia de ativação com o
catalisador.
III.Correta. X representa a variação da entalpia, independentemente do uso de catalisador.
IV. Incorreta. O caminho B tem maior velocidade de
formação de produtos.