RECIFE
Colégio Salesiano Sagrado Coração
Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 2º ano ________
Recife, ______ de ________________ de 2014
Disciplina:
Química
Professor: Eber
Barbosa
Termoquímica – Parte II
]
01 – Cálculo do H através da Lei de Hess
Germain Henry Hess nasceu na Suíça, em 1802, e faleceu na Rússia, em
1850. Foi professor na Universidade de São Petersburgo. Hess foi um dos pioneiros da
Físico-Química, estudando os calores das reações químicas e as relações desses calores
com a afinidade entre as substâncias e com as forças de ligação entre os elementos
químicos.
Em meados do século XIX, Germain H. Hess descobriu que a variação de
entalpia (ΔH) não depende do modo como a reação se realiza, ou seja, a variação de
energia térmica em um processo químico é a mesma, quer esse processo ocorra em
apenas uma etapa ou através de diversos estágios intermediários, pois a variação de
energia depende exclusivamente da entalpia inicial (reagentes) e da entalpia final
(produtos).
+
A
B
A



B
C
C
H1 = X
H2 = Y
Hglobal = X + Y
Onde as reações: A  B e B  C
são chamadas de etapas intermediárias
e a reação A  C
é chamada de reação global.
Mesmo que a reação A  C ocorresse de forma direta, sem as etapas intermediárias, ou até mesmo se o
processo global dependesse de três ou mais etapas intermediárias ainda assim sua variação de entalpia, ΔHglobal, seria a
mesma.
Ainda que a reação A  C ocorresse através de outras etapas intermediárias totalmente diferentes das
reações A  B e B  C, mesmo assim a sua variação de entalpia, ΔHglobal, teria o mesmo valor.
Isso significa dizer que o simples conhecimento do ΔH não nos permite concluir como a reação foi realizada,
isto é, se o processo ocorreu em uma única etapa ou em várias etapas.
Chuva ácida: um exemplo de fenômeno que ocorre em várias etapas
Nos motores a combustão interna a queima do enxofre presente nos combustíveis fósseis, como o diesel,
produz dióxido de enxofre (etapa 1) que, por sua vez, quando liberado para atmosfera reage com o oxigênio do ar
produzindo o trióxido de enxofre (etapa 2). O trióxido de enxofre ao entrar em contato com a água das nuvens reage
produzindo ácido sulfúrico (etapa 2) que é, em seguida, lançado ao solo através da chuva reduzindo a produtividade das
plantações.
Etapa 1: S(s) + O2(g)  SO2(g)
ΔH1
Etapa 2: SO2(g) + 3/2 O2(g)  SO3(g)
ΔH2
Etapa 2: SO3(g) + H2O(g)  H2SO4(ℓ)
ΔH3
Global: S(s) + 5/2 O2(g)  H2SO4(ℓ)
ΔHglobal = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3
Termoquímica – Parte II
115
1.A – Consequências da Lei de Hess
1 ) Invertendo-se o sentido de uma equação química, inverte-se o sinal do H.
a
CaCO3  CaO + CO2
ΔH = + 42 Kcal
CaO + CO2  CaCO3
ΔH = – 42 Kcal
2a ) Multiplicando ou dividindo uma equação química por um fator n, o H também será, respectivamente, multiplicado
ou dividido pelo mesmo fator n.
2 H2 + O2  2 H2O
ΔH = – 136,6 Kcal
H2 + ½ O2  H2O ΔH = – 68,3 Kcal
2 H2O  2 H2 + O2
ΔH = + 136,6 Kcal
Análise com o Professor:
01 – (UFMA) Dadas as reações abaixo a 20°C e 1 atm,
C(s) + O2(g)  CO2(g)
H = – 394 kJ.mol
CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g)
H = – 283 kJ.mol–1
–1
A entalpia da reação:
C(s) + ½ O2(g)  CO(g) é:
a) + 101 Jmol
–1
b) – 111 Jmol
–1
c) + 101 kJmol–1
d) – 111 kJmol–1
e) – 100 Jmol–1
Resolução: Aplicando a Lei de Hess podemos somar as duas primeiras equações para obtermos a terceira.
Porém para obtermos a terceira equação faz-se necessário ajustar as duas primeiras equações em função da
terceira equação da qual desejamos calcular o ΔH.
Com essa finalidade, vamos repetir a 1ª equação (porque o carbono aparece como reagente na 1ª e 3ª
reações) e inverter a 2ª equação (porque o CO aparece no produto na terceira equação, porém esta no
reagente da 2ª equação).
C(s) + O2(g)  CO2(g)
H = – 394kJ.mol–1
CO2(g)  ½ O2(g) + CO(g)
–––––––––––––––––––––––
C(s) + ½ O2(g)  CO(g)
H = + 283kJ.mol
–1
H = – 111kJ.mol–1
resposta: letra d.
02 – (UFRGS–RS) O carbeto de tungstênio, WC, é uma substância muito dura e, por essa razão, é utilizada na fabricação de
vários tipos de ferramentas. A variação de entalpia da reação de formação do carbeto de tungstênio a partir dos
elementos C(grafite) e W(s) é difícil de ser medida diretamente, pois a reação ocorre a 1.400 °C. No entanto, podem-se
medir com facilidade os calores de combustão dos elementos C(grafite), W(s) e do carbeto de tungstênio, WC(s):
2 W(s) + 3 O2(g)  2 WO3(s)
C(grafite) + O2(g)  CO2(g)
2 WC(s) + 5 O2(g)  2 CO2(g) + 2 WO3(s)
ΔH = –1.680,6 kJ
ΔH = –393,5 kJ
ΔH = –2.391,6 kJ
Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da reação abaixo e concluir se ela é endotérmica ou exotérmica:
W(s) + C(grafite)
 WC(s)
ΔH = ?
A qual alternativa correspondem o valor de ΔH e o tipo de reação?
ΔHreação Classificação da reação
a)
b)
c)
d)
e)
116
Resolução:
–878,3 kJ Exotérmica
–317,5 kJ Exotérmica
–38,0 kJ Exotérmica
+38,0 kJ Endotérmica
+317,5 kJ Endotérmica
Termoquímica – Parte II
Testes de
Vestibulares
03 – (PUC–MG) Na estratosfera, os CFCs (provenientes dos propelentes de aerossol) e o gás oxigênio (O2) absorvem
radiação alfa de alta energia e produzem, respectivamente, os átomos de cloro (que têm efeito catalítico para remover
o ozônio) e átomos de oxigênio.
Sejam dadas as seguintes equações termoquímicas (25 °C, 1 atm)
O2(g) + Cℓ(g)  CℓO(g) + O(g) ΔH1 = +64 kcal
O3(g) + Cℓ(g)  CℓO(g) + O2(g) ΔH2 = –30 kcal
O valor da variação de entalpia (ΔH), em kcal, para a reação de remoção do ozônio, representado pela equação abaixo,
é igual a:
O3(g) + O(g)  2 O2(g)
a) –94
b) –34
c) –64
d) +34
e) +94
04 – (FMTM–MG) O cloreto de alumínio pode ser produzido a partir de alumínio metálico e gás cloro. A entalpia de reação
de formação de 1 mol de AℓCℓ3, calculada a partir das equações termoquímicas dadas, é, em kJ:
2 Aℓ(s) + 6 HCℓ(aq)  2 AℓCℓ3(aq) + 3 H2(g)
HCℓ(g)  HCℓ(aq)
H2(g) + Cℓ2(g)  2 HCℓ(g)
AℓCℓ3(s)  AℓCℓ3(aq)
a) –1.408
b) –1.027
ΔH0f = –1.049 kJ
ΔH0f = –75 kJ
ΔH0f = –185 kJ
0
ΔH f = –323 kJ
c) –986
d) –704
e) –496
05 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2007.2) A grafita natural é uma das formas alotrópicas do carbono encontradas na
natureza, podendo também ser produzida industrialmente com uso de altas temperaturas e pressão, a partir do coque
de petróleo. Esta forma alotrópica pode ser convertida na forma carbono(diamante) com um ΔH igual a:
Dados: C(grafita) + O2(g)  CO2(g)
ΔH = – 393,5 kJ
C(diamante) + O2(g)  CO2(g)
ΔH = – 395,4 kJ
a) + 1,9 kJ
b) – 1,9 kJ
c) – 3,8 kJ
d) + 788,9 kJ
e) – 788,9 kJ
06 – (UFRPE – Garanhuns e Serra Talhada/2008.2) Por ser um material leve e extremamente resistente, fibras de grafita
são utilizadas, atualmente, na fabricação de raquete de tênis, varas de pescar, mastros e vergas de embarcações etc.
Um estudante queria transformar grafita em diamante e sabia que:
C(grafita) + O2(g)

CO2(g)
ΔH = −393,7 kJ/mol
C(diamante) + O2(g)  CO2(g)
ΔH = −395,4 kJ/mol
Determine a quantidade de calor, em kJ, necessária para efetuar a transformação de 2,4 kg de grafita em diamante.
Dados: Massa molar (g mol–1): C = 12; O = 16.
a) 1305
b) 824
c) 510
d) 340
e) 194
a
07 – (UFPE – 2 fase/2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas abaixo:
Fe(s)
+
½ O2(g)
2 Fe(s)
+
3/2 O2(g)


Ho = – 64 Kcal/ Mol
FeO(s) ;
Fe2O3(s) ;
Ho = – 196 Kcal/ Mol
Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação:
2 FeO(s) +
Termoquímica – Parte II
½ O2(g)

Fe2O3(s)
117
08 – (Covest – Fis/2009) Quando os óxidos de ferro Fe3O4 e Fe2O3 são reduzidos pelo alumínio, conforme as reações
expressas pelas equações:
Reação X: 3 Fe3O4(s) + 8 Aℓ(s)  4 Aℓ2O3(s) + 9 Fe(s)
H =  3.344,4 kJ
Reação Y: Fe2O3(s) + 2 Aℓ(s)  Aℓ2O3(s) + 2 Fe(s)
H =  850,6 kJ
a quantidade de calor liberada por mol de alumínio consumido é:
a) igual a 450,5 na reação X.
b) igual a 362,8 na reação Y.
c) maior na reação X.
d) maior na reação Y.
e) igual nas duas reações.
09 – (UFPE – 2a fase/99) B5H9 é extremamente inflamável, produzindo uma centelha verde quando exposto ao ar. A
combustão deste composto de acordo com a reação:
2 B5H9(g)
12 O2(g) 
+
5 B2O3(s)
+
9 H2O()
+
15 H2O()
libera 2.155 Kcal. A combustão do diborano, de acordo com a reação:
5 B2H6(g)
+

15 O2(g)
5 B2O3(s)
libera 2.575 Kcal. Sabendo que o B5H9 pode ser produzido a partir do diborano, B2H6 pela reação:
5 B2H6(g)
+

3 O2(g)
2 B5H9(g)
+
6 H2O()
Qual o calor liberado nesta reação, em Kcal/mol de B 2H6 (g) ?
Análise com o Professor:
a
10 – (UFPE – 1 fase/98) A combustão de um mol de metano nas condições padrão, de acordo com a equação (I) libera
606,7 Kj. Qual será a quantidade de calor liberada na reação representada pela equação (II) em Kj/mol, se o calor de
vaporização da água é 44,0 Kj/mol ?
a) 562,7
(I) CH4(g)
+ 2 O2(g)

CO2(g)
+
2 H2O()
(II) CH4(g)
+ 2 O2(g)

CO2(g)
+
2 H2O(g)
b) 650,7
c) 694,7
d) 518,7
e) 560,7
11 – (UFPE – 1a fase/91) A reação
H2(g)
1/2 O2(g) 
+
H2O(L)
libera 143 Kj. A evaporação de 1 mol de água nas condições padrão requer 44 Kj. Qual é o calor liberado, em Kj, na
reação abaixo ?
H2(g)
a) 44
+
1/2 O2(g)
b) 99
 H2O(g)
c) 121
d) 143
e) 187
12 – (UFPE – 1a fase/94) A reação
H2(g)
1/2 O2(g) 
+
H2O(L)
Libera 68,3 Kcal/mol. O calor padrão de vaporização da água é 10,5 Kcal/mol. Qual a quantidade de calor liberada, em
Kcal, pela reação
H2(g)
a) 57,8
118
b) 78.8
+
1/2 O2(g) 
c) 68,8
H2O(g)
d) 99,3
e) 47,3
Termoquímica – Parte II
13 – (FESP – UPE/92) Considere as transformações abaixo:
S(S) + O2(g) 
SO2(g)
SO3(g)  SO2(g) + 1/2 O2(g)
H2SO4(L) 
SO3(g) + H2O(L))
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(L)
H = – 70,96 Kcal/mol
H = + 23,49 Kcal/mol
H = + 31,14 Kcal/mol
H = – 68,32 Kcal/mol
O calor de formação do ácido sulfúrico líquido é aproximadamente:
a) –193,9 Kcal/mol
b) –19,39 Kcal/mol
c) +193,9 Kcal/mol
d) +19,39 Kcal/mol
e) –1,939 Kcal/mol.
14 – (UFPE – 1ª Fase/2007) A gasolina é composta majoritariamente por octano (C8H18), e o gás natural veicular (GNV), por
metano (CH4). A energia liberada pela combustão completa do octano e do metano são, respectivamente, de 47 kJ/g e
54 kJ/g. A combustão do gás hidrogênio, que tem sido proposto como uma forma de energia alternativa, libera
aproximadamente 120 kJ/g. Sabendo-se que as massas atômicas de C, H e O são 12, 1 e 16 g/mol, respectivamente, é
correto afirmar que a:
a) entalpia de combustão do metano é 864 kJ/mol.
b) combustão do hidrogênio produz CO2 e água.
c) entalpia da reação C8H18 + 7H2  8CH4 não pode ser calculada combinando-se as equações de combustão de
octano, metano e hidrogênio de forma apropriada.
d) entalpia de combustão da gasolina é de 2.679 kJ/mol.
e) entalpia de combustão do hidrogênio é 2.400 kJ/mol.
15 – (UFPE – 1a fase/2005) A gasolina, que contém octano como um componente, pode produzir monóxido de carbono, se
o fornecimento de ar for restrito. A partir das entalpias padrão de reação para a combustão do octano (1) e do
monóxido de carbono (2), obtenha a entalpia padrão de reação, para a combustão incompleta de 1mol de octano
líquido, no ar, que produza monóxido de carbono e água líquida.
1)
2)
2 C8H18() + 25 O2(g)  16 CO2(g) + 18 H2O()
2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g)
a) – 10.376 kJ
b) – 8.442 kJ
H = –10.942 kJ
H = –566,0 kJ
c) – 2.370 kJ
d) – 6.414 kJ
e) – 3.207
16 – (FESP – UPE/93) Determine o calor de formação do HC(g) em Kj/mol, a partir dos dados abaixo fornecidos:
1/2 N2(g) + 3/2 H2(g)  NH3(g)
1/2 N2(g) + 2 H2(g) + 1/2 C2(g) 
NH3(g) + HC(g)  NH4C(s)
H = – 46,1 Kj/mol
H = – 314,4 Kj/mol
H = – 176,0 Kj/mol
NH4C(s)
O calor de formação do ácido clorídrico é:
a) +192,3 Kj/mol
b) –192,3 Kj/mol
c) –92,3 Kj/mol
d) +92,3 Kj/mol
e) –176,0 Kj/mol
17 – (UFPE – 2a fase/96) A queima de combustível no interior dos motores pode ocorrer de forma incompleta e produzir
monóxido de carbono, um gás extremamente tóxico, ao invés do CO 2, que é produzido na queima completa. Para
evitar a emissão desse gás, alguns automóveis são equipados com um catalisador que promove a queima do monóxido
de carbono, convertendo-o em dióxido de carbono. Tomando-se como modelo de combustível o n – hexano (C6H14)
para o qual o calor padrão de combustão é de – 4163 Kj . mol-1 e sabendo-se que:
C6H14(L)
+
13/2 O2(g) 
6 CO(g)
+
7 H2O(g)
H = – 2465 Kj . mol–1
Pode-se afirmar que:
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
a conversão de CO em CO2 é endotérmica.
-1
o calor liberado na conversão de CO em CO2 é menor que 300 Kj . mol .
é esperado que a conversão de CO em CO2 ocorra com um abaixamento de entropia.
a queima completa do n – hexano libera mais calor que a queima incompleta.
a combustão completa do n – hexano é exotérmica.
Termoquímica – Parte II
119
a
18 – (UFPE – 1 fase/2008) O óleo de girassol, cujo principal componente é o ácido cis-9-octadecenóico (C18H34O2), pode
ser utilizado como matéria prima para a produção de biodiesel, pela esterificação com metanol para fornecer o cis-9octadecenoato de metila (C19H36O2).
Considere as seguintes massas molares (em g . mol –1) CH3OH = 32; C19H36O2 = 296; C18H34O2 = 282, e as seguintes
equações termoquímicas:
CH3OH(ℓ)
C18H34O2(ℓ)
C19H36O2(ℓ)
+ 3/2 O2(g)
+ 51/2 O2(g)
+ 27 O2(g)



ΔH0 = – 726 Kj . mol–1
ΔH0 = – 11.100 Kj . mol–1
ΔH0 = – 11.800 Kj . mol–1
CO2(g)
+ 2 H2O(ℓ)
18 CO2(g) + 17 H2O(ℓ)
19 CO2(g) + 18 H2O(ℓ)
Sobre a termoquímica destas reações, pode-se afirmar que:
a) a reação de esterificação do ácido cis-9-octadecenóico com metanol não agrega valor energético ao
biocombustível ao biocombustível, pois a combustão de 1 mol do éster libera menos energia que a de 1 mol do
ácido.
b) o uso de metanol na reação de esterificação não agrega valor energético ao biocombustível, pois a combustão de
1 mol de metanol libera mais calor que a de 1 mol do ácido.
–1
c) A reação de esterificação do ácido cis-9-octadienóico com metanol é exotérmica e libera 26 Kj . mol .
d) os biocombustíveis de óleos vegetais são menos eficientes que o metanol, pois a combustão de 1g de metanol
libera mais calor que a combustão de 1 g do cis-9-octadecenoato de metila.
e) a combustão de 28,2 g do ácido cis-9-ocadecenóico libera 2.200 Kj de calor.
19 – (UPE – Tradicional/2013) Um dos contaminantes do petróleo e do gás natural brutos é o H2S. O gás sulfídrico é
originário de processos geológicos, baseados em diversos mecanismos físico-químicos ou microbiológicos, os quais
necessitam de: uma fonte de enxofre, por exemplo, íons sulfato; um mediador, como as bactérias ou as elevadas
temperaturas de subsuperfície, e um agente catalisador cuja presença alterará a velocidade da reação de oxi-redução
da matéria-orgânica.
Um dos processos tecnológicos para a remoção do H2S no petróleo se baseia na sua reação com o oxigênio, conforme
indicado na equação ( I ).
2 H2S(g)
+

O2(g)
2 S(s)
+ 2 H2O(ℓ) ( l )
No entanto, com base na premissa econômica, é comum o lançamento contínuo de baixos teores de H2S diretamente
na atmosfera, sem tratamento que acabam reagindo na atmosfera e retornando ao ambiente sob forma de SO2,
conforme mostra a equação ( II ), indicada a seguir:
H2S(g) + O3(g)

SO2(g) +
H2O(ℓ)
( II )
Mainier, F. B.; Rocha, A.A. H2S: novas rotas de remoção química e recuperação de enxofre. 2o Congresso
Brasileiro de P&D em Petróleo & Gás (Adaptado)
Dados: 2 H2S(g) + 3 O2(g)
3 S(s) + 2 H2O(ℓ)


2 SO2(s)
2 H2S(g)
+
+
2 H2O(ℓ)
SO2(g)
ΔH = – 1124 kJ
ΔH = + 233 kJ
A seguir, são apresentadas quatro afirmativas associadas à contaminação do petróleo e do gás natural brutos com o
H2S.
I. O tipo de processamento dado ao petróleo e ao gás natural pode contribuir para a formação da chuva ácida.
II. A oxidação do H2S com agentes oxidantes, como oxigênio, no tratamento do petróleo é um dos principais fatores
que tem comprometido a existência da camada de ozônio.
III. O sulfato de cálcio (CaSO4) e/ou o sulfato de bário (BaSO4), presente(s) em sedimentos marinhos, serve(m) como
fonte natural de SO42– para os mecanismos de geração de H2S que se misturam ao petróleo.
IV. Quando 16 kg de enxofre são produzidos, de acordo com a equação I, a variação de entalpia para a reação e a
quantidade de calor produzido no tratamento oxidativo do H2S com o oxigênio são, respectivamente, ΔH = –530 kJ
e 1,3 x 105 kJ.
Considerando as informações contidas no texto e o conhecimento acerca das temáticas envolvidas, está CORRETO
apenas o que se afirma em
a) I e II.
120
b) II e III.
c) III e IV.
d) I, III e IV.
e) II, III e IV.
Termoquímica – Parte II
a
20 – (UFPE – 2 fase/89) Calcule o calor liberado, em Kj, para a formação de 1 mol de metano, a partir dos seguintes
dados:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) +
C(s) + O2(g)  CO2(g)
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(L)
2 H2O(L)
H = – 213 Kj
H = – 94 Kj
H = – 68 Kj
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Termoquímica – Parte II
121
02 – Calor ou Energia de Ligação
Entalpia de ligação é a energia necessária para romper (ou formar) um mol de ligações, produzindo átomos
no estado gasoso nas condições padrão.
HC(g)  H(g) + C(g)
Exemplo:
H = + 103 Kcal/mol
Entalpia de ligação
H(g) + Cℓ(g)  HCℓ(g)
ΔH = – 103 Kcal/mol
Observação: Quebrar ligações é um processo endotérmico, ou seja, absorve calor, logo, a formação de ligações é um
processo exotérmico, isto é, libera calor, conforme ilustrado abaixo...
2.A – Cálculo do H através das energias de ligação
O H de uma reação corresponde ao somatório das entalpias de ligação.
Nesse somatório de energias, deve-se considerar que ligações rompidas nos reagentes absorvem energia e
ligações formadas nos produtos liberam energia, conforme ilustrado no exemplo abaixo...
1º ) Uma reação química pode ser entendida como uma sucessão de quebras e formações de ligações químicas que,
respectivamente, absorvem e liberam alguma energia.
Energia3
liberada
A2
+
B2

2 AB
+
A
A
A
Energia2
absorvida
Energia1
absorvida
B
Energia3
liberada
B
B
A
B
Nos produtos as ligações químicas são
formadas, liberando energia.
Nos reagentes as ligações químicas são
rompidas (quebradas), absorvendo energia.
º
2 ) A variação de calor dessa reação é o somatória das energias absorvidas e liberadas ao longo da ocorrência da reação.
H = Energia1 + Energia2
+ 2 . ( – Energia3 )
ou seja
H = Entalpias de ligação
Análise com o Professor:
21 – (FUVEST – SP) Dadas as seguintes energias de ligação, em quilojoules por mol de ligação:
N
H
N
N
H
H
950 (tripla)
430 (simples)
390 (simples)
Calcule o valor da energia térmica (em Kj por mol de NH3) envolvida na reação representada por:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Resolução:
N
N
H
+
3H
H

2 H
N
H
H = Entalpias de ligação
ΔH = + 950 + 3.(+430) + 6. (–390)
+ 950 Kj
122
3 . (+ 430 Kj)
6 . (– 390 Kj)
ΔH = – 100 Kj
100 Kj  2 mol de NH3
X
 1 mol de NH3
X = 50 Kj/mol de NH3
Termoquímica – Parte II
Testes de
Vestibulares
22 – (UPE – Quí. I/2005) A energia de ligação (H – N) em kJ/mol é igual a
3H2(g) + N2(g)  2 NH3(g)
Dados:
H = – 78 kJ/mol
Energia de ligação
H–H
NΞN
a) 772.
b) 360.
432 kJ/mol
942 kJ/mol
c) 386.
d) 1.080.
e) 260,5.
23 – (UFPE – 2 fase/2007) Utilize as energias de ligação da Tabela abaixo para calcular o valor absoluto do H de
formação (em kJ/mol) do cloro-etano a partir de eteno e do HC.
a
Ligação
Energia / kJ/mol
Ligação
Energia / kJ/mol
H–H
C–C
C=C
435
345
609
C – C
C–H
H – C
339
413
431
24 – (FESP – UPE/84) Dadas as energias de ligação abaixo:
C – C.................................... H = 57,8 Kcal/mol
C – C ..................................... H = 78,5 Kcal/mol
H – C ..................................... H = 103,0 Kcal/mol
A variação de entalpia da reação
C2H6(g)
+
C2(g)
 C2H5C(g)
+
HC(g)
é – 24,9 Kcal/mol, então podemos afirmar que a energia de ligação C – H é:
a) 239,3 Kcal
b) 33,3 Kcal/mol
c) 123,7 Kcal/mol
d) 98,8 Kcal/mol
e) 133,7 Kcal/mol.
25 – (UFPE – CTG/2010.2) Reações químicas são processos em que, geralmente, ligações são quebradas nos reagentes, e
ligações são formadas nos produtos. Partindo desta constatação e através do uso de valores tabelados de energias de
ligação, é possível calcular a variação de entalpia aproximada de uma reação, cuja determinação experimental
apresenta dificuldades.
Ligação
H–H
Cl – Cℓ
H – Cℓ
C–C
C–H
C – Cℓ
Energia de ligação em kJ/mol de ligações
(Valores em módulo)
436,0
242,6
431,8
346,8
413,4
327,2
Para a reação CH4 + Cℓ2  CH3Cℓ + HCℓ, o valor aproximado de ΔH, calculado a partir das energias de ligação, é
a) – 674,4 kJ/mol
b) – 189,2 kJ/mol
Termoquímica – Parte II
c) – 103,0 kJ/mol
d) + 103,0 kJ/mol
e) + 189,2 kJ/mol.
123
26 – (UFPE – CTG/2014.2) A tabela abaixo mostra alguns valores de entalpias de ligação. Considerando os conceitos
termoquímicos e os dados da tabela, analise as proposições abaixo.
Ligação
H–H
H–F
C–C
F–F
Cℓ – Cℓ
C–H
C – Cℓ
Entalpia (kJ.mol–1)
436
565
348
158
242
412
338
I
0
1
2
II
0 A reação H2(g) + F2(g)  2 HF(g) é exotérmica.
1 A reação ½ Cℓ2(g)  Cℓ(g) tem ΔH = 242 kJ mol–1.
2 Com base no cálculo utilizando as entalpias de ligação, é possível afirmar que a reação
CH3–CH3(g) + CH3–Cℓ(g)  CH3–CH2–Cℓ(g) + CH4(g)
não é nem endotérmica nem exotérmica.
3 3 A formação de ligações covalentes é um processo que libera energia.
4 4 É mais fácil quebrar uma ligação H–H do que uma ligação F–F.
27 – (Fuvest–SP) Buscando processos que permitam o desenvolvimento
sustentável, cientistas imaginaram um procedimento no qual a energia solar
seria utilizada para formar substâncias que, ao reagirem, liberariam energia:
A = refletor parabólico
B = reator endotérmico
C = reator exotérmico
D e E = reservatórios
Considere as seguintes reações
I. 2 H2 + 2 CO  CH4 + CO2
II. CH4 + CO2  2 H2 + 2 CO
e as energias médias de ligação:
H
C
C
C
H
O (CO)
O (CO2)
H
4,4 . 102 kJ/mol
10,8 . 102 kJ/mol
8,0 . 102 kJ/mol
4,2 . 102 kJ/mol
A associação correta que ilustra tal processo é:
a)
b)
c)
d)
e)
Reação que ocorre em B
I
II
I
II
I
Conteúdo de D
CH4 + CO2
CH4 + CO2
H2 + CO
H2 + CO
CH4
Conteúdo de E
CO
H2 + CO
CH4 + CO2
CH4 + CO2
CO
28 – (UFRGS–RS) Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro abaixo.
Ligação
C
H
O O
C
O
O H
Energia de ligação (kJ/mol)
413
494
804
463
Considere a reação representada por:
CH4(g) +
2 O2(g) 
CO2(g)
+
2 H2O(v)
Qual o valor aproximado de ΔH, em kJ?
a) –820
124
b) –360
c) +106
d) +360
e) +820
Termoquímica – Parte II
29 – (UFRGS–RS) Abaixo é apresentado um quadro com algumas energias de ligação no estado gasoso.
Ligação
H
H
Cℓ Cℓ
O O
N N
H Cℓ
H Br
H I
Energia (kJ/mol)
470,7
242,5
489,2
940,8
431,5
365,9
298,6
São feitas as seguintes afirmações:
I.
II.
III.
IV.
É preciso mais energia para decompor a molécula de oxigênio do que para decompor a molécula de nitrogênio.
A molécula de HCℓ deve ser mais estável do que as moléculas de HBr e HI.
Entre as moléculas gasosas H2, O2 e Cℓ2, a molécula de Cℓ2 é a menos estável.
A reação H2(g) + Cℓ2(g)
 2 HCℓ(g) deve ser endotérmica.
Identifique as alternativas corretas.
a) Apenas I e II.
b) Apenas I e III.
c) Apenas II e III.
d) Apenas I, III e IV.
e) Apenas II, III e IV.
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Termoquímica – Parte II
125
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Gabarito do Capítulo:
Termoquímica Parte II
(29 questões)
Gabarito das páginas 116, 117, 118, 119, 129 e 121:
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
01
02
03
04
05
D
C
A
D
A
06
07
08
09
10
D
68
D
84
D
11
12
13
14
15
B
A
A
A
E
16
17
18
19
20
C
FVVVV
C
D
17
Gabarito da página 122, 123, 124 e 125:
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
21
22
50 Kj/mol
C
23
24
57
D
25
26
C
VFVVF
27
28
29
B
A
C
Comunique-se com seu professor:
126
[email protected]
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