Química – 2ª série – Ensino Médio – v. 2
Exercícios
17 g de proteína (17%)
01)100 g 0,3 g de gordura (0,3%)
2,7 g de carboidrato (2,7%)
1 g de proteína ________ 4 kcal
17 g de proteina _______ x x = 68 kcal
Em 100 g de requeijão, temos:
68 kcal + 2,7 kcal + 10,8 kcal = 81,5 kcal
100 g ____ 81,5 kcal
200 g ____ x → x = 163 kcal
1 g de gordura _________ 9 kcal
0,3 g de gordura _______ x x = 2,7 kcal
1 g de carboidrato _ ____ 4 kcal
2,7 g de carboidratro ___ x x = 10,8 kcal
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)
c)
H (g) + 1 O (g)
}
2
H2O ()
2
2
+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 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.
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.
08)B
A queima da lenha libera energia para assar
a pizza.
09)A
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
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = –94 kcal – (–71 kcal)
∆Hreação = –23 kcal
12)A
É mais exotérmica a reação que libera maior
quantidade de energia.
Química
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.
A entalpia da transformação de H2O(V) → H2O()
é dada por:
∆Hliquefação = Hlíquido – Hvapor
∆Hliquefação = –68,3 kcal/mol – (–57,8 kcal/mol)
∆Hliquefação = –10,5 kcal/mol
04.Falsa. O calor da solidificação da água é dado
por:
∆Hsolidificação = Hsólido – Hlíquido
∆Hsolidificação = –70,0 kcal/mol – (–68,3 kcal/mol)
∆Hsolidificação = –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.
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.
Química
17)B
3
O2(g) → O3(g)
2
∆H = +142,3 kJ/mol
O3: 48 g/mol
48 g O3 _____ 142,3 kJ
96 g O3 _____ x kJ → x = 284,6 kJ
18)C
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = +0 kJ/mol – (–283 kJ/mol)
∆Hreação = +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.
NH3: 17 g/mol
34 g NH3 ––– 22 kcal
2 . 17 g = 34 g
6,8 g NH3 –– x kcal → x = 4,4 kcal
III. Correta.
2 mols NH3 –––– –22 kcal
1 mol NH3 ––––– x kcal
x = –11 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
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O
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
30 mols de O2 –– x kcal → x = –3 . 103
22)B
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = –394 kJ/mol – (2 kJ/mol)
∆Hreação = –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 Q 1 e Q 3 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
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = ∆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.
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.
32)A
3O2 → O3 ∆H = +284 kJ (reação endotémica)
O2 = 32 g/mol
96 g de O2 ––––– 284 kJ
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.
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
1 g de água –––––––––– x cal → x = 540 cal
Química
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 _ ___ –1368 kJ
0,5 mol de etanol ___ x → x = –684 kJ
1 mol de octano ____ –5471 kJ
0,5 mol de octano __ x → 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 ––––––– 1000 mL → x = 720 g
1 mol de gasolina → 80,1 g –– –3419,5 kJ
720 g ––––––– x x = 30737 kJ
39)D
A variação de entalpia, ∆H, é negativa. A reação é exotérmica porque se processa liberando energia.
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.
41)E
C2H5OH() + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O() → reação balanceada
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = [(3 . –68)+(2 . –94)]–[(3 . 0)+(1 . –327)]
∆Hreação = –65 kcal/mol C2H5OH()
Ou seja, 1 mol de C2H5OH() libera 65 kcal de energia.
Química
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.
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:
2W(s) + 3O2(g) → 2WO3(g)
∆H = –1680,6 kJ (equação 1)
2CO2(g) + 2WO3(s) → 2WC(s) + 5O2(g)
∆H = +2392,6 kJ (equação 2)
C(grafite) + O2 → CO2(g)
∆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 ∆H = –393,5 kJ/mol
1 : 1
1 mol C = 12 g
12 g _____ –393,5 kJ
1 g _____ x kJ → x = –32,8 kJ
46)D
6 C( grafite ) + 3 H2( g ) → C6 H6(  )
C( grafite ) + O2( g ) → CO2( g )
∆H = + 49 kJ
∆H = −393, 5 kJ
H2( g ) + 1 O2( g ) → H2O(  )
∆H = −285, 8 kJ
2
C6 H6(  ) + 15 O2( g ) → 6 CO2( g ) + 3 H2O(  ) ∆H = ?
2
Química
Reorganizando-se as equações, e efetuando-se as multiplicações necessárias, temos:
6C6H6() → 6C(grafite) + 3H2(g) ∆H = –49 kJ (equação 1)
1
H2(g) + O2(g) → H2O()
∆H = –285,8 kJ (equação 2)
2
C(grafite) + O2(g) → CO2 (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:
C 6H6( � ) → 6 C( grafite ) + 3H2(g )
∆H = – 49,0 kJ (equação 1)
3 H2( g ) + 3 O2( g ) → 3 H2 O( � )
2
6 C( grafite ) + 6 O 2(g ) → 6 CO 2( g )
C 6H6( � ) + 15 O2( g ) → 6 CO2(g ) + 3 H2O( � )
2
∆H = – 857,4 kJ (equação 2)
∆H = – 2361,0 kJ (equação 3)
∆H = – 3267,4 kJ
47)C
Hidrácidos fortes: HC, HBr e HI
Bases fortes: formadas por metais alcalinos e
alcalino-terrosos, exceto hidróxido de belírio
e hidróxido de magnésio.
49)B
C2(g) + H2O(g) → HC(g) + HCO(g)
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.
4HC(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 2C2(g)
∆Hreação = ∑Hligações rompidas – ∑Hligações formadas
∆Hreação = [(1 . 119,1) + (4 . 103,1)] – [(2 . 57,9)
+ (4 . 110,6)]
∆Hreação = –26,7 kcal
50)D
H3C – C + 3C2 → 3CC4 + 3HC
Química
∆Hreação = ∑Hligações rompidas – ∑Hligações formadas
∆Hreação = [(1 . 243) + (2 . 464)] – [(1 . 431) +
(1 . 205) + (1 . 464)]
∆Hreação = +71 kJ
∆Hreação = ∑Hligações rompidas – ∑Hligações formadas
∆Hreação = [(3 . 99) + (1 . 81) + (3 . 58)] – [(4 . 81)
+ (3 . 103)]
∆Hreação = +81 kcal
51)C
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
–206 kJ = [(1 . x) + (1 . –92)] – [(1 . 0) +
(1 . –75)]
x = –189 kJ/mol
53)B
2HC(g) + F2(g) → 2HF(g) + C2(g)
3
O → CO2(g) + 2H2O()
2 2(g)
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆H reação = [(–393,3) + (2 . –285,8)] –
 3 . 0 + (1 . − 238, 5)
 2 



∆Hreação = –726,4 kJ/mol CH3OH()
1 mol CH3OH() ––––– –726,4 kJ
0,5 mol CH3OH() ––––– x
x = –363,2 kJ
CH3OH() +


→ CH3C(g) + HC(g)
52)CH4(g) + C2(g) ←

a)Com os valores de entalpia de ligação,
calcula-se o valor de ∆Hr.
∆Hreação = ∑Hligações rompidas – ∑Hligações formadas
∆Hreação = [(1 . 435) + (1 . 242)] – [(1 . 452)
+(1 . 431)]
∆Hreação = –206 kJ
b)Com o valor de ∆Hr descoberto, calcula-se
o valor do ∆Hf do clorofórmio (CH3C).
∆Hreação = ∑Hligações rompidas (endo) – ∑Hligações formadas (exo)
∆H reação = [(2 . 431,8) + (1 . 153,1)] + [(2 . –563,2)+ (1 . –242,6)]
∆Hreação = –352,3 kJ ⇒ exotérmica
54)C12H22O11(s) + 12O2 → 12CO2 + 11H2O()
a)∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = [(12 . –395) + (11 . –285)] –
[(12 . 0) + (1 . –2222)]
∆Hreação = –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
342 g de sacarose ––––– x → x = 5728 kJ
5728 kJ ––––– 100%
5653 kJ ––––– x% → x = 98,7%
55)B
440,0 g de propano ––––– 22220 kJ
x g de propano ––––– 1110 kJ → x = 22 g
Química
56)B
342 g de sacarose ––––– 5400 kJ
x g de sacarose ––––– 1800 kJ → x = 114 g
57)B
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
∆Hreação = ∑Hligações rompidas – ∑Hligações formadas
∆Hreação = [(4 . 416) + (2 . 498)] – [(2 . 805) + (4 . 464)]
∆Hreação = –806 kJ
58)A
C2H2(g) +
5
O2(g) → 2CO2(g) + H2O()
2
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
 5 

∆Hreação = [(2 . –94,10) + (1 . –68,30)] –  . 0 + (1 . 54, 20)


 2

∆Hreação = –310,70 kcal/mol de etino
26 g de etino ––––– –310,70 kcal
221 g de etino ––––– x kcal → x = –2640,95 kcal
59)07
NO( g ) + O3( g ) →
 NO2( g ) + O2( g )
NO2( g ) + O( g ) →
 NO( g ) + O2( g )
O3( g ) + O( g ) →
 2 O2( g )
∆H = −199, 8 kJ
∆H = −192, 1 kJ
∆H = −391, 9 kJ
01.Correta. A equação global (ou total) da reação pode ser representada por O3(g) + O(g) → 2O2(g).
02.Correta. O NO pode ser considerado um catalisador porque ele é reconstituído no final do
processo reacional.
04.Correta. Se essa for a lei de velocidade, a reação é de primeira ordem em relação a cada reagente e de segunda ordem global.
Química
08.Incorreta. Ambas as reações que representam o processo são exotérmicas.
16.Incorreta. A reação libera 195,95 kJ por
mol de oxigênio formado.
60)2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g)
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
a)2C(s) + O2(g) → 2CO(g)
2 C( s) + 2 O2( g ) →
 2 CO2( g )
2 CO2( s) →
 2 CO( g ) + O2( g )
2 C( s) + O2( g ) →
 2 CO( g )
∆H = –787 kJ
∆H = –566 kJ
∆H = ?
∆H = − 787 kJ
∆H = + 566 kJ
∆H = − 221 kJ
2 mols de CO ––––– –221 kJ
1 mol de CO ––––––– x kJ → x = –110,5 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.
63)D
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
∆H = –90 kJ
∆Hreação = ∑Hligações rompidas – ∑Hligações formadas
–90 kJ = [(1 . x) + (3 . 435)] – [(2 . 3 . 390)]
x = 945 kJ
64)B
N2H4 H2
2NH3
∆Hformação N2H4 = 50 kJ/mol
∆Hformação NH3 = – 46 kJ/mol
∆Hredução = ∑Hprodutos − ∑Hreagentes
2400 kg = 2400000 g
∆Hredução = [(2 . −46)] − [(1 . 0) + (1 . 50)]
12 g de carbono ––––– 28 g de monóxido
de carbono
2400000 g de carbono ––––– x g
x = 5600000 g de monóxido de carbono
∆Hredução = −142 kJ
65)
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.
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)
a)I.H2(g) + C2(g) → 2HC(g)
∆Hreação = ∑Hligações rompidas – ∑Hligações formadas
∆Hreação = [(1 . 432) + (1 . 240)] –
[2 . 428)]
∆Hreação = –184 kJ
II.N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
∆Hreação = ∑Hligações rompidas – ∑Hligações formadas
∆Hreação = [(1 . 942) + (3 . 432)] –
[6 . 386)]
∆Hreação = –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.
Química
66)B
Atribuiremos um valor aleatório de energia
liberada para a resolução do exercício, que
será de 10 000 kJ.
Para o octano (114 g/mol; d = 0,7 g/mL)
1 mol de octano ––––– –5100 kJ
x mol de octano ––––– –10 000 kJ
x = 1,96 mol
1 mol de octano ––––– 114 g
1,96 mol de octano –––– x g → x = 223,44 g
m
d=
V
223, 44
0,7 g/mL =
V
Voctano = 319,20 mL
Para o etanol (46 g/mol; d = 0,8 g/mL)
1 mol de etanol ––––– –1200 kJ
x mol de etanol ––––– –10000 kJ
x = 8,33 mol
1 mol de etanol ––––– 46 g
8,33 mol de etanol ––– x g → x = 383,18 g
m
d=
V
383, 18
0,8 g/mL =
V
Vetanol = 478,97 mL
Coctano = Voctano . Poctano, sendo Coctano o custo total
da gasolina, Voctano o volume dela em litros e
Poctano o preço de cada litro dela.
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
Voctano . Poctano = Vetanol . Petanol
319,20 . Poctano = 478,97 . Petanol
P
319, 20
= etan ol
Poctan o
478, 97
Petan ol
2
= 0,666 =
Poctan o
3
10
Química
67)D
C2H2(g) +
5
O → 2CO2(g) + H2O()
2 2(g)
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆H reação = [(2 . –394) + (1 . –286)] –
 5 . 0 + (1 . 227)
 2 



∆Hreação = –1301 kJ
68)C
H2 + I2 → 2HI
∆Hreação = ∑Hligações rompidas – ∑Hligações formadas
∆Hreação = [(1 . 434) + (1 . 150)] – [2 . 298)]
∆Hreação = –12 kJ → para dois mols de produto
formado
2 mols ––––– –12 kJ
1 mol –––––––– x kJ → x = –6 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 sistema mais
desorganizado. Aumenta, assim, a entropia
do sistema.
70)B
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:
13
C4H10(g) +
O → 4CO2(g) + 5H2O(g)
2 2(g)
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
13
combustão de um mol de butano requer
mols de gás oxigênio.
2
71)E
C6H6() +
15
O → 6CO2(g) + 3H2O()
2 2(g)
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
 15 . 0 + (1 . 12)
∆Hreação = [(6 . –94,10) + (3 . –68,3)] – 


 2

∆Hreação = –781 kcal
72)E
ZnO(s) + C(s) → CO(g) + Zn(s) ∆H = ?
1
Zn(s) + O2(g) → ZnO(s) ∆H = –353 kJ/mol (equação1)
2
1
C(s) + O2(g) → CO(g) ∆H = –110 kJ/mol (equação 2)
2
Química
11
Mantendo a equação 2 e invertendo a equação 1, temos:
C( s) + 1 O →
 CO( g )
∆H = − 110 kJ/mol
2( g )
2
∆H = + 353 kJ/mol
ZnO( s) →
 Zn( s) + 1 O2( g )
2
ZnO( s) + C( s) →
 CO( g ) + Zn( s) ∆H = + 243 kJ/mol
73)E
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O()
∆Hvaporização = 44 kJ/mol, portanto,
∆Hcondensação = –44 kJ/mol
A condensação de 1 mol de água libera 44 kcal. Assim, a entalpia de formação da água líquida
pode ser dada por:
∆Hformação H2O() = ∆Hformação H2O(g) + ∆Hcondensação
∆Hformação H2O() = –242 + (–44)
∆Hformação H2O() = –286 kcal
∆Hcombustão = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hcombustão = [1 . –393) + (2 . –286)] – [(2 . 0) + (1 . –75)]
∆Hcombustão = –890 kJ
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.
12
Química
75)A
6CO2(g) + 6H2O() → C6H12O6(s) + 6O2(g)
79)13 kg de butano = 13000 de butano
1 mol de butano: 58 g
1 dia: 24 horas → 5 dias: 120 horas
1 mol ––––––– 58 g
x mol ––––––– 13000 g → x = 224,14 mols
Vazão por hora: 13000 g/120 h = 108,3 gramas/hora
Vazão em mols: 224,14 mols/120 h = 1,87
mol/hora
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = [(1 . –1274,4) + (6 . 0)] – [(6 . –393,5)
+ (6 . – 285,8)]
∆Hreação = 2801,4 kJ/mol
76)C
5
O2(g) → 2CO2(g) + H2O(g)
2
∆Hformação CO2() = –94,1 kcal/mol
∆Hformação H2O(g) = –68,3 kcal/mol
∆Hcombustão C2H2 = –310,6 kcal/mol
∆Hformação C2H2 = –0,048 kcal/mol . K
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
–310,6 = [(2 . –94,1) + (1 . –68,3)] –
(1 . x ) +  5 . 0 



2  

C2H2(g) +
x = ∆Hformação 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
2CO(g) → C2(g) + O2(g)
∆H = –18,2 cal
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.
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).
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 mol de butano ––––––– 60 minutos
x = 3 mols
1 mol de gás carbônico —–— 44 g
12 mols de gás carbônico —— x g
x = 528 g
Química
13
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 balanceada seja dada por B + 2C → A.
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.
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.
89)CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
a)2 L metano/minuto, CNTP (0 oC, 1 atm),
∆Hcombustão = 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
0,0892 mol de CH4 ––––– x
x = –78,7 kJ
b)1 mol de CH4 ––––– 1 mol de gás carbônico
0,0892 mol de CH4 ––––– x
x = 0,0892 mol de gás carbônico
14
Química
c)1 mol de CH4 ––––– 2 mols de O2
0,0892 mol de CH4 ––––– x
x = 0,1784 mol de O2 por minuto
0,1784 mol de O2 ––––– 1 minuto
x –– 20 minutos → x = 3,568 mols de O2
1 mol de O2 ––––– 32 g de O2
3,568 mol de O2 ––––– x
x = 114,18 g de O2
90)D
Em valor absoluto, a variação da entalpia da
reação inversa é de cerca de 225 kJ.
91)B
∆ concentração
→
∆ tempo
C
− Cinicial
∆velocidade = final
t final − t inicial
∆velocidade =
(0, 3 − 4, 3) mol . L−1
(14 − 4) minutos
∆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.
∆velocidade =
92)a)1) O2(g) → O2(adsorvido)
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = [(–37)] – [(0)]
∆Hreação = –37 kJ
2) O2(adsorvido) → 2O(adsorvido)
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = [(–251)] – [(–37)]
∆Hreação = –214 kJ
3) O2(g) → 2O(adsorvido)
∆Hreação = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hreação = [(–251)] – [(0)]
∆Hreação = –251 kJ
b)Energia de ativação para a reação
O2(g) → 2O(adsorvido)
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
∆ concentração
→
∆ tempo
C
− Cinicial
∆velocidade = final
t final − t inicial
∆velocidade =
(0, 4 − 0, 7) mol . L−1
(5 − 2) minutos
∆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.
∆velocidade =
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.
97)E
A concentração da substância Z está diminuindo, e isso indica que ela é um dos reagentes. A concentração das substâncias X e
Y está aumentando, e isso indica que ambas
são produtos.
98)C
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.
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 frequentes
ocorreriam.
∆ concentração
→
∆ tempo
C
− Cinicial
∆velocidade = final
t final − t inicial
∆velocidade =
(0, 190 − 0, 200) mol . L−1
(6 − 4) minutos
∆velocidade = –0,005 mol . L–1 minuto–1
O sinal negativo indica consumo da substância e a caracteriza como reagente.
∆velocidade =
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.
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.
Química
15
101)C
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:
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 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.
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.
16
Química
∆ concentração
→
∆ tempo
C
− Cinicial
∆velocidade = final
t final − t inicial
∆velocidade =
−1
∆velocidade = (1, 2 − 0) mol . L
(2 − 0) minutos
∆velocidade = 0,6 mol . L–1 minuto–1
Curva II:
∆velocidade =
∆ concentração
→
∆ tempo
C
− Cinicial
∆velocidade = final
t final − t inicial
(0, 6 − 0) mol . L−1
(3 − 0) minutos
∆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
∆velocidade =
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.
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.
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 possuir
∆G negativo e ser uma reação espontânea,
possui energia de ativação maior.
Verdadeira. A substância B é um intermediário da reação global.
Verdadeira. A reação A → C é espontânea, pois o ∆G da reação é negativo.
Falsa. A energia de ativação da reação
C → B é 20 kJ.
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 as partículas
possuem maior energia cinética.
118)D
EXPERIMENTO
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
2 = 2a → a = 1
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
4 = 2b → b = 2
Química
17
120)C
A lei de velocidade de uma reação é escrita
a partir da sua etapa lenta.
121)a)NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)
v = k . [NO2]2 → A etapa I é a mais lenta,
logo, é ela 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
A reação elementar se processa com ordem
1 em relação ao dióxido de enxofre.
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 sequência 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.
131)a)3NH4CO4 + 3A → A2O3 + AC3 + 3NO
+ 6H2O
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.
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].
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.
128)C
Se a pressão sobre o N2 for aumentada, o
número de colisões efetivas também aumentará, favorecendo a reação.
134)D
Um catalisador é uma substância consumida e regenerada durante o processo reacional.
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.
18
Química
135)D
v = k . [N2O5]a
4 z = k . x . [N2O5 ]a
2 z = k .  x  . [N2O5 ]a
 
2
2 = 2 . [N2O5]a → a = 1
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.
142)C
O aquecimento aumenta a quantidade e a
frequência 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.
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)
138)a)Ea = 10 kcal/mol
b) ∆Hcombustão = ∑Hprodutos – ∑Hreagentes
∆Hcombustão = [(10) – (30)]
∆Hcombustão = –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.
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.
Química
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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.
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Química