Química – 2ª série – Ensino Médio – v. 2
Exercícios
01)A
Para o aquecimento da água, o calor será
fornecido para a panela e depois conduzido
para a água. O recipiente e o líquido chegarão à mesma temperatura final.
Panela:
Q = m . c . ∆t
Q = 500 . 0,233 . (373 – 278) valores em
Kelvin (TK = T oC + 273)
Q = 8737,5 J
Água:
Q = m . c . ∆t
Q = 450 . 4,18 . (373 – 278)
Q = 141 075 J
Qtotal = 8737,5 + 141 075
Qtotal = 149 812,5 J (÷ 1000) para ter kJ
Qtotal = 149,8 kJ
02)D
1 kcal –––– 4,18 kJ
33 900 kcal –––– x
x = 141 702 kJ
03)B – A – A – B – B
(B)O gelo para fundir absorve calor
– endotérmico.
(A)A formação de CO2 libera 94 kcal/
mol (∆H negativo) – exotérmico.
(A)A formação de NO libera calor, uma
vez que este se encontra nos produtos (calor liberado) – exotérmico.
(B)A sublimação do gás carbônico (sólido para gasoso) envolve absorção
de calor – endotérmico.
(B)A decomposição de HgO envolve
absorção de calor, uma vez que este
está nos reagentes (calor absorvido)
– endotérmico.
04)A
A reação é exotérmica (libera energia),
pois a energia dos reagentes A e B é maior
que a energia dos produtos ao final da
reação.
05)Exotérmica, endotérmica, endotérmica.
a)Exotérmica – o calor da reação é positivo e está
nos produtos. Isso quer dizer calor liberado.
b)Endotérmica – a variação de calor (∆H) é positiva. Isso quer dizer que a energia dos produtos
é maior que a dos reagentes e que ocorreu absorção de calor.
c)Endotérmica – o calor da reação é negativo e
está nos produtos. Isso quer dizer que a quantidade de calor dos reagentes é igual ao calor
dos produtos "menos" 227 kJ/mol, ou seja, que
os produtos absorveram 227 kJ/mol.
06)A
C6H12O6(aq) + 6O2(aq) → 6CO2(aq) + 6H2O(l) + energia
a)Correta. Reações de combustão como essa liberam energia.
b)Incorreta. A reação é exotérmica.
c)Incorreta. Quanto mais glicose, mais energia
liberada (diretamente proporcional).
d)Incorreta. C6H12O6 ––––– 6CO2
1 mol ––––– 6 . 44 g
e)Incorreta. O dióxido de carbono é exalado na
respiração.
07)A
I. fusão – sólido para líquido com aquecimento.
II. ebulição – líquido para gasoso com aquecimento.
III.condensação – gasoso para líquido com resfriamento.
IV.solidificação – líquido para sólido com resfriamento.
08)C
a)Correta. O corpo do atleta está perdendo calor
(∆H = –, menor que zero).
b)Correta. O calor perdido pelo corpo poderia ser
usado para o aquecimento da água.
c)Incorreta. O processo é exotérmico (perda de
calor).
d)Correta. O corpo perde calor e a água recebe.
e)Correta. Por isso a sensação de frio.
Química
09)E
a)Incorreta. Aparecimento de gás também pode
ocorrer em fenômeno físico como a evaporação.
b)Incorreta. Fenômeno físico também ocorre com
a liberação de energia.
c)Incorreta. O aparecimento de água não é sinal
de reação química, pois pode ter havido condensação de vapor d'água.
d)Incorreta. O desaparecimento do álcool poderia
ocorrer por evaporação (processo físico).
e)Correta. O que caracteriza uma reação química é a quebra de ligações intramoleculares e a
formação de novas ligações.
10)C
a)Incorreta. Reações de combustão são exotérmicas (liberam calor).
b)Incorreta. O sistema perde calor.
c)Correta.
d)Incorreta. A reação é exotérmica.
e)Incorreta. O sistema perde calor.
11)D
A energia dos reagentes é maior que a dos produtos
(reação de combustão); logo, o ∆H é negativo e a
reação é exotérmica.
I e III.
12)C
a)Incorreta – sólido para líquido – endotérmica.
b)Incorreta – líquido para gasoso – endotérmica.
c)Correta – queima – libera calor – exotérmica.
d)Incorreta – fusão – sólido para líquido – endotérmica.
e)Incorreta – quebra de ligações envolve absorção
de calor – endotérmica.
13)D
a)Incorreta. Na queima ocorre liberação de calor.
b)Incorreta. Em reação exotérmica (queima) a
entalpia dos produtos é menor que a entalpia
dos reagentes.
c)Incorreta. A vaporização é um processo endotérmico (absorve calor).
d)Correta.
e)Incorreta. A queima é processo exotérmico.
Química
14)A
Deve-se comparar o mesmo número de
mol do produto formado. É mais favorecida
a reação mais exotérmica.
15)E
A energia (calor) do reagente é menor
que a dos produtos; logo, a reação ocorre
com absorção de calor (endotérmica).
16)D
I. Incorreta – sólido para gasoso – sublimação – absorve calor.
II. Correta.
III. Correta.
17)A
a)Incorreta. A formação de H2O(g) libera
242 kJ. H2O(g); para H2O(l) libera mais
42 kcal. Soma-se tudo: 242 + 44 + 42
= –328 kJ para a formação de H2O(s).
b)Correta. 242 + 44 = 286 kJ
c)Correta. Proporcional.
d)Correta. Entalpia-padrão para substância simples é zero.
e)Correta. 44 + 42 = 86 kJ.
18)A
a)Correta. Todos os fenômenos exotérmicos.
b)Incorreta. Secagem de roupas e formação de nuvens são endotérmicas.
Queima de carvão é exotérmica.
c)Incorreta. Combustão e formação de
geadas são exotérmicas. Evaporação
é endotérmica.
d)Incorreta. Evaporação e secagem de
roupas são endotérmicas. Explosão é
exotérmica.
e)Incorreto. Queima e formação de
geada são exotérmicas. Derretimento
de gelo é endotérmico.
19)A
I. Correta.
II. Incorreta. Combustão é fenômeno
químico.
III. Correta.
IV. Incorreta. Combustão é um processo exotérmico.
V. Correta.
20)D
Processo endotérmico (com absorção de calor)
ocorre em:
I. sólido para líquido; II. líquido para vapor
21)D
Reação com ∆H positivo é endotérmica, com
absorção de calor.
22)D
A energia liberada em forma de calor caracteriza reação exotérmica, na qual a energia dos
reagentes é maior que a dos produtos.
(F) Sólidos e líquidos praticamente não sofrem variação por alterações de pressão
e não alteram a variação de entalpia.
27)a) C12H22O11(s) + 12 O2(g) → 12 CO2(g) 11 H2O()
b) H2(g) + S + 2 O2(g) → H2SO4()
28)V – V – F
(V)
23)D
a)Incorreta. Quanto menor a energia do sistema, maior a instabilidade.
b)Incorreta. Formação de ferrugem é fenômeno químico – reação de oxidação.
c)Incorreta. O calor flui do corpo de maior
temperatura para o de menor temperatura.
d)Correta.
e)Incorreta. Combustão é um processo exotérmico.
24)A
8 L –––– 1 volta
x –––– 5 voltas
x = 40 L
12
402
produz
170 kcal
y
y = 6800 kcal
25)E
A entalpia zero é convencionada para a substância simples na variedade alotrópica mais
estável e estado físico natural.
a)Incorreta. Ozônio não é a variedade alotrópica mais estável (é o O2(g));
b)Incorreta. CO2 não é substância simples (é
composta);
c)Incorreta. H2O é substância composta;
d)Incorreta. O estado físico natural de O2 é o
gasoso;
e)Correta. Enxofre rômbico é a variedade
mais comum.
26)V – V – V – F – F
(F) A entalpia refere-se à quantidade de calor
de um sistema.
(V)A forma alotrópica mais estável (Cgrafite)
possui menor entalpia.
(F) O que se mede como conteúdo global
de calor de um sistema é a variação de
entalpia (∆H).
(F) A fusão é um processo endotérmico.
29)2,2 kJ
Solidificação: libera energia
1 mol de H2O ––––– 18 g ––––– –44 kJ
0,9 g ––––– x
x = –2,2 kJ
30)–120 g
1 mol de C –––– 12 g ––––– – 94 kcal
x g ––––– – 940 kcal
x = 120 g
31)A
3
3
2
3
C3H6O + H2 → C3H8O
–216 + O → –272
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –272 – (–216)
∆H = –56 kJ/mol
1 mol de C3H8O –––– 60 g –––– –56 kJ
180 g –––– x
x = –168 kJ
Química
3
32)C
a)Incorreta. A neutralização é exotérmica (∆H negativo).
b)Incorreta. O NaCl apenas é dissolvido pela água através da dissociação iônica.
c)Correta. 1 mol de CaCO3 ––– + 178,1 kJ
2 mol de CaCO3 ––– + 356,2 kJ
d)Incorreta. A pressão não interfere em sólidos e líquidos.
e)Incorreta. A neutralização é total pois o número de hidrogênios do ácido é igual ao número de
hidroxilas da base.
33)D
Propano: CH3 – CH2 – CH3 (C3H8)
1 mol de C3H8 –––– 44 g –––– 2220 kJ
x –––– 1000 kJ
x = 19,8 g
34)1 sanduíche:
ENERGIA (kcal/g) MASSA (g)
TOTAL DE ENERGIA (kcal)
7,20
20
144
2,80
50
140
1,63
60
97,8
3,70
40
148
4,60
100
460
0,22
20
4,4
0,14
10
1,4
a)1 sanduíche ––––– 995,6 kcal
3 sanduíches ––––– 2986,8 kcal (entre
2500 e 3000 kcal).
b)Após a ingestão do alimento, o processo
de digestão liberará as calorias contidas
nele, que sofrerá combustão (reação exotérmica).
c)Temperatura. Quanto maior a temperatura, menos energia é liberada durante a
combustão.
Total = 995,6 kcal
35)E
Reação I: CaCO3 → CaO + CO2
56 g –––– x kJ
1000 g –––– 5 . 103 kJ
x = 280 kJ
D
2
3
2
2
2
3
2
D
2
D
a)Incorreta. I é endotérmica (∆H positivo).
b)Incorreta. III tem ∆H + 346,5 kJ.
c)Incorreta. II é exotérmica (∆H negativo).
d)Incorreta. ∆H de III é maior que ∆H de I.
e)Correta.
36)C
C(s)
12 g ––––– x kcal
10 g ––––– 60 kcal
x = 72 kcal
Química
96 kcal ––––– 100% (valor teórico)
72 kcal ––––– y
y = 75%
37)14
I. 1 mol de CO2 ––––– 393 kJ (carvão)
II. 1 mol de CO2 ––––– 888 kJ (gás natural)
x ––––– 393 kJ
x = 0,44 mol
III. 8 mol de CO2 ––––– 544 kJ (gasolina)
y ––––– 393 kJ
y = 5,78 mol
01.Incorreta. Ordem crescente: gás natural, carvão, gasolina.
02.Correta. 0,44 mol – 393 kJ; ou para 1 mol – 888 kJ.
04.Correta. Produz menos CO2.
08.Correta. São reações de combustão.
16.Incorreta. São exotérmicas (liberam energia).
38)C
H2O(l) ––––– H2O(v)
–285,77 ––– –241,84
∆H = Hp – Hr
∆H = –241,84 – (–285,77)
∆H = +43,93 kJ
39)B
C12H22O11: 1 mol ––– 342 g ––– 5400 kJ
x ––– 1800 kJ
x = 114 g
40)D
a)Correta. Calor de reação positivo nos produtos (+68) é sinal de calor liberado.
b)Correta. Reação exotérmica tem ∆H negativo.
c)Correta. ∆H = Hp – Hr.
d)Incorreta. A formaçãode H2O(v) libertaria menos calor pois a molécula no estado gasoso contém
mais energia.
e)Correta. Fornecimento de calor favorece a reação endotérmica, ou seja, em direção aos reagentes.
41)C
Chocolate: 1 g ––– 5,18 kcal
200 g ––– x
x = 1036 kcal . 4,18
x = 4330,48 kJ
Corrida: 1 h = 60 min –––– 2600 kJ
y –––– 4330,48 kJ
y = 100 min
42)B
Onde o ∆H é negativo, a reação libera calor. A pessoa sente a bolsa quente devido ao calor liberado. Onde o ∆H é positivo (endotérmica), a bolsa absorve calor e sentimos frio. É semelhante a
colocar álcool sobre a pele. O álcool absorve calor para evaporar, e sentimos frio na região.
43)C
∆H se calcula a partir de Hprodutos(final) – Hreagentes(inicial).
Como se propõe ∆H1 – ∆H2, considera-se ∆H1 final (H2O(l)) e ∆H2 inicial (H2O(s)). H2O(s) → H2O(l) – fusão
do gelo.
Química
44)02
01.Incorreta. A combustão do Cdiamante libera mais energia.
02.Incorreta. ∆H = Hfinal – Hinicial ∴ ∆H = –94,5 – (–94,0) ∴ ∆H = –0,5 kcal/mol ou –2,1 kJ/mol,
processo exotérmico.
04.Correta. Possuem a mesma massa molar.
08.Incorreta. A forma alotrópica mais estável é o Cgrafite.
16.Incorreta. As durezas são diferentes. O Cdiamante é bem mais duro (resistente ao risco).
32.Incorreta. Reações de combustão liberam calor para o ambiente.
45)E
a)Incorreta. Na reação I os reagentes ganham energia para formar os produtos (endotérmica).
b)Incorreta. A reação II é exotérmica (∆H < 0).
c)Incorreta. A temperatura influencia o ∆H.
d)Incorreta. Substâncias gasosas possuem entalpia maior que substâncias sólidas.
e)Correta.
46)E
Álcool C2H6O + 3O2→ 2CO2 + 3H2O ∴ 2 mol de CO2 –––– 30 kJ ∴ x = 15 kJ
1 mol de CO2 –––– x
Gasolina: C8H18 + 25/2O2 → 8 CO2 + 9H2O ∴8 mol de CO2 –––– 47 kJ ∴ y = 5,9 kJ
1 mol de CO2 –––– y
Gás natural : CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ∴ 1 mol de CO2 –––– 54 kJ
Ordem decrescente: gás natural, álcool, gasolina.
(mais libera) (menos libera)
47)A
I. Gasoso para líquido – libera energia.
II. Líquido para sólido – libera.
III. Gasoso para gasoso, com quebra de ligação H – H – absorve energia.
IV. Sólido para líquido – absorve.
48)–51 kJ/mol
H2 + Br2 → 2HBr
436 + 184 → 2 . 361
620 → 722
(calor absorvido)
(calor liberado)
∆H = 620 – 722
∆H = –102 kJ para 2HBr ∴ ∆H = –51 kJ/mol de HBr
49)–1212,5 kJ
2H2 +O2 → 2H2O
1367 → 1852
H
436
H
436
H
H
+ O
495
O
1367
46
H
46
3
3
O
O
3
H
3
H
46
46
1852
(calor absorvido)
H
(calor liberado)
Química
∆H = 1367 – 1852
∆H = –485 KJ para 2 mol de H2O –––– 36 g
x ––––––––––––––––––––––––– 90 g
x = –1212,5 kJ
50)B
H
H
H
C
H
C
C
H
H
H
H
C
C
H
C
H
H
H
Dica: você pode cortar os valores que estiverem iguais nos dois lados, agilizando seu cálculo para
o ∆H.
Ex.:
Somando todos:
6 . 412 + 348 + 612 + 436 ––– 8 . 412 + 2 . 348
3868 ––– 3992
∆H = –124 kJ
H
H
H
H
51)A
Dica: para o cálculo de ∆H, as ligações que forem
iguais nos dois lados da equação não precisam ser
calculadas pois as energias serão absorvidas e igualmente liberadas.
O
CH3
C
745
O
CH3 + H
436
H
CH3
C
H
3
46
358
Cortando os iguais em cada lado:
612 + 436 –––– 2 . 412 + 348
1048 –––– 1172
∆H = –124 kJ
53)a) I . ∆H = – 184 kJ; II. ∆H = – 78 kJ
Reação I: H2 + Cl2 → 2HCl
432 + 240 → 2 . 428
672 → 856
∆H = 672 – 856
∆H = –184 kJ
Reação II: N2 + 3H2 → 2NH3
942 + 3 . 432 → 6 . 386
2238 → 2316
∆H = 2238 – 2316
∆H = –78 kJ
CH3
413
H
1181
(calor absorvido)
1234
(calor liberado)
b)A reação mais favorável é a mais
exotérmica, portanto, a reação I.
∆H = 1181 – 1234
∆H = –53 kJ
52)D
N
N
H
H
H
435
435
435
H
H
39
0
H
H
(calor absorvido)
0
N
39
H
390
H
39
H
0
0
N
39
H
390
H
(calor liberado)
∆H = Habsorvido – Hliberado
–90 = x + (3 . 435) – (6 . 390)
–90 = x + 1305 – 2340
–90 = x –1035
x = + 945 kJ/mol
54)C
H2 + I2 → 2HI
434 + 150 → 2 . 298
584 → 596
∆H = 584 – 596
∆H = –12 kJ para 2 HI
∆H = –6 kJ/mol de HI
55)D
1
O → CO2
2 2
–110,5 + 0 → –393,5
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –393,5 – (–110,5)
∆H = –283 kJ para 1 mol de O2 ∴
2
∆H = –566 kJ para 1 mol de O2
CO +
Química
56)D
1
2 C3H5N3O9 → 3N2 + 6CO2 + 5 H2O + O2
2
2
.
–364
→
0
+
(6
.
–393,5)
+
5
.
(–241,8)
+0
–728 → –3570
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = – 3570 – (–728)
∆H = –2842 para dois mol de nitro
∆H = –1421 kJ por mol de nitro
57)B
MgO + CO2 → MgCO3
–602 –394 → –1096
–996 → –1096
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –1096 – (–996)
∆H = –100 kJ/mol
58)B
I)
C6H6O2
C6H4O2 + H2
DH = +177 kJ
II)
H2O2
1
H2 + 2 O2
1O
H2O + 2
2
DH = –95 kJ
H2O
DH = –286 kJ
C6H6O2+ H2O2
C6H4O2 + 2H2O
DH = –204 kJ
III)
exotérmica
59)A
6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2
(6 . –94,11) + (6 . –68,31) → –304,53 + 6 . 0
– 974,52 → –304,53
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –304,53 – (–974,52)
∆H = +669,99 kcal/mol
60)B
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
–278 + 3 . 0 → (2 . –394) + (3 . –286)
–278 → –1646
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –1646 –(–278)
∆H = –1368 kJ/mol
61)94 kcal/mol
Para se calcular ∆H pela lei de Hess, é preciso fazer com que a soma das etapas da reação dê a
equação global. Para isso, as etapas devem ser ajustadas.
1
7
(invertida e dividida por 2)
I) CO2 + 3 H2O
2 C2H6 + 4 O2 DH = +186,35 kcal
2
3
1CH
(invertida e dividida por 2)
II)
C + 2 H2
DH = +10,1 kcal
2 2 6
3
3
3
(mutiplicada por 3 )
III)
DH = –102,45 kcal
2
2 H2 O
2 H2 + 4 O2
CO2
C + O2
Química
DH = +94 kcal/mol
62)D
2Ag2S + 2H2O → 4Ag + 2H2S + O2
(2 . –32,6) + (2 . –285,8) → 4 . 0 + (2 . –20,6) + 0
–636,8 → –41,2
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –41,2 – (–636,8)
∆H = + 595,6 kJ
63)C
a)Incorreta. C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O –––– ∆H = –1373 kJ
3 mol H2O –––– 54 g –––– –1373 kJ
b)Incorreta. Combustão é exotérmica (libera calor).
c)Correta. 2 mol de CO2 –––– 88 g –––– –1373 kJ
d)Incorreta. 1 mol de C2H5OH –––– 2 mol de CO2 (88 g)
e)Incorreta. –1373 é o ∆H.
64)B
CH3OH +3/2O2 → CO2 + 2H2O
–726 + 3/2 . 0 → –394 + (2 . –286)
–726 → –966
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –966 –(–726)
∆H = –240 kJ/mol
65)D
2
2
2
2
2
2
D
2
3
2
D
2
3
2
D
D
66)E
67)C
68)D
69)C
70)D
71)A
CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2
–59 + (2 . –286) → –986 + 227
–631 → –759
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –759 – (–631)
∆H = –128 kJ/mol
72)B
D
D
D
D
Química
73)A
Queima de glicose:
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O
–991 + 6 . 0 → (6 . –393) + (6 . –241)
–991 → –3804
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –3804 – (–991)
∆H = –2813 kJ para 1 mol de glicose –––– 180 g
x –––– 36 g
x = 562,6 kJ
74)E
O
C
2O
CO
H° = –120 kJ
CO
O
C
O
H° = –270 kJ
O
+ O
DH = –390 kJ
O
75)Faltam dados para a realização do exercício.
76)A
As moléculas gasosas são mais desordenadas que líquidos e gases.
77)B
a)Incorreta.
4
2
–4 +1
2
+4 –2
0
2
+1 –2
oxidação
redução
Ocorre oxidação do carbono e redução do oxigênio.
b)Correta. Reações exotérmicas são espontâneas.
c)Incorreta. Uma vez atingida a energia de ativação, a queima ocorre independentemente da
temperatura ambiente.
d)Incorreta. Queima é exotérmica.
e)Incorreta. A reação é espontânea e se completa.
78)D
∆G = ∆H – T . ∆S
∆G = –20 – 300 . 18
∆G = –20 – 5400
∆G = –5420
T oC = 27 oC
TK = T oC + 273
TK = 27 + 273
TK = 300 K
∆G < 0 ⇒ reação espontânea
∆H < 0 ⇒ reação exotérmica
10
Química
79) 1 mol de A + 2 mol de B
2 mol de C + 4 mol de D
quantidade irá diminuir
quantidade irá aumentar
Velocidade de A é a metade da velocidade de B.
Velocidade de B é igual à de C.
Velocidade de B e C é metade da velocidade de D.
No tempo t = 0, as quantidades de produto são iguais a zero.
TEMPO (s)
A
0
2
2B
2C
4D
19
0
0
4
12
Forma 4 mol de D.
Formará 2 mol de C e desaparecerão 2 mol de B e 1 mol de A:
TEMPO (s)
A
2B
2C
4D
0
13
19
0
0
2
12
17
2
4
11
3
Desapareceram 6 mol de B. Formarão 6 mol de C e 12 mol de D. Desaparecerão 3 mol de A.
TEMPO (s)
A
2B
2C
4D
0
13
19
0
0
2
12
17
2
4
3
9
11
8
16
20
4
Formará 2 mol de C e desaparecerão 2 mol de B e 1 mol de A.
80)8 mol/L . s e 2 mol/L . s
Vm em função de D: Vm =
V da reação =
V de D
4
20 − 4
16
∆[ ]
∴ Vm =
∴ Vm =
∴ Vm = 8 mol/ L . s
4−2
2
∆t
8
∴ Vm da reação = = 2mol/L.s
4
Química
11
81)Velocidade de desaparecimento de B igual ao surgimento de D. Surgimento de C na metade da
velocidade de D. Desaparecimento de A igual a 3 vezes a velocidade de surgimento de C.
82)0,75 mol/L . h
∆[ ]
1, 5
2 − 0, 5
∴ Vm =
∴ Vm =
∴ Vm = 0,75 mol/L . h
∆t
2
3−1
Como o coeficiente de C é 1, Vm em função de C é igual a Vm da reação.
Vm em função de C: Vm =
83)B
−4
∆[ ]
4−8
∴ Vm =
∴ Vm =
∴ Vm = –2 mol/L . h
2
∆t
2
Obs.: usa-se o resultado em módulo: 2 mol/L . h. O sinal negativo indica que o reagente está sendo
consumido e sua concentração vem diminuindo.
Vm =
84)C
−8
2 − 10
∆[ ]
∴ Vm =
∴ Vm =
∴ Vm = –1 mol/min. (de N2)
8
10 − 2
∆t
1 mol de N2 + 3 mol de H2
22,4 L + 3 . 22,4 L
Em função de H2 = 67,2 L
Vm =
85)D
Equação balanceada: 2NH3 → N2 + 3H2
A concentração de NH3 decresce (é reagente). No gráfico, C.
A velocidade de surgimento de H2 é 3 vezes maior que a de N2.
Para cada mol de N2 formado, formam 3 mol de H2.
86)B
x = 0,034
y = 0,025
Vm =
0, 033 − 0, 050 ∴ Vm = −0, 017 ∴
20
20
Vm = –0,00085 ∴ Vm = 8,5 .10–4 mol/L . µo
12
Química

[N O ]
0,050
[NO ]
0
0,033
0,034
y
0,050
87)A
2H2O2 → 2H2O + O2
1,6 g –––– 1 seg
x g –––– 60 seg (1 min)
x = 96 g/min
O2 → 1 mol –––– 32 g
y mol –––– 96 g
y = 3 mol de O2/ min
2H2O2 → 2H2O + O2
Vm em função de H2O2 = 2 . Vm em função
de O2
Vm em função de H2O2 = 2 . 3 = 6 mol/
min
88)E
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
26,4 g ––– 10 min
x g ––– 1 min
x = 2,64 g de CO2/min
90)40 mol/min.
N2 + 3H2 → 2NH3
6 g ––– 2 mol
120 g ––– x
x = 40 mol/min
8−0
∴ Vm = 8
60 − 0
60
∴ Vm = 0,13 mol/L . min
b)Em 10 minutos surgiram 2 mol/L de Cl2.
Como o desaparecimento do AgCl é 2 vezes mais rápido (índice 2), desapareceram
4 mol/L (2 mol/L de Cl2 . 2).
91)a) Vm =
93)13,5 kg
5 mol de C4H10 –––– 1 min
x mol –––– 30 min
x = 150 mol
C4H10 → 5H2O
1 mol ––– 90 g
150 mol –––– y g
y = 13 500 g
y = 13,5 kg
94)
C3H8 → 3CO2
1 mol ––– 3 . 44g
y ––– 2,64 g
y = 0,02 mol/min
89)40 mol/h
C4H10 → 4CO2
58 g ––– 4 mol
580 g ––– x
x = 40 mol/h
92)E
A2 + 3B2 → 2AB3
1 mol + 3 mol → 2 mol
Formação de AB3 com o dobro da velocidade
do desaparecimento de A2.
c) 0,15 mol/L . min
3
Vm = 5 − 2 ∴ Vm =
20
30 − 10
Vm = 0,15 mol/L . min
95)a) W
b) Y
c) Z
d)X
As retas que decrescem correspondem aos
reagentes (X e Y).
As retas que partem de zero correspondem aos
produtos (Z e W).
X desaparece mais rapidamente que Y (3X +
2Y).
W surge mais rapidamente que Z (4W + 2Z).
96)F – F – V – V – V
(F) Os reagentes são a espécie AB de energia
60 kcal.
(F) A entalpia final é de 25 kcal.
(V)∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = 25 – 60 ∴ ∆H = –35 kcal – energia
liberada.
(V)Corresponde à energia máxima alcançada.
(V)É a distância entre os reagentes (A + B) e
o complexo ativado (100 – 25).
Química
13
97)a) ∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = 120 – 60 ∴ ∆Hinv = +60 kcal
b)Eat = 200 – 60 ∴ Eat = 140 kcal
c)∆H = Hprodutos – Hreagentes ∴ ∆Hinv = 60 –120
∆Hinv = –60 kcal
d)Complexo ativado: 200 kcal
e)Eatinv = 80 kcal
98)A
a)Correta. Elevação na temperatura causa
aumento na energia cinética das moléculas
(maior agitação), o que aumenta o número
de colisões.
b)Incorreta. A frequência das colisões aumenta.
c)Incorreta. Alumínio em pó reage mais
rapidamente pois terá maior superfície de
contato com os demais reagentes.
d)Incorreta. Os catalisadores participam das
etapas, embora sejam restaurados ao final
da reação.
e)Incorreta. A etapa lenta é determinante
em uma reação.
99)D
a)Incorreta. É exotérmica (libera energia).
b)Incorreta. ∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = –110,8 –53,4 ∴∆H = –164,2 kcal
c)Incorreta. Eat = 242,1 – 53,4 ∴ Eat = 188,7
kcal.
d)Correta.
e)Incorreta. A reação libera energia.
100)C
I. Correta.
II. Correta.
III.Incorreta. C representa a energia do
complexo ativado.
IV.Correta.
V. Incorreta. A diminuição da temperatura
reduz a energia das moléculas e consequentemente as colisões entre elas, diminuindo a velocidade de uma reação.
101)A
Quanto maior a energia de ativação (barreira
a ser superada), mais lenta será a reação.
Logo, a etapa mais rápida é a etapa II, seguida de I e III (mais lenta).
14
Química
102)E
O atrito dos pedaços de madeira objetiva gerar
o calor inicial necessário para que a reação se
inicie, ou seja, a energia de ativação.
103)D
Eat = 400 –100 ∴ Eat = 300 kJ
104)A
Uma vez alcançando o complexo ativado,
após o ganho da energia de ativação, a reação terá
energia suficiente para formar os produtos.
105)12
01.Incorreta. Eat c/catal. = 30 – 15
Eat c/catal.= 15 kcal
02.Incorreta. Eat c/catal.(inversa) = 30 – 8
Eat c/catal.(inversa) = 22 kcal
04.Correta. Eat s/catal. = 36 –15
Eat s/catal. = 21 kcal
08.Correta. ∆Hinversa = Hprodutos – Hreagentes
∆Hinversa = 15 – 8 ∴ ∆Hinversa = + 7 kcal
16.Incorreta. ∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = 8 –15 ∴ ∆H = –7 kcal
106)C
Eat com catalisador = 10 kJ
H = –15 kJ
H
Eatc/catalisador = 10 kJ
∆H = –15 kJ
107)A
Todas corretas. Além do número de colisões
ser importante, a força com que elas ocorrem e
sua direção também são fatores relevantes, pois
somente as colisões efetivas levam à reação
química.
108)37
01.Correta. Para se determinar os expoentes
na equação da velocidade, é necessário
analisar a tabela:
Expoente do N2:
x2
não
varia
[N2]
0,03
[H2]
0,01
0,06
0,01
não
varia
velocidade
4,2.10
1,7.10
x4
1, 7.10 −4
=4
4, 2.10−5
Interpretação: quando dobra [N2], a velocidade aumenta 4 vezes. 2n . 4, onde n é
o expoente de N2. n = 2, ou [N2]2.
Foi feita a divisão de
Expoente do H2:
[N2]
0,03
[H2]
0,01
0,03
0,02
x2
velocidade
4,2.10–5
x8
3,4.10–4
3, 4.10−4
=8
4, 2.10−5
Foi feita a divisão de
Interpretação: quando dobra [H2], a velocidade aumenta 8 vezes . 2n = 8, onde n
é o expoente do H2 . n = 3, ou [H2]3.
Lei da velocidade: V = K . [N2]2 . [H2]3
02.Incorreta. N2 → 2NH3
Padrão 28 g → 34 g
10 g → x
x = 12,14 g
04.Correta. 1 mol de N2 → 2 mol de NH3. A
velocidade de formação de NH3 é o dobro
da velocidade de consumo de N2.
08.Incorreta. V = K . [N2]2 . [H2]3. É de 2ª
ordem em relação ao H2.
16.Incorreta. Quando duplica [N2], a velocidade aumenta 4 vezes.
32.Correta. A constante de equilíbrio é obtida pela equação: N2 + 3H2 → 2NH3
64.Incorreta. O consumo de H2 é 3 vezes
mais rápido que o consumo de N2.
109)15
Interpretação:
[A] . 2 Velocidade . 2 2n = 2, onde n é o
expoente de A ∴ n = 1 [A]1
[B] . 2 Velocidade não altera ∴ B não influencia ∴ [B]0
01.Correta. B não interfere na velocidade
02.Correta. V = k . [A]1 . [B]0 ou V = K . [A]
04.Correta.
08.Correta. Tempo de meia-vida é o tempo
para que a substância chegue a 50% da
quantidade inicial.
16.Incorreta. V = K . [A] – 1ª ordem
110)A
Catalisadores diminuem a barreira de ativação (energia de ativação), tornando a reação
mais rápida.
111)A, C e D
a)Correta.
b)Incorreta. O aumento na concentração dos
reagentes favorece as colisões, aumentando a velocidade das reações.
c)Correta.
d)Correta. A velocidade da reação é influenciada pela pressão parcial de algum
reagente, como se sua concentração fosse
alterada.
e)Incorreta. Catalisadores diminuem a energia de ativação.
112)C
I. Correta. A energia dos produtos é maior
que a dos reagentes (absorve energia).
II. Correta. Catalisador acelera tanto a reação direta quando a inversa.
III. Incorreta. Catalisador não interfere no
rendimento, pois não desloca o equilíbrio
químico.
113)C
Em uma reação que ocorre em etapas, a velocidade é determinada pela etapa lenta.
V = K . [O3]
Química
15
114)41
01.Correta. O NO atua como catalisador e é completamente restaurado ao final do processo.
02.Incorreta. Atua como catalisador.
04.Incorreta. Catalisador não interfere no ∆H.
08.Correta. Sem o catalisador a reação é muito lenta.
16.Incorreta. O calor da reação é positivo.
32.Correta. Catalisador diminui a Eat acelerando a reação.
115)A
Mecanismo de reação é o conjunto de etapas ou reações elementares em que o processo global
se desenvolve.
116)B
O comprimido pulverizado será dissolvido mais rapidamente por ter maior superfície de contato
com a água. Uma maior temperatura da água também favorece a dissolução.
117)B
I. Correta.
II. Incorreta. V = K . [H3O+] . [OH–]
III. Correta.
IV. Incorreta. Catalisadores diminuem a energia de ativação.
118)B
V = K . [A2] . [B2]3
3
V = K . 1 .  1
 
2  2
1 1
V = K. .
2 8
1
16
Velocidade fica 16 vezes menor.
V = K.
119)C
O catalisador não interfere na variação de energia da reação (∆H).
120)D
V = K . [NO2]2
V = K . (3)2
V=K.9
A velocidade aumenta 9 vezes.
121)B
Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, mais rápida a reação. Logo, o comprimido moído reage mais rapidamente. Em relação aos dois comprimidos inteiros, dissolverá mais
rapidamente o que estiver na água mais quente.
II - inteiro a 20 °C, I - inteiro a 40 °C, III - moído a 40 °C
ordem crescente de velocidade (menor para maior)
16
Química
122)12
Determinação dos expoentes na equação:
Expoente do OH–:
[CH3CO2CH3]
0,050
não
varia
0,050
x2
0,100
velocidade
0,00034
x2
0,00068
Quando dobra [OH–], dobra a velocidade. 2n = 2, onde n é o expoente do OH– [OH–]1
Expoente do CH3CO2CH3:
[CH3CO2CH3]
0,050
[OH –]
0,050
0,100
0,050
x2
[OH –]
0,050
não
varia
velocidade
0,00034
x2
0,00136
Quando dobra [CH3CO2CH3], quadruplica a velocidade 2n = 4, onde n é o expoente.
01.Incorreta. A equação correta é:
V = K . [CH3 CO2CH3]2 . [OH–]
02.Incorreta. A equação é de 3ª ordem (soma dos expoentes → 2 + 1)
04.Correta. Cálculo em função da experiência 1:
V = K . [CH3CO2CH3]2 . [OH–]
0,00034 = K . (0,050)2 . 0,050
0,00034 = K . 0,0025 . 0,050
0,00034 = K . 0,000125
K = 2,72
08.Correta.
16.Incorreta. Vide item 04.
123)D
I. Incorreta. Se o sistema estiver em temperatura maior, a Eat tende a ficar menor;
II. Correta.
III. Correta.
IV. Incorreta. Há sempre um grande número de colisões não efetivas.
124)C
O calor acelera a ação do fermento que produz gás carbônico, fazendo a massa crescer.
125)A
Uma quantidade maior de bolhas de menor tamanho faz com que estas tenham no total uma
maior superfície de contato com a água, tornando-a mais oxigenada.
126)B
A madeira em lascas possui maior superfície de contato com o oxigênio.
127)D
Se a [N2O5] é reduzida pela metade, a velocidade reduz também a metade.
1
1
Se a [N2O5] é reduzida a , a velocidade reduz a .
4
4
Pode-se concluir que o expoente é 1.
V = K . [N2O5]1
Química
17
128)E
V = K . [A]n→ordem da reação
129)E
No estado gasoso as moléculas têm mais contato e por isso a reação é mais rápida. O aquecimento
fornecerá energia deixando as moléculas mais agitadas, favorecendo também a reação.
130)D
A reação de queima é acentuada pela alta temperatura (I) e pela superfície de contato do café com
o oxigênio (II). Umidade alta desfavorece a combustão (III).
131)D
A combustão é uma reação mais rápida que a oxidação (processo muito lento) de metais. No item
d se têm duas reações de combustão.
132)A
I. Incorreta. Somente colisões efetivas levam à reação. Devem ter orientação e energia adequadas.
II. Correta.
III. Correta.
IV. Incorreta. Em reações com etapas é a lenta que determina a velocidade.
V. Correta.
18
Química