Química – Frente IV – Físico-química
Prof. Vitor Terra
Lista 05 – Termoquímica – Lei de Hess e Entalpia de Formação
RESUMO
Lembre-se de que essa soma leva em conta as
quantidades de reagentes/produtos, dadas pelos
coeficientes estequiométricos. Veja o exercício resolvido
sobre entalpia de formação.
“O ΔH de uma reação só depende dos
estados inicial (HR) e final (HP), e independe do
caminho percorrido entre esses estados “
(lembre que ΔH = HP – HR)
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Lei de Hess
Consequência importantíssima: as equações
termoquímicas podem ser tratadas como equações
matemáticas:
 Se uma reação é dividida em várias etapas, o ΔH
da reação é a soma dos ΔH de cada uma das etapas:
Tente fazer o exercício antes de olhar a
resolução. Quando for ler a resolução, observe
cuidadosamente cada um de seus passos.
Exercício Resolvido – Lei de Hess
O valor do ΔH da seguinte reação é difícil de se
medir experimentalmente:
C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g), ΔH = ?
No entanto, são conhecidos os valores de ΔH das
seguintes reações:
A + B → C ; ΔH1
+ B + C → D ; ΔH2
1) C (graf) + O2 (g) → CO2 (g)
ΔH1 = - 94,1 kcal
2B + A → D ; ΔH = ΔH1 + ΔH2
 Ao multiplicar uma equação termoquímica por
um número, o ΔH também é multiplicado pelo mesmo
número:
2) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
ΔH2 = - 68,3 kcal
3) CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
ΔH3 = - 212,8 kcal
A + B → C ; ΔH1
2A + 2B → 2C ; ΔH = 2·ΔH1
Calcule o ΔH da reação do carbono grafite com o
gás hidrogênio e diga se a reação é endotérmica ou
exotérmica.
 Ao inverter uma equação termoquímica, o sinal do
seu ΔH é invertido:
Resolução
Na equação pedida, temos:
A + B → C ; ΔH1
- C (graf) do lado esquerdo
- 2 H2 (g) do lado esquerdo
- CH4 (g) do lado direito
C → A + B ; ΔH = – ΔH1
Estado padrão de uma substância:
 25°C e 1 atm
 Estado físico mais comum (a 25° e 1 atm)
 Forma alotrópica mais estável
Reação de formação de uma substância: reação
que forma 1 mol essa substância a partir de substâncias
simples no estado padrão.
O ΔH da reação de formação é chamado 𝚫H de
formação ou entalpia de formação ou entalpia padrão
de formação (𝚫H°f).
A entalpia padrão de formação de substâncias
simples no estado padrão é zero!
Uma outra forma de escrever ΔH = HP – HR:
𝚫H =
soma das entalpias
de formação dos –
produtos
CASD Vestibulares
soma das entalpias
de formação dos
reagentes
Vamos olhar para as equações dadas (1, 2 e 3) e
ver em quais delas aparecem C (graf), H2 (g) e CH4 (g):
- C (graf) aparece do lado esquerdo da equação 1
- H2 (g) aparece do lado esquerdo da equação 2
- CH4 (g) aparece do lado esquerdo da equação 3
Agora fazemos as alterações necessárias nas
equações 1, 2 e 3 para que o C (graf), o H2 (g) e o CH4 (g)
apareçam da mesma forma que na equação pedida (do
mesmo lado e com o mesmo coeficiente):
- Mantemos a equação 1 do jeito que está, já
temos C (graf) do lado esquerdo, como queremos. Assim,
o seu 𝚫H continua sendo 𝚫H1.
- Multiplicamos a equação 2 por 2, já que
queremos que apareça 2 H2 (g) do lado esquerdo. Assim,
o seu 𝚫H passa a ser 2·ΔH2.
- Invertemos a equação 3, já que queremos que
CH4 (g) apareça do lado direito. Assim, o seu 𝚫H passa a
ser – ΔH3.
Química – Termoquímica
1
Com as devidas alterações, as equações dadas
(com seus novos valores de ΔH) ficam:
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g), 𝚫H1
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l), 2·ΔH2
CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g), – ΔH3
Agora calculamos o ΔH fazendo a diferença entre
a entalpia dos produtos (soma das entalpias de formação
dos produtos) e reagentes (soma das entalpias de
formação dos reagentes):
ΔH = HP – HR
ΔH = [2·(–94,1) + 3·(–68,3)] – [–66,7 + 3·(0)]
ΔH = –393,1 – (–66,7)
Somando essas 3 equações, vamos obter a
equação pedida. Note que o CO2 (g), 2 O2 (g) e 2 H2O (l),
que não aparecem na equação pedida, vão se cancelar!
O ΔH da equação pedida vai ser a soma dos ΔH de cada
uma das etapas (ΔH1, 2·ΔH2 e – ΔH3):
𝚫H = – 326,4 kcal/mol
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
1. Fazer os seguintes exercícios da apostila (Aula
11, pag. 80, Atividades Propostas):
1, 2, 3, 4, 5, 6
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g), 𝚫H1
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l), 2·ΔH2
+ CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g), – ΔH3
C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
𝚫H = 𝚫H1 + 2·ΔH2 – ΔH3
2. (FGV) Em um conversor catalítico, usado em
veículos automotores em seu cano de escape, para
reduzir a poluição atmosférica, ocorrem várias reações
químicas, sendo que uma das mais importantes é:
Agora é só substituir os valores numéricos de ΔH1,
ΔH2 e ΔH3:
ΔH = – 94,1 + 2(– 68,3) – (–212,8)
ΔH = – 94,1 – 136,6 + 212,8
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)
Sabendo-se que as entalpias das reações citadas
a seguir são:
𝚫H = – 17,8 kcal
Como a reação possui ΔH negativo, trata-se de
uma reação exotérmica.
C(grafite) + ½ O2(g) → CO(g)
∆H = - 26,4 kcal
C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
∆H‚ = - 94,1 kcal
pode-se afirmar que a reação inicial é:
Exercício Resolvido – Entalpia de formação
Calcule o ΔH da combustão do etanol (em
kcal/mol) nas condições padrão, conhecendo as entalpias
de formação:
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
ΔH = ?
ΔH°f (kcal/mol)
C2H5OH (l)
–66,7
CO2 (g)
–94,1
H2O (l)
–68,3
Resolução
3. (Unesp) A entalpia da reação (I) não pode ser
medida diretamente em um calorímetro porque a reação
de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura
de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos.
As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera,
estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir:
(I) 2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g)
A entalpia de formação do O2 (g) não foi dada,
mas sabemos que ela vale zero, pois trata-se de uma
substância simples no estado padrão. Assim, podemos
calcular a soma das entalpias de formação dos produtos
e reagentes, conforme o esquema abaixo:
Note como os coeficientes estequiométricos são
levados em conta na hora de calcular a soma das
entalpias de formação, pois os valores tabelados são
dados em kcal para cada mol.
CASD Vestibulares
a) exotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.
b) exotérmica e libera 120,5 kcal/mol.
c) exotérmica e libera 67,7 kcal/mol.
d) endotérmica e absorve 120,5 kcal/mol.
e) endotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.
(II) C(s) + O2(g) → CO2(g)
∆H = - 394 kJ.mol-1
(III) 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2 (g)
∆H = - 283 kJ.mol-1
a) Calcular a entalpia da reação (I) nas mesmas
condições.
b) Considerando o calor envolvido, classificar as reações
(I), (II) e (III).
4. (Unesp) O peróxido de hidrogênio, H2O2, é um
líquido incolor cujas soluções são alvejantes e
antissépticas. Esta "água oxigenada" é preparada num
processo cuja equação global é:
Química – Termoquímica
H2 (g) + O2 (g) → H2O2 (l)
2
Dadas as equações das reações:
Pode-se então afirmar que na formação de 1 mol
de benzeno, a partir do hexano, há:
H2O2 (l) → H2O(l) + ½ O2(g)
∆H = - 98,0 kJ/mol
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(l)
∆H = -572,0 kJ/mol
Pergunta-se:
a) Qual o ∆H da reação do processo global?
b) Esta reação é exotérmica ou endotérmica? Justifique
sua resposta.
a) liberação de 249 kJ.
b) absorção de 249 kJ.
c) liberação de 609 kJ.
d) absorção de 609 kJ.
e) liberação de 895 kJ.
8. (Fatec) O processo de obtenção industrial de
H2SO4 é representado pelas equações:
5. (Fatec) As transformações representadas a
seguir referem-se à formação da água.
S(s) + O2(g) → SO2(g)
∆H = - 297kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
∆H = - 286 kJ/mol de H2O(l)
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)
∆H = - 99kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)
∆H = - 242 kJ/mol de H2O(g)
SO3(g) + H2O → H2SO4(l)
∆H = - 130kJ
Dados:
massa molar do H2SO4 = 98 g/mol
1 tonelada = 1,0 x 106 g
A quantidade de calor liberada na produção de
700 toneladas de H2SO4 é aproximadamente:
Para vaporizar 180g de água são necessários:
Dados: massa molar H2O = 18g/mol
a) 79 kJ
b) 5280 kJ
c) 44 kJ
d) 528 kJ
e) 440 kJ
6. (UnB - Adaptada) Cerca de 90% do ácido
nítrico, principal matéria-prima dos adubos à base de
nitratos, são obtidos pela reação de oxidação da amônia
pelo O2, em presença de catalisador-platina com 5% a
10% de paládio ou de ródio (ou de ambos) - a uma
temperatura de 950°C. A reação é representada pela
equação:
a) 3,8 kJ
b) 536 kJ
c) 4025 kJ
d) 5,4x108 kJ
e) 3,8x109 kJ
9. (ITA) Sabe-se que a 25°C as entalpias de
combustão (em kJ.mol-1) de grafita, gás hidrogênio e gás
metano são, respectivamente: – 393,5; – 285,9 e – 890,5.
Assinale a alternativa que apresenta o valor CORRETO
da entalpia da seguinte reação:
6 NH3(g) + 9 O2(g) → 2 HNO3(g) + 4 NO(g) + 8 H2O(g).
C (grafita) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
Essa reação ocorre nas seguintes etapas:
I – 6 NH3(g) + 15/2 O2(g) → 6 NO(g) + 9 H2O(g)
∆H = -1359 kJ
II – 3 NO(g) + 3/2 O2(g) → 3 NO2(g)
∆H = - 170 kJ
III – 3 NO2(g) + H2O(g) → 2 HNO3(g) + NO(g)
∆H = - 135 kJ
Com base nas informações relativas às três
etapas envolvidas na produção de ácido nítrico, calcule,
em KJ, a variação de entalpia correspondente à síntese
de um mol desse ácido.
7. (Fuvest) Benzeno pode ser obtido a partir de
hexano por reforma catalítica. Considere as reações da
combustão:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
Calor liberado = 286 kJ/mol de combustível
C6H6(l) + 15/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 3 H2O(l)
Calor liberado = 3268 kJ/mol de combustível
C6H14(l) + 19/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 7 H2O(l)
Calor liberado = 4163 kJ/mol de combustível
CASD Vestibulares
a)
b)
c)
d)
e)
– 211,1 kJ.mol-1
– 74,8 kJ.mol-1
74,8 kJ.mol-1
136,3 kJ.mol-1
211,1 kJ.mol-1
10. (UFRN) É possível sintetizar o metano (CH4)
gasoso a partir da reação do carbono (C) sólido com
hidrogênio (H2) gasoso. Considere os valores de variação
de entalpia, nas condições normais de temperatura e
pressão expressos nas seguintes equações:
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
∆H = - 393,5 kJ/mol
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
∆H = - 285,8 kJ/mol
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
∆H = - 890,3 kJ/mol
A partir dos dados acima, o tipo de reação e a
variação de entalpia para a síntese do metano podem ser
representados pelo gráfico:
Química – Termoquímica
3
combustão dos elementos C(grafite), W(s) e do carbeto de
tungstênio. WC (s):
2 W (s) + 3 O2 (g) → 2 WO3 (s)
∆H1 = - 1680,6 kJ
C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g)
∆H2 = - 393,5 kJ
2 WC (s) + 5 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 WO3(s)
∆H3 = - 2391,6 kJ
11. (PUC-MG) Na estratosfera, os CFCs
(provenientes dos propelentes de aerossol) e o gás
oxigênio (O2) absorvem radiação alfa de altas energias 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, 1atm)
O2(g) + Cl(g) → ClO(g) + O(g)
∆H = + 64 kcal
O3(g) + Cl(g) → ClO(g) + O2(g)
∆H = - 30 kcal
O valor da variação de entalpia (∆H), em kcal, para
a reação de remoção do ozônio, representado pela
equação a seguir, é igual a:
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), ∆H = ?
A qual alternativa correspondem o valor de ∆H
(em kJ) e o tipo de reação, respectivamente?
a) - 878,3, exotérmica
b) - 317,5, exotérmica
c) - 38,0, exotérmica
d) 38,0, endotérmica
e) 317,5, endotérmica
14. (Unicamp) As variações de entalpia (∆H) do
oxigênio, do estanho e dos seus óxidos, a 298K e 1 bar,
estão representadas no diagrama:
O3(g) + O(g) → 2 O2(g)
a) - 94
b) - 34
c) - 64
d) + 34
e) + 94
12.
(Mackenzie)
Dadas
termoquímicas, a 1 atm e 25°C.
as
equações
I) 2 C6H6 (l) + 15 O2 (g) → 12 CO2 (g) + 6 H2O (l)
∆H = - 800 kcal
II) 4 CO2(g) + 2 H2O (l) → 2 C2H2 (g) + 5 O2(g)
∆H = + 310 kcal
O calor da trimerização do acetileno, em kcal/mol,
na formação de benzeno é:
Assim, a formação do SnO(s), a partir dos
elementos, corresponde a uma variação de entalpia de
– 286 kJ/mol.
a) Calcule a variação de entalpia (∆H) correspondente à
decomposição do SnO2(s) nos respectivos elementos, a
298K e 1 bar.
b) Escreva a equação química e calcule a respectiva
variação de entalpia (∆H) da reação entre o óxido de
estanho II (SnO) e o oxigênio, produzindo o óxido de
estanho IV (SnO2), a 298K e 1 bar:
a) - 65 kcal / mol.
b) - 245 kcal/mol.
c) - 490 kcal/mol.
d) +1110 kcal/mol.
e) - 130 kcal/mol.
13. (UFRGS) 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 1400 °C. No
entanto, podem-se medir com facilidade os calores de
CASD Vestibulares
Química – Termoquímica
4
15. (Puccamp - Adaptada) São dadas as
entalpias padrão de formação das seguintes substâncias:
Substâncias / ∆H° de formação (kJ/mol)
CO2 (g) / ∆H°f = - 393,3
H2O(g) / ∆H°f = - 285,8
CH3OH(l) / ∆H°f = - 238,5
19. (UNIRIO) Os soldados em campanha
aquecem suas refeições prontas, contidas dentro de uma
bolsa plástica com água. Dentro desta bolsa existe o metal
magnésio, que se combina com a água e forma hidróxido
de magnésio, conforme a reação:
Mg (s) + 2 H2O (l) → Mg(OH)2 (s) + H2 (g)
Reação de combustão:
CH3OH(l) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
Na combustão completa de 0,5 mol de metanol, a
25°C e 1 atm de pressão há
a) liberação de 726,3 kJ
b) absorção de 726,3 kJ
c) liberação de 363,2 kJ
d) absorção de 363,2 kJ
e) liberação de 181,6 kJ
16. (FEI) Considerando as reações abaixo:
A variação de entalpia desta reação, em kJ/mol, é:
(Dados: ∆H°f H2O (l) = - 285,8 kJ/mol
∆H°f Mg(OH)2 (s) = -924,5 kJ/mol )
a) -1.496,1
b) -638,7
c) -352,9
d) +352,9
e) +1.496,1
20. (UERJ) O alumínio é utilizado como redutor de
óxidos, no processo denominado aluminotermia,
conforme mostra a equação química:
8 Al (s) + 3 Mn3O4(s) → 4 Al2O3 (s) + 9 Mn (s)
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(l) + 1299,5 kJ
C(graf) + O2(g) → CO2(g) + 393,5 kJ
Observe a tabela:
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) + 285,8 kJ
A entalpia molar de formação de C2H2(g) é:
a) + 226,7 kJ
b) + 620,2 kJ
c) + 798,3 kJ
d) - 1978,8 kJ
e) - 2372,3 kJ
17. (ITA - Adaptada) Qual das opções a seguir
apresenta a equação química balanceada para a reação
de formação de óxido de ferro (II) (FeO) sólido nas
condições-padrão?
a) Fe (s) + Fe2O3 (s) → 3 FeO(s)
b) Fe (s) + 1/2 O2 (g) → FeO(s)
c) Fe2O3 (s) → 2 FeO (s) + 1/2 O (g)
d) Fe (s) + CO (g) → FeO (s) + C (graf)
e) Fe (s) + CO(g) → FeO(s) + C (graf) + 1/2 O2 (g)
18. (UFRRJ) Adicionando bicarbonato de sódio
para auxiliar o cozimento dos alimentos, tem-se a seguinte
reação:
2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2(g) + H2O.
Considerando os dados a seguir,
a) - 282,5
b) - 2515,3
c) - 3053,1
d) - 10827,1
21. (PUC-SP) Para determinar a entalpia de
formação de algumas substâncias que não podem ser
sintetizadas diretamente a partir dos seus elementos
constituintes, utiliza-se, muitas vezes, o calor de
combustão.
Dados:
H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l), ∆H = - 290 kJ
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 390 kJ
C8H8(g) + 10 O2 (g) → 8 CO2(g) + 4 H2O(l), ∆H = - 4400 kJ
A partir das reações de combustão do estireno
(C8H8), do hidrogênio e do carbono nas condições padrão
acima, conclui-se que a entalpia de formação do estireno
(ΔH°f C8H8) é igual a
∆H(NaHCO3) = - 226,5 kcal / mol
∆H(Na2CO3) = - 270,3 kcal / mol
∆H(CO2) = - 94 kcal / mol
∆H(H2O) = - 57,8 kcal / mol
calcule a quantidade de calor envolvida, quando utiliza-se
0,2 mol de bicarbonato de sódio.
CASD Vestibulares
Segundo a equação acima, para a obtenção do
Mn (s), a variação de entalpia, na temperatura de 298 K,
em kJ, é de:
a) 3.720 kJ/mol
b) 120 kJ/mol
c) 2200 kJ/mol
d) 25.080 kJ/mol
e) 28.680 kJ/mol
Química – Termoquímica
5
22. (Fuvest) Pode-se calcular a entalpia molar de
vaporização do etanol a partir das entalpias das reações
de combustão representadas por
25. (Cesgranrio) A etapa fotoquímica da
fotossíntese, conhecida como “reações de claro”, é assim
chamada por ocorrer somente na presença de luz. Essas
reações podem ser simplificadas na seguinte equação:
Para isso, basta que se conheça, também, a
entalpia molar de
a) vaporização da água.
b) sublimação do dióxido de carbono.
c) formação da água líquida.
d) formação do etanol líquido
e) formação do dióxido de carbono gasoso.
23. (Fuvest) As reações, em fase gasosa,
representadas pelas equações I, II e III, liberam,
respectivamente, as quantidades de calor Q1, Q2 e Q3
(medidas em J), sendo Q3 > Q2 > Q1.
I. 2 NH3 + 5/2 O2 → 2 NO + 3 H2O, ΔH1 = - Q1
II. 2 NH3 + 7/2 O2 → 2 NO2 + 3 H2O, ΔH2 = - Q2
III. 2 NH3 + 4 O2 → N2O5 + 3 H2O, ΔH3 = - Q3
Assim sendo, a reação representada por
IV. N2O5 → 2 NO2 + ½ O2, ΔH4
será
Com a entalpia padrão de formação (∆Hof) do gás
carbônico, da água e da glicose, é possível quantificar a
energia liberada na queima da glicose, conforme o quadro
anterior.
Assim sendo, a quantidade máxima de energia
liberada, na combustão completa de 36g de glicose, em
condições-padrão, é igual a:
a) 562,6
b) 843,9
c) 1406,5
d) 1969
e) 2813
26. (Fuvest) Considere os dados da tabela
abaixo, a 25 ºC e 1 atm.
a) exotérmica, com ΔH4 = Q3 – Q1.
b) endotérmica, com ΔH4 = Q2 – Q1.
c) exotérmica, com ΔH4 = Q2 – Q3.
d) endotérmica, com ΔH4 = Q3 – Q2
e) exotérmica, com ΔH4 = Q1 – Q2
24. (UEM – PR) Observe o diagrama abaixo, a
250 °C e 1 atm, e assinale a(s) alternativa(s) correta(s).
a) Calcule a variação de entalpia (em kJ/mol) quando a
base reage com o ácido para formar o correspondente sal.
b) Essa reação de salificação é exotérmica ou
endotérmica? Por quê?
01) A entalpia de formação de 1/2 mol de água líquida é
–143 kJ, a 250°C e 1 atm.
02) A reação de formação da água é um processo
endotérmico.
04) A vaporização de 2 mols de água, a 250°C e 1 atm,
absorve 88 kJ.
08) Apenas ∆H1 pode ser chamado de entalpia de
formação.
16) Através da lei de Hess, tem-se: ∆H2 = ∆H1 - ∆Hvaporização
32) Entalpia de vaporização é sempre positiva
CASD Vestibulares
27. (IME-RJ) Em função do calor de formação do
dióxido de carbono (∆H°f,CO2), do calor de formação do
vapor d’água (∆H°f,H2O(g)) e do calor da combustão
completa de uma mistura de metano e oxigênio, em
proporção estequiométrica (∆Hr), deduza a expressão do
calor de formação do metano (∆H°f,CH4).
28. (ITA) Assinale a opção ERRADA que
apresenta (em kJ/mol) a entalpia padrão de formação da
substância (∆H°f) a 25°C
a) ∆H°f (H2 (g)) = 0
b) ∆H°f (F2 (g)) = 0
c) ∆H°f (N2 (g)) = 0
d) ∆H°f (Br2 (g)) = 0
e) ∆H°f (Cl2 (g)) = 0
Química – Termoquímica
6
29. (Unesp - Adaptada) Rações militares de
emergência são fornecidas em embalagens de plástico
aluminizado, contendo dois recipientes independentes e
impermeáveis, conforme esquema mostrado a seguir.
a) Calcule, com base nos dados da tabela, o valor da
variação de entalpia (∆H), em kJ/mol, para a combustão
da sacarose sólida formando dióxido de carbono gasoso
e água líquida.
Para o aquecimento do alimento, introduz-se água
no recipiente externo, através de orifício próprio. Em
presença de Fe e NaCl, a reação a seguir ocorre
rapidamente:
Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(s) + H2(g) + calor
a) Calcule a quantidade de energia desprendida nas
condições padrão, quando 0,10 mol de Mg(s) reagir
completamente com a água adicionada.
b) Hidróxido de magnésio também pode ser obtido pela
reação entre óxido de magnésio sólido e água líquida.
Escreva a equação balanceada que representa esta
reação química. Sabendo que a variação de entalpia desta
reação vale X, calcule a entalpia de formação do óxido de
magnésio.
Dados:
entalpias padrão de formação, em kJ/mol: H 2O(l) = - 285;
Mg(OH)2(s) = - 930.
30. (Unicamp) As informações contidas a seguir
foram extraídas de rótulos de bebidas chamadas
“energéticas”, muito comuns atualmente, e devem ser
consideradas para a resolução da questão.
“Cada 500 mL contém”
31. (Unicamp - Adaptada) Quando se utiliza um
biossistema integrado numa propriedade agrícola, a
biodigestão é um dos processos essenciais desse
conjunto. O biodigestor consiste de um tanque, protegido
do contato com o ar atmosférico, onde a matéria orgânica
de efluentes, principalmente fezes animais e humanas,6é
metabolizada por bactérias. Um dos subprodutos obtidos
nesse processo é o gás metano, que pode ser utilizado na
obtenção de energia em queimadores. A parte sólida e
líquida que sobra é transformada em fertilizante. Dessa
forma, faz-se o devido tratamento dos efluentes e ainda se
obtêm subprodutos com valor agregado.
Sabe-se que a entalpia molar de combustão do
metano é de - 803 kJ/mol; que a entalpia molar de
formação desse mesmo gás é de - 75 kJ/mol; que a
entalpia molar de formação do CO2 é de - 394 kJ/mol. A
partir dessas informações, calcule a entalpia molar de
formação da água nessas mesmas condições.
32. (Unicamp) Uma das grandes novidades em
comunicação é a fibra óptica. Nesta, a luz é transmitida
por grandes distâncias sem sofrer distorção ou grande
atenuação. Para fabricar fibra óptica de quartzo, é
necessário usar sílica de alta pureza, que é preparada
industrialmente usando uma sequência de reações cujas
equações (não balanceadas) estão representadas a
seguir:
Valor energético = 140 CAL
Carboidratos (sacarose) = 35 g
Sais minerais = 0,015 mol*
Proteínas = 0 g
Lipídios = 0 g
*(valor calculado a partir do rótulo)
A unidade CAL utilizada para expressar o “valor
energético”, como especificado no rótulo, significa 1000
calorias. Essa unidade é obsoleta, e sua relação com a
unidade recomendada de energia, o joule (J), é: 1 caloria
= 4,184 J. Portanto, o valor energético escrito no rótulo
equivale a 586 kJ (quilojoule).
CASD Vestibulares
b) Considerando que a reação de combustão da sacarose
anteriormente representada possa ser utilizada no cálculo
do “valor energético”, qual a contribuição da sacarose
(carboidratos) para o “valor energético” da bebida (dar em
porcentagem)?
I. SiO2 (s) + C (s) → Si (s) + CO2 (g)
II. Si (s) + Cl2 (g) → SiCl4 (g)
III. SiCl4 (g) + O2 (g) → SiO2 (s) + Cl2 (g)
Química – Termoquímica
7
a) Na obtenção de um tarugo de 300 g de sílica pura, qual
a quantidade de energia (em kJ) envolvida? Considere a
condição padrão.
8. Considere que a produção do H2SO4 é a partir
do S, do O2 e da H2O – caso contrário, as duas primeiras
equações seriam desnecessárias.
Dados de entalpia padrão de formação em kJ mol-1:
SiO2 (s) = -910;
CO2 (g) = -394;
SiCl4 (g) = -657.
Massas molares (em g/mol): C = 12, O = 16, Cl = 35,5,
Si = 28
9. Dê uma olhada no enunciado do exercício
resolvido de Lei de Hess. As duas questões são iguais, só
o enunciado que está escrito de forma diferente.
b) Com a sílica produzida (densidade = 2,2 g cm -3), foi feito
um tarugo que, esticado, formou uma fibra de 0,06 mm de
diâmetro. Calcule o comprimento da fibra esticada, em
metros.
12. Reação de trimerização do acetileno é quando
3 moléculas de acetileno (C2H2) se juntam para formar
uma molécula de benzeno (C6H6). Ou seja, a reação
pedida é a seguinte:
3 C2H2 (g) → C6H6 (l)
16. A entalpia de formação do C2H2 (g) é o ΔH da
reação de formação do C2H2:
DICAS
2 C(graf) + H2 (g) → C2H2 (g)
Tente fazer o exercício primeiro antes de olhar
as dicas.
2. Queremos encontrar o ΔH da reação:
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)
Logo, precisamos fazer aparecer CO (g) no lado
esquerdo e CO2 (g) no lado direito ao somar as equações.
Para que isso aconteça, podemos inverter a primeira
equação dada e manter a segunda equação inalterada.
Observe que o ΔH da primeira reação fica com o sinal
trocado:
CO(g) → C(grafite) + ½ O2(g) ∆H = + 26,4 kcal
C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
∆H‚ = - 94,1 kcal
Somando as duas equações, obtemos a reação
pedida. Observe que o C(grafite) vai cancelar e vai sobrar
½ O2 (g) do lado esquerdo.
3. Para obter a equação (I), precisamos fazer
aparecer 2 C(s) do lado esquerdo e 2 CO(g) do lado
direito. Para que isso aconteça, podemos multiplicar a
equação (II) por 2, inverter a equação (III) e somar. Não
esqueça de fazer as alterações correspondentes nos
valores de ΔH.
Nessa questão, o enunciado não especificou qual
era a forma alotrópica do C. Isso não prejudicou a
resolução nesse caso, mas o correto é especificar se o
carbono é grafite ou diamante.
17. Lembre-se de que, em uma reação de
formação:
- os reagentes devem ser substâncias simples no
estado físico mais comum a 25°C e 1 atm e na forma
alotrópica mais estável.
- deve ocorrer a formação de apenas um mol de
produto.
18. Fazendo a soma das entalpias de formação
dos produtos (Na2CO3, CO2(g) e H2O) menos a soma das
entalpias de formação dos reagentes (2 NaHCO 3),
encontramos o ΔH da reação em kJ/mol, ou seja, a
quantidade de calor envolvida (liberada/absorvida) com 2
mol de bicarbonato de sódio (NaHCO3) – pois o
coeficiente estequiométrico do NaHCO3 é 2.
21. A entalpia de formação do C8H8 (g) é o ΔH da
reação de formação do C8H8:
8 C(graf) + 4 H2 (g) → C8H8 (g)
22. A entalpia molar de vaporização do etanol é o
ΔH do seguinte processo:
C2H5OH (l) → C2H5OH (g)
A entalpia molar de vaporização da água é o ΔH
do seguinte processo:
H2O (l) → H2O (g)
4. Podemos inverter a primeira equação dada,
multiplicar a segunda equação dada por ½ e somar. Note
que, ao fazer isso, obtemos a equação desejada.
A entalpia molar de sublimação do gás carbônico
é o ΔH do seguinte processo:
CO2 (s) → CO2 (g)
6. As reações nessa questão são um pouco mais
complicadas do que nas anteriores. No entanto, note que
basta somar as equações dadas para obter a equação
desejada.
23. Perceba que, em todas as alternativas, só há
duas quantidades de calor envolvidas. Isso quer dizer que
uma das reações dadas não vai ser utilizada no cálculo do
ΔH4.
7. A fórmula molecular do hexano é C6H14 e a
fórmula molecular do benzeno é C6H6. Logo, a questão
pede que se calcule o ΔH da seguinte reação:
24. Entalpia de vaporização é o ΔH de uma
vaporização. Esse processo absorve ou libera calor?
C6H14 (l) → C6H6 (l) + 4 H2 (g)
CASD Vestibulares
25. A combustão completa da glicose é o
processo inverso ao da fotossíntese, representada pela
equação dada no enunciado.
Química – Termoquímica
8
O enunciado pede a quantidade máxima de
energia liberada, mas isso não muda em nada a resolução
da questão. Ele só está considerando que, na prática,
devido a efeitos dissipativos, a energia liberada é menor
do que o valor esperado teoricamente.
6. ΔH = – 832 kJ
26. A base a que ele se refere é amônia (NH3), o
ácido a que ele se refere é o cloreto de hidrogênio (HCl) e
o sal a que ele se refere é o cloreto de amônio (NH4Cl). A
reação entre eles é a seguinte:
NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s)
10. A
27. Essa é uma questão normal de Lei de Hess, a
diferença é que o enunciado não dá os valores numéricos
de ΔH. As reações dadas (com seus respectivos ΔH) são:
14. a) ∆H = 581 kJ/mol
7. B
8. E
9. B
11. A
12. A
13. C
b) SnO (s) + ½ O2 → SnO2 (s)
ΔH = - 295 kJ/mol
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g), ∆H°f,CO2
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g), ∆H°f,H2O(g)
CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g), ∆Hr
15. C
O que a questão pede é o ΔH da seguinte reação:
17. B
16. A
18. 3,09 kcal
C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g), ∆H°f,CH4
19. B
28. A entalpia padrão de substâncias simples é
zero somente quando a substância estiver no seu estado
físico mais comum a 25°C e 1 atm. Qual das alternativas
tem uma substância que não está no estado gasoso a
25°C e 1 atm?
20. B
21. B
22. A
23. D
29. Fórmula do óxido de magnésio: MgO
Fórmula do hidróxido de magnésio: Mg(OH)2
24. Corretas: 01, 04, 32
31. Reação de combustão do metano:
CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)
26. a) ∆H = – 176 kJ/mol
32. Note que as equações dadas não estão
balanceadas. No entanto, é necessário alterar o
coeficiente de apenas uma substância nas reações II e III.
A sílica a que o enunciado se refere é o SiO2.
Observe que o enunciado se refere ao processo
de purificação da sílica – ou seja, no processo global, o
SiO2 não é consumido nem produzido.
Antes de fazer contas pra encontrar o ΔH de cada
uma das etapas, procure descobrir qual é o processo
global de purificação primeiro. Isso vai reduzir muito a
quantidade de contas realizadas. Dica: esse processo não
envolve o SiO2!
25. A
b) Exotérmica, pois seu ΔH é menor do que
zero, o que indica que a reação libera calor.
27. ∆H°f,CH4 = ∆H°f,CO2 + 2∆H°f,H2O(g) - ∆Hr
28. D
29. a) 36 kJ
b) MgO (s) + H2O (l) → Mg(OH)2 (s)
ΔH = – 645 – X kJ, onde X é o ΔH da reação
do MgO (s) com a H2O (l)
30. a) ∆H = – 5653 kJ/mol
b) 98,7 %
GABARITO
31. ∆H = – 242 kJ/mol
32. a) ∆H = – 1970 kJ. Logo, são liberados 1970kJ
1. Gabarito na apostila
b) 5·104 m
2. C
3. a) ΔH = – 505 kJ/mol
b) Todas as reações são exotérmicas (ΔH < 0)
4. a) ΔH = – 188 kJ/mol
b) Exotérmica, pois seu ΔH é menor do que
zero, o que indica que a reação libera calor.
5. E
CASD Vestibulares
Química – Termoquímica
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