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A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de CALOR O alimento para cozinhar ABSORVE energia na forma de CALOR As transformações sofridas pela matéria.

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1 A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de CALOR O alimento para cozinhar ABSORVE energia na forma de CALOR As transformações sofridas pela matéria são, quase sempre, acompanhadas por absorção ou liberação de energia

2 Esta energia é estudada por um segmento da química denominado de

3 Absorvem calor do meio ambiente Absorvem calor do meio ambiente Liberam calor para o meio ambiente Liberam calor para o meio ambiente

4 01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela acesa: I. Solidificação da parafina que escorre da vela. II. Queima da parafina. III. Vaporização da parafina. Dessas transformações, APENAS: a) I é endotérmica. b) II é endotérmica. c) III é endotérmica. d) I e II são endotérmicas. e) II e III são endotérmicas. EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA SÓLIDO LÍQUIDOGASOSO fusão vaporização solidificaçãocondensação ressublimação sublimação

5 02) Ao se dissolver uma determinada quantidade de cloreto de amônio em água a 25°C, obteve-se uma solução cuja temperatura foi de 15°C. A transformação descrita caracteriza um processo do tipo: a) atérmico. b) adiabático. c) isotérmico. d) exotérmico. e) endotérmico.

6 03) (UFMG – 2002) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo humano. Essa sensação de frio explica-se CORRETAMENTE pelo fato de que a evaporação da água a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo. b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo. c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo. e) é um processo atérmico e não troca calor com o corpo.

7 16) (Unesp-SP) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: I. Gás queimando em uma das bocas do fogão. II. Água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta boca do fogão. Com relação a esses processos, pode-se estimar que: a)I e II são exotérmicos. b)I é exotérmico e II é endotérmico. c)I é endotérmico e II é exotérmico. d)I é isotérmico e II é exotérmico. e)I é endotérmico e II é isotérmico.

8 Toda espécie química possui uma energia, que quando medida à pressão constante, é chamada de ENTALPIA (H) Toda espécie química possui uma energia, que quando medida à pressão constante, é chamada de ENTALPIA (H) Não é possível calcular a entalpia de um sistema, e sim a sua variação ( Δ H ) Δ H = H final – H inicial

9 ENTALPIA (H) Caminho da reação REAGENTES PRODUTOS Δ H < 0 Δ H = H final – H inicial HRHR HPHP

10 ENTALPIA (H) Caminho da reação REAGENTES PRODUTOS Δ H > 0 Δ H = H final – H inicial HRHR HPHP

11 01) Considere o gráfico a seguir: Kcal Caminho da reação A + B C + D É correto afirmar que: São feitas as afirmações: I. A entalpia dos produtos é de 40 kcal II. A reação absorve 15 kcal III. A reação direta é exotérmica IV. A variação de entalpia é de 15 kcal c) Apenas I, II e IV são verdadeiras. d) Apenas I, II e III são verdadeiras. e) Apenas III é verdadeira. a) Apenas I é verdadeira. b) Apenas I e II são verdadeiras. VERDADEIRA ΔHΔH=HRHR 40 – HPHP 2515 kcal VERDADEIRA FALSA VERDADEIRA

12 O calor pode ser representado como parte integrante da reação ou na forma de variação de entalpia O calor pode ser representado como parte integrante da reação ou na forma de variação de entalpia

13 2 NH 3(g) + 92,2 KJ N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) N 2(g) + 3 H 2(g) ΔH = + 92,2 KJ N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) + 92,2 KJ N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) ΔH = – 92,2 KJ

14 01) A variação de energia térmica de uma reação, quando reagentes e produtos são comparados sob mesma pressão, recebe o nome de: a) entalpia. b) entropia. c) energia livre. d) energia de ativação. e) calor específico.

15 02) Reação exotérmica é aquela na qual: 1 - há liberação de calor. 2 - há diminuição de energia. 3 – a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. 4 - a variação de entalpia é negativa. Estão corretos os seguintes complementos: a) somente 1. b) somente 2 e 4. c) somente 1 e 3. d) somente 1 e 4. e) 1, 2, 3 e 4. V V V V

16 03) Considere o seguinte gráfico: De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo. "A variação da entalpia é ; a reação é porque se processa calor a) positiva, exotérmica, liberando. b) positiva, endotérmica, absorvendo. c) negativa, endotérmica, absorvendo. d) negativa, exotérmica, liberando. e) negativa, exotérmica, absorvendo. A (g) + B (g) 2 AB (g) Entalpia (H) caminho da reação ΔHΔH EXOTÉRMICA NEGATIVA LIBERANDO

17 04) (UEL-PR) As bolsas térmicas consistem, geralmente, de dois invólucros selados e separados, onde são armazenadas diferentes substâncias químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é rompida, as substâncias neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento ou o resfriamento. A seguir, estão representadas algumas reações químicas que ocorrem após o rompimento da camada que separa os invólucros com seus respectivos ΔH. I. CaO + SiO 2 (g) CaSiO 3 (s) ΔH = – 89,5 kj/mol II. NH 4 NO 3 (s) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + NO 3 – (aq) ΔH = + 25,69 kj/mol III. CaCl 2 (s) + H 2 O (l) Ca 2+ (aq) + 2 Cl – (aq) ΔH = – 82,80 kj/mol I. CaO + SiO 2 (g) CaSiO 3 (s) ΔH = – 89,5 kj/mol II. NH 4 NO 3 (s) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + NO 3 – (aq) ΔH = + 25,69 kj/mol III. CaCl 2 (s) + H 2 O (l) Ca 2+ (aq) + 2 Cl – (aq) ΔH = – 82,80 kj/mol Analise as reações e os valores correspondentes de ΔH e indique a alternativa que correlaciona, adequadamente, as reações com as bolsas térmicas quentes ou frias. a)I. fria, II. quente, III. Fria. b)I. quente, II. fria, III. quente. c)I. fria. II. fria, III. fria. d)I. quente, II. quente, III. Fria. e)I. quente, II. quente, III. quente.

18 QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) ΔH = – 286 KJ 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O ( l ) ΔH = – 572 KJ

19 ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES E DOS PRODUTOS ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES E DOS PRODUTOS H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( s ) H = – 293 KJ H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) H = – 286 KJ H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( v ) H = – 243 KJ

20 H 2 O ( s ) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) H 2 O ( v ) ΔH 3 = – 293 KJ ΔH 2 = – 286 KJ ΔH 1 = – 243 KJ ENTALPIA caminho da reação

21 ESTADO ALOTRÓPICO C (grafite) + O 2 (g) CO 2(g) ΔH = – 393,1 KJ C (diamante) + O 2 (g) CO 2(g) ΔH = – 395,0 KJ ENTALPIA caminho da reação C (grafite) + O 2(g) C (diamante) + O 2(g) CO 2(g) ΔH = – 393,1 KJ ΔH = – 395,0 KJ

22 É a equação química que indica a variação de entalpia da reação, os estados físicos das substâncias e as condições de temperatura e pressão em que a mesma se processa É a equação química que indica a variação de entalpia da reação, os estados físicos das substâncias e as condições de temperatura e pressão em que a mesma se processa EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O ( l ) ΔH = – 572 KJ (25°C, 1 atm)

23 Observações: Se a equação termoquímica em um sentido for endotérmica, no sentido contrário será exotérmica Se a equação termoquímica em um sentido for endotérmica, no sentido contrário será exotérmica Quando não citamos os valores da pressão e da temperatura é porque correspondem as condições ambientes (25°C, 1 atm) Quando não citamos os valores da pressão e da temperatura é porque correspondem as condições ambientes (25°C, 1 atm)

24 01) Considere a reação representada pela equação termoquímica: N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) ΔH = – 22 kcal São feitas as seguintes afirmações: I.A quantidade de energia liberada será maior se o produto obtido for dois mols de NH 3 no estado líquido. V V II.A decomposição de 6,8g de NH 3 gasoso absorve 4,4 kcal. III. A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol. Quais são corretas? a) apenas I. b) apenas I e II. c) apenas I e III. d) apenas II e III. e) I, II e III. A energia liberada aumenta no sentido: GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO 2 x 17 g absorve 22 kcal 6,8 g absorve x kcal Então x = 4,4 kcal V V a formação de 2 mol libera 22 kcal a formação de 1 mol libera 11 kcal V V

25 ESTADO PADRÃO DOS ELEMENTOS E DOS COMPOSTOS QUÍMICOS ESTADO PADRÃO DOS ELEMENTOS E DOS COMPOSTOS QUÍMICOS Um elemento químico ou composto se encontra no ESTADO PADRÃO quando se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão Um elemento químico ou composto se encontra no ESTADO PADRÃO quando se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão C (grafite) O 2(g) CO 2(g) H 2 O ( l )

26 Quando a substância é SIMPLES e se encontra no estado padrão sua entalpia será igual a ZERO Quando a substância é SIMPLES e se encontra no estado padrão sua entalpia será igual a ZERO Assim, no estado padrão, terão entalpias iguais a ZERO Carbono grafite Oxigênio Fósforo vermelho Enxofre rômbico Nitrogênio (N 2 ) Prata (Ag)

27 É a variação de entalpia envolvida na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes, com todas as espécies no estado padrão É a variação de entalpia envolvida na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes, com todas as espécies no estado padrão H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) ΔH = – 286 KJ N 2(g) + 3 H 2(g) NH 3(g) ΔH = – 11 kcal 2 2 1

28 Podemos calcular a variação de entalpia de uma reação a partir das entalpias de formação das substâncias que participam da reação pela fórmula: Podemos calcular a variação de entalpia de uma reação a partir das entalpias de formação das substâncias que participam da reação pela fórmula: ΔH = H final – H inicial

29 01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol: Al 2 O 3(s) = – 1670; MgO (s) = – 604. Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da reação representada por: 3 MgO (s) + 2 Al (s) 3 Mg (s) + Al 2 O 3 (s) Seu valor é igual a: a)– 1066 kj. b)– 142 kj. c)+ 142 kj. d) kj. e) kj. ΔH = H final – H inicial ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] ΔH = (– 1670) – (– 1812) ΔH = – ΔH = kJ

30 02) Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o H de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H da reação abaixo será: 2 FeO + 1/2 O 2 Fe 2 O 3 ΔH = H final – H inicial ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)] a) – 68,4 kcal/mol. b) + 68,4 kcal/mol. c) – 132,5 kcal/mol. d) + 132,5 kcal/mol. e) – 260,5 kcal/mol ΔH = (– 196,5) – (– 128,04) ΔH = – 196, ,04 ΔH = – 68,42 kcal

31 03) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada: A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a: Entalpias de formação em kj/mol, CH 4 = – 75; H 2 O = – 287; CO = – 108. CH 4 (g) + H 2 O (V) CO (g) + 3 H 2 (g) a) kj. b) – 127 kj. c) – 479 kj. d) kj. e) – 254 kj. ΔH = H final – H inicial ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– x (– 287)] ΔH = (– 108) – [– 75 – 287] ΔH = (– 108) – (– 362) ΔH = – ΔH = 254 kj

32 04)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos, C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + H 2 O (l) Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C 2 H 2 (g) ) ΔH = – 393,3 kj/mol (CO 2 (g) ) ΔH = – 285,5 kj/mol (H 2 O (l) ) Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C 2 H 2, em kj/mol. a) ,6. b) – 1298,6. c) – 905,3. d) + 905,3. e) – 625,8. ΔH = H final – H inicial ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)] ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5 ΔH = – 1298,6 kj/mol

33 É a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma determinada substância, com todas as substâncias envolvidas na combustão, no estado padrão É a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma determinada substância, com todas as substâncias envolvidas na combustão, no estado padrão H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) ΔH = – 68 KJ C (grafite) + O 2 (g) CO 2(g) ΔH = – 393,1 KJ

34 01) O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal. Quando 80 g de metano são queimados, a energia liberada é: Dados: C = 12 u.; H = 1 u CH O 2 CO H 2 O a) 1060 Kcal. b) 530 Kcal. c) 265 Kcal. d) 140 Kcal. e) 106 Kcal. 1 mol de CH kcal 80 g de CH 4 libera x kcal 16 g de CH 4 libera CH 4 : x 1 = 16 g x 16 = 16 x x = 212 x 80 x = x = 1060 kcal

35 02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C 12 H 22 O 11(s), é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO 2 (g) e H 2 O (l) os únicos produtos da reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔH f = – 394 kj/mol (CO 2 (g)) e ΔH f = – 286 kj/mol ( H 2 O(l )), responda às seguintes questões. a) A reação de combustão da sacarose é exotérmica ou endotérmica? EXOTÉRMICA b) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão da sacarose sólida. ___ C 12 H 22 O 11(s) + ___ O 2 (g) ___ CO 2 (g) + ___ H 2 O (l) c) Calcule a entalpia de formação da sacarose sólida, a 25ºC e 1 atm. ΔH = H final – H inicial – 5635 = [12 x (– 394) + 11 x (– 286)] – [ ΔH f ] – 5635 = – 4728 – 3146 – ΔH f ΔH f = 5635 – 7874 ΔH f = – 2239 kj/mol

36 É a energia envolvida (absorvida) na quebra de 1 mol de determinada ligação química, supondo todas no estado gasoso, a 25°C e 1 atm É a energia envolvida (absorvida) na quebra de 1 mol de determinada ligação química, supondo todas no estado gasoso, a 25°C e 1 atm A quebra de ligações será sempre um processo ENDOTÉRMICO A quebra de ligações será sempre um processo ENDOTÉRMICO H – H (g) 2 H (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol

37 01) São dadas as seguintes energias de ligação: LigaçãoEnergia (kj/mol) H – Cl H – F Cl – Cl F – F 431,8 563,2 242,6 153,1 Com os dados fornecidos é possível prever que a reação Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de entalpia, em kj, da ordem de: 2 HCl (g) + F 2 (g) 2 HF (g) + Cl 2 (g) LigaçãoEnergia (kj/mol) a) – 584,9, sendo endotérmica. b) – 352,3, sendo exotérmica. c) – 220,9, sendo endotérmica. d) + 220,9, sendo exotérmica. e) + 352,3, sendo endotérmica. 2 H – Cl + F – F 2 H – F + Cl – Cl 2 X 431,8 + 1 X 153,1 863, , ,7 2 X 563,2+ 1 X 242,6 1126, ,6 – 1369 ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj

38 02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da reação seguinte: 3 Cl NH 3 6 HCl + N 2 N – H93 kcal/mol H – Cl103 kcal/mol N 225 kcal/mol Cl – Cl58 kcal/mol Cl – Cl3+ 2 N – H H H H – Cl6 3 x N x kcal 1036 x – 843 kcal ΔH = (+ 732) + (– 843)ΔH = – 111 kcal

39 03) Na reação representada pela equação abaixo, sabe-se que a energia da ligação C – H é igual a 98,8 kcal/mol. O valor da ligação C = C, em kcal/mol, é: 2 C (g) + 4 H (g) ΔH = kcal/mol a) 443,2 kcal/mol. b) 146,8 kcal/mol. c) 344,4 kcal/mol. d) 73,4 kcal/mol. e) 293,6 kcal/mol. C 2 H 4(g) C = C – H H H – H 4 x 98,8= 542+x x + 395,2 = 542 x = 542 – 395,2 x = + 146,8 kcal

40 04)(UNI – RIO) O gás cloro (Cl 2 ) amarelo-esverdeado é altamente tóxico. Ao ser inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando ácido clorídrico (HCl), um ácido forte, capaz de causar graves lesões internas, conforme a seguinte reação: C l – Cl + H – O – H H – Cl + H – O – Cl ou Cl 2(g) + H 2 O (g) HCl (g) + HClO (g) C l – Cl + H – O – H H – Cl + H – O – Cl ou Cl 2(g) + H 2 O (g) HCl (g) + HClO (g) LigaçãoEnergia de ligação (kj/mol) Cl – Cl243 H – O464 LigaçãoEnergia de ligação (kj/mol) H – Cl431 C l – O205 Utilizando os dados constantes na tabela anterior, marque a opção que contém o valor correto da variação de entalpia verificada, em kj/mol. a) b) c) d) – 71. e) – 104. C l – Cl + H – O – H H – Cl + H – O – Cl 1 x x kj 1 x x x – 1100 kj ΔH = 1171 – 1100 ΔH = + 71 kj/mol

41 C (grafite) + O 2 (g) CO 2(g) ΔH = – 393,3 KJ C (grafite) + O 2 (g) ΔH 2 = – 283,0 KJ caminho direto CO 2(g) ΔH 1 = – 110,3 KJ estado inicial estado final CO (g) + 1/2 O 2 (g) estado intermediário Observe que: ΔH 1 + ΔH 2 = ΔH (– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ

42 Estas observações foram feitas por Germain Henry Hess e, ficou conhecida como LEI DE HESS Estas observações foram feitas por Germain Henry Hess e, ficou conhecida como LEI DE HESS As reações químicas podem ocorrer em várias etapas, porém, verifica-se que sua variação de entalpia depende apenas dos estados inicial e final da mesma As reações químicas podem ocorrer em várias etapas, porém, verifica-se que sua variação de entalpia depende apenas dos estados inicial e final da mesma

43 01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess. I. O calor de reação depende apenas dos estados inicial e final do processo. II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas. III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor da variação de entalpia. IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o valor da variação de entalpia depende dos estados intermediários através dos quais o sistema pode passar. Conclui-se que: a) são verdadeiras as afirmações I e II. b) são verdadeiras as afirmações II e III. c) são verdadeiras as afirmações I, II e III. d) todas são verdadeiras. e) todas são falsas. V V V V V V F F

44 02) (EEM – SP) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ), obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H 2 S 2 O 7 ), que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO 3 ). A equação global pode ser representada por: S 8 (s) + 12 O 2 (g) + 8 H 2 SO 4 (l) 8 H 2 S 2 O 7 (l) As etapas envolvidas no processo são: Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum. I. S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO 2 (g) + 1 /2 O 2 (g) SO 3 (g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO 3 (g) + H 2 SO 4 (l) H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 130 kj/mol I. S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO 2 (g) + 1 /2 O 2 (g) SO 3 (g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO 3 (g) + H 2 SO 4 (l) H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 130 kj/mol

45 S 8 (s) + 12 O 2 (g) + 8 H 2 SO 4 (l) 8 H 2 S 2 O 7 (l) Repetimos a equação ( I ): I. S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO 2 (g) + 1/2 O 2 (g) SO 3 (g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO 3 (g) + H 2 SO 4 (l) H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 130 kj/mol I. S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO 2 (g) + 1/2 O 2 (g) SO 3 (g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO 3 (g) + H 2 SO 4 (l) H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 130 kj/mol S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol Multiplicamos a equação ( II ) por 8 : 8 SO 2 (g) + 4 O 2 (g) 8 SO 3 (g) ΔH = – 800 kj/mol Multiplicamos a equação ( III ) por 8 : 8 SO 3 (g) + 8 H 2 SO 4 (l) 8 H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 1040 kj/mol Somamos todas as equações: S 8 (s) + 12 O 2 (g) + 8 H 2 SO 4 (l) 8 H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 4215 kj/mol

46 03) (Covest – 2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas abaixo: Fe(s) + O 2 (g) FeO(s) 2 Fe(s) + O 2 (g) Fe 2 O 3 (s) ΔH = – 64 kcal ΔH = – 196 kcal Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação: 2 FeO(s) + O 2 (g) Fe 2 O 3 (s) 1 2 Devemos inverter e multiplicar por 2 a primeira equação 2 FeO(s) 2 Fe(s) + O 2 (g) ΔH = kcal Devemos repetir a segunda equação Somando as duas equações, teremos: 2 Fe(s) + O 2 (g) Fe 2 O 3 (s) ΔH = kcal FeO(s)+ 1 2 O 2 (g)Fe 2 O 3 (s) ΔH = - 68 kcal

47 04) A partir das equações termoquímicas: H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) ΔH = – 286 KJ H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( v ) ΔH = – 242 KJ É possível prever que na transformação de 2,0 mols de água líquida em vapor dágua haverá: a) liberação de 44 kJ. b) absorção de 44 kJ. c) liberação de 88 kJ. d) absorção de 88 kJ. e) liberação de 99 kJ. Como queremos transformar água líquida em vapor dágua, deveremos: Como queremos transformar água líquida em vapor dágua, deveremos: inverter a primeira equação: H 2 O ( l ) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) ΔH = KJ repetir a segunda equação: H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( v ) ΔH = – 242 KJ somar as duas equações: H 2 O ( l ) H 2 O (v) ΔH = + 44 KJ Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS 88 kj

48 05) Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas: A + B C D + B C A D ΔH = – 20,5 kcal ΔH = – 25,5 kcal ΔH = ? kcal A variação de entalpia da transformação de A em D será: a)– 5,0 kcal b)+ 5,0 kcal c)+ 46,0 kcal d)– 46,0 kcal e)– 0,5 kcal A DΔH = ? kcal A + B CΔH = – 20,5 kcal C D + B ΔH = + 25,5 kcal A DΔH = + 5,0 kcal

49 06) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação abaixo: 3 C (grafite) + 4 H 2(g) C 3 H 8(g) Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas: 1) C (grafite) + O 2(g) CO 2(g) ΔH = – 94,0 kcal 2) H 2(g) + 1/2 O 2(g) H 2 O ( l ) ΔH = – 68,3 kcal 3) C 3 H 8(g) + 5 O 2(g) 3 CO 2 (g ) + 4 H 2 O ( l ) ΔH = – 531,1 kcal 3 C (grafite) + 3 O 2(g) 3 CO 2(g) ΔH = – 282,0 kcal 4 H 2(g) + 2 O 2(g) 4 H 2 O ( l ) ΔH = – 273,2 kcal 3 CO 2 (g ) + 4 H 2 O ( l ) ΔH = + 531,1 kcal C 3 H 8(g) + 5 O 2(g) 3 C (grafite) + 4 H 2(g) C 3 H 8(g) ΔH = – 24,10 kcal

50 07) (Covest-2005) A gasolina, que contém octano como um componente, pode produzir monóxido de carbono, se o fornecimento de ar for restrito. A partir das entalpias padrão de reação para a combustão do octano (1) e do monóxido de carbono (2), obtenha a entalpia padrão de reação, para a combustão incompleta de 1 mol de octano líquido, no ar, que produza monóxido de carbono e água líquida. 1 C 8 H /2 O 2 8 CO + 9 H 2 O 1 C 8 H /2 O 2 8 CO H 2 OΔH = – 5471 kj 8 CO 2 8 CO + 4 O 2 ΔH = kj ΔH = – 3207 kj1 C 8 H /2 O 2 8 CO + 9 H 2 O


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