Observe os fenômenos abaixo: A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de CALOR A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de CALOR O gelo para fundir.

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2 Observe os fenômenos abaixo: A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de CALOR A madeira ao queimar LIBERA energia na forma de CALOR O gelo para fundir ABSORVE energia na forma de CALOR O gelo para fundir ABSORVE energia na forma de CALOR O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA

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

4 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 ) Não é possível calcular a entalpia de um sistema, e sim a sua variação ( Δ H ) Δ H = H final – H inicial

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

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

7 Representação da entalpia nas reações químicas O calor pode ser representado como......parte integrante da reação:...na forma de variação de entalpia N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g)ΔH = – 92,2 KJ 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 exotérmica 2 NH 3 (g) + 92,2 KJ N 2 (g) + 3 H 2 (g) endotérmica

8 01)(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.

9 02)(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.

10 03) (UECE) Observe o esquema. De acordo com o esquema apresentado, podemos dizer que esse processo deverá ser: a)endotérmico, com ∆H = – 1870 kJ b)endotérmico e absorver 130 kJ c)exotérmico e liberar 130 kJ d)exotérmico, com ∆H = + 1870 kJ e)exotérmico e absorver 1870 kJ ∆ H = 1000 – 870 = + 130 kj

11 04) (Ufal) Em nosso cotidiano, ocorrem processos que podem ser endotérmicos ou exotérmicos. Assinale a alternativa que contém apenas processos exotérmicos: a)Formação das nuvens; secagem de roupas; queima de carvão. b)Formação de geada; combustão em motores de automóveis; evaporação da água dos lagos. c)Evaporação da água dos mares; secagem de roupas; explosão de fogos de artifícios. d)Queima de carvão; formação de geada; derretimento de gelo. e)Combustão em motores de automóveis; explosão de fogos de artifícios; formação de geada.

12 05) ( Vunesp ) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: I.Gás queimando em uma das bocas do fogão e II.Água fervendo em uma panela que se encontra sobre essa boca do fogão. I.Gás queimando em uma das bocas do fogão e II.Água fervendo em uma panela que se encontra sobre essa boca do fogão. Com relação a esses processos, pode-se afirmar 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.

13 06) Quando um mol de etanol (C 2 H 5 OH, álcool comum) passa do estado líquido para o gasoso, ocorre absorção de 43,5 kj de calor. Represente esse processo por meio de uma equação acompanhada do respectivo valor de ∆H. C 2 H 5 OH ( l ) C 2 H 5 OH (v) ∆ H = + 43,5 kj

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

15 EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS 1 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) 1 H 2 O ( l ) ΔH = – 286 KJ 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O ( l ) ΔH = – 572 KJ 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

16 EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES 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 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( v ) H 2 O ( l ) H 2 O ( s ) ∆H = – 243 KJ ∆H = – 286 KJ ∆H = – 293 KJ GRAFICAMENTE

17 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) ΔH = – 22 kcal Operações com uma equação termoquímica Podemos INVERTER uma equação termoquímica: 2 NH 3 (g) ΔH = + 22 kcalN 2 (g) + 3 H 2 (g) Invertemos o sinal doΔHΔH

18 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) ΔH = – 22 kcal Operações com uma equação termoquímica Podemos MULTIPLICAR ou DIVIDIR uma equação termoquímica: Multiplicamos oΔHΔH 3 N 2 (g) + 9 H 2 (g) 6 NH 3 (g) ΔH = – 66 kcal

19 Operações com uma equação termoquímica Podemos SOMAR EQUAÇÕES termoquímicas: N 2 (g) + 2 O 2 (g)  2 NO 2 (g) ∆H = + 66 kj/mol 2 NO 2 (g)  2 NO (g) + O 2 (g) ∆H = + 113 kj/mol N 2 (g) + O 2 (g)  2 NO (g) ∆ H = + 179 kj/mol Somamos oΔHΔH

20 01)O calor liberado na condensação do vapor de água é, em parte, responsável pelo aquecimento da superfície da nossa pele dentro de uma sauna a vapor. O calor liberado quando 1 mol de H 2 O (g) se transforma em 1 mol de H 2 O ( l ) (condensação) é, segundo o diagrama a seguir, kj: H H = – 241,8 kj H = – 285,8 kj 1 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) 1 H 2 O (g) 1 H 2 O ( l ) a)285,8. b)44. c)241,8. d)– 44. e)– 285,8. H = H f – H i H = – 285,8 + 241,8) H = – 44 H = (– 285,8) – (– 241,8)

21 02)(UFMS) Considere o gráfico. Assinale a afirmativa correta: a)A entalpia do C (diamante) é menor que a do C (grafite). b)O carbono grafite é a forma alotrópica mais estável. c)A reação 1 é exotérmica, enquanto a 2 é endotérmica. d)A diminuição da entalpia das reações 1 e 2 indica que houve absorção de calor. e)A variação de entalpia para as duas reações dá um valor positivo. Entalpia Sentido da reação Reação 1 Reação 2 C (grafite) + O 2 (g) C (diamante) + O 2 (g) CO 2 (g)

22 03) Para a reação S (rômbico)  S (monoclínico), o valor da variação de entalpia (em calorias), calculando-se com base no gráfico, é: – 120 – 20 – 40 – 80 – 60 – 100 0 0 S (rômbico) S (monoclínico) H (cal) a)– 200. b)+ 200. c)– 100. d)+ 100. e)– 50. H = H f – H i H = 0 – (– 100) H = + 100 H = (monoclínico) – (rômbico)

23 C (grafite) + O 2 (g) CO 2(g) ∆H = – 393,3 kj CO(g) + 1/2 O 2 (g) ΔH 1 = – 110,3 KJ C (grafite) + O 2 (g) CO 2(g) caminho direto ΔH 2 = – 283,0 KJ Observe que: ΔH 1 + ΔH 2 = ΔH (– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ 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

24 01) Considerando os seguintes calores de reação: I.N 2 (g) + 2 O 2 (g)  2 NO 2 (g) ∆H = + 66 kj/mol II.2 NO (g) + O 2 (g)  2 NO 2 (g) ∆H = – 113 kj/mol Calcule o calor da reação para o processo: N 2 (g) + O 2 (g)  2 NO (g) ∆H = ? Devemos repetir a equação “ I ” N 2 (g) + 2 O 2 (g)  2 NO 2 (g) ∆H = + 66 kj/mol Devemos inverter a equação “ II ” 2 NO 2 (g)  2 NO (g) + O 2 (g) ∆H = + 113 kj/mol Somamos as duas equações N 2 (g) + O 2 (g)  2 NO (g) ∆ H = + 179 kj/mol

25 02) Calcule o ∆H da reação: P 4 (s) + 10 C l 2 (g)  4 PC l 5 (s)∆H = ? Utilizando os seguintes dados: I.P 4 (s) + 6 C l 2 (g)  4 PC l 3 ( l )∆H = – 1279 kj/mol II.PC l 3 ( l ) + C l 2 (g)  PC l 5 (s)∆H = – 124 kj/mol Devemos repetir a equação “ I ” P 4 (s) + 6 C l 2 (g)  4 PC l 3 ( l )∆H = – 1279 kj/mol Devemos multiplicar por 4 a equação “ II ” 4 PC l 3 ( l ) + 4 C l 2 (g)  4 PC l 5 (s) ∆H = – 496 kj/mol Somamos as duas equações P 4 (s) + 10 C l 2 (g)  4 PC l 5 (s) ∆H = – 1775 kj/mol

26 03) (Cefet-PR) Considere a seguinte equação: 2 C (graf) + 3 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g)  C 2 H 6 O ( l ) Com base na lei de Hess, e utilizando as equações a seguir, calcule o ∆H da reação assinale a alternativa que apresenta a resposta correta: I.C (graf) + O 2 (g)  CO 2 (g)∆H = – 394 kj/mol II.H 2 (g) + 1/2 O 2 (g)  H 2 O ( l )∆H = – 286 kj/mol III.C 2 H 6 O ( l ) + 3 O 2 (g)  2 CO 2 (g) + 3 H 2 O ( l ) ∆H = – 1368 kj/mol a)+ 278 kj/mol. b)+ 2048 kj/mol. c)– 278 kj/mol. d)– 2048 kj/mol. e)– 556 kj/mol. Devemos multiplicar por 2 a equação “ I ” 2 C (graf) + 2 O 2 (g)  2 CO 2 (g)∆H = – 788 kj/mol Devemos multiplicar por 3 a equação “ II ” 3 H 2 (g) + 3/2 O 2 (g)  3 H 2 O ( l )∆H = – 858 kj/mol Devemos inverter a equação “ III ” 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O ( l )  C 2 H 6 O ( l ) + 3 O 2 (g) ∆H = + 1368 kj/mol Somamos as três equações 2 C (graf) + 3 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g)  C 2 H 6 O ( l )∆H = – 278 kj/mol

27 04) Utilize as seguintes informações: I. 4 HC l (g) + O 2 (g)  2 H 2 O ( l ) + 2 C l 2 (g)∆H = – 148 kj/mol II. 1/2 H 2 (g) + 1/2 F 2 (g)  HF (g)∆H = – 273 kj/mol III. H 2 (g) + 1/2 O 2 (g)  H 2 O ( l )∆H = – 286 kj/mol Para estimar o ∆H da seguinte reação: 2 HC l (g) + F 2 (g)  2 HF (g) + C l 2 (g) Devemos dividir por 2 a equação “ I ” Devemos multiplicar por 2 a equação “ II ” Devemos inverter a equação “ III ” Somamos as três equações 2 HC l (g) + 1/2 O 2 (g)  H 2 O ( l ) + C l 2 (g) ∆H = – 74 kj/mol H 2 (g) + F 2 (g)  2 HF (g) ∆H = – 546 kj/mol H 2 O ( l )  H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) ∆H = + 286 kj/mol 2 HC l (g) + F 2 (g)  2 HF (g) + C l 2 (g) ∆H = – 334 kj/mol

28 05) 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

29 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 )

30 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)

31 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 ENTALPIA – PADRÃO DE COMBUSTÃO É a energia liberada na combustão completa...... de 1 mol de uma determinada substância... com todas as substâncias envolvidas na combustão,

32 01) Escreva a equação de combustão do etanol (C 2 H 5 OH), devidamente balanceada e calcule o calor de combustão de 1 mol de etanol, a partir das seguintes equações: C 2 H 5 OH ( l ) + 3 O 2 (g)  2 CO 2 (g) + 3 H 2 O ( l ) I. C (s) + O 2 (g)  CO 2 (g) ∆H = – 394 kj/mol II. H 2 (g) + 1/ 2 O 2 (g)  H 2 O ( l ) ∆H = – 286 kj/mol III. 2 C (s) + 3 H 2 (g) 1/ 2 O 2 (g)  C 2 H 5 OH ( l ) ∆H = – 278 kj/mol Devemos multiplicar por 2 a equação “ I ” Devemos multiplicar por 3 a equação “ II ” Devemos inverter a equação “ III ” Somamos as três equações 2 C (s) + 2 O 2 (g)  2 CO 2 (g) ∆H = – 788 kj/mol 3 H 2 (g) + 3/2 O 2 (g)  3 H 2 O ( l ) ∆H = – 858 kj/mol C 2 H 5 OH ( l )  2 C (s) + 3 H 2 (g) 1/ 2 O 2 (g) ∆H = + 278 kj/mol C 2 H 5 OH ( l ) + 3 O 2 (g)  2 CO 2 (g) + 3 H 2 O ( l ) ∆H = – 1368 kj/mol

33 ENTALPIA – PADRÃO DE FORMAÇÃO... com todas as espécies no estado padrão É a variação de entalpia envolvida...... na formação de 1 mol de uma determinada substância... a partir das substâncias simples correspondentes H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) ∆H = – 286 kj N 2 (g) + H 2 (g) NH 3 (g) ∆H = – 11 kj 2 1 2 3

34 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 3 MgO (s) + 2 A l (s)  3 Mg (s) + A l 2 O 3 (s) Entalpias de formação: Al 2 O 3 (s) = – 1670 kj/mol MgO(s. ) = – 604 kj/mol ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] ΔH = (– 1670) – (– 1812) ΔH = – 1670 + 1812 ΔH = + 142 kJ

35 01) Um dos sérios problemas da maioria das regiões metropolitanas é a chuva. Um dos responsáveis é o poluentes SO 3, que reage com a água da chuva originando o ácido sulfúrico. O SO 3 não é um poluente produzido diretamente pelas fontes poluidoras, mas é formado quando o poluente SO 2 (este sim é liberado por fontes que queimam combustíveis fósseis) reage com o oxigênio do ar: 2 SO 2 + O 2  2 SO 3 ∆H = ? Calcule o ∆H dessa reação baseando-se nas seguintes entalpias-padrão de formação: S (rômb) + O 2 (g)  SO 2 (g)∆H = – 297 kj/mol S (rômb) + 3/2 O 2 (g)  SO 3 (g)∆H = – 396 kj/mol ΔH = H final – H inicial ΔH = [ 2 x (– 396) ] – [2 x (– 297)] ΔH = (– 792) – (– 594) ΔH = – 792 + 594 ΔH = – 198 kj

36 02)(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 (CO2 (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) + 1298,6. 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

37 03) 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) – (– 128,08) ΔH = – 196,5 + 128,08 ΔH = – 68,42 kcal

38 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 HH (g) ΔH = + 435,5 kj/mol HH (g) 2 H (g) ENERGIA HH+ ENERGIA DE LIGAÇÃO

39 01) (UFRGS – RS) Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro a seguir: Considerando a reação representada por: CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (v) O valor aproximado de ΔH, em kj, é de: a)– 820. b) – 360. c) + 106. d) + 360. e + 820. C C H H H HH H 2 O2O O OO + + 4 x 413+ 2 x 494 1652 + 988 + 2640 2 x 804+ 4 x 463 1608 + 1852 – 3460 ∆H = + 2640 – 3460 ∆H = – 820 kj

40 02) Faça uma estimativa do ∆H da seguinte reação: H 2 (g) + C l 2 (g)  2 HC l (g) ∆H = ? Considerando as seguintes energias de ligação, em kj/mol: H – H (436);C l – C l (242);H – C l (431) H – H + C l – C l  2 H – C l 1 x 436+ 1 x 242 436 + 242 + 678 2 x 431 – 862 ∆H = + 678 – 862 ∆H = – 184 kj

41 03) Faça uma estimativa do ∆H da seguinte reação: CH 4 (g) + C l 2 (g)  CH 3 C l (g) + HC l (g) ∆H = ? Considerando as seguintes energias de ligação, em kj/mol: C – H (412);C l – C l (242);C – C l (338);H – C l (431) C H H HH H ClCl + + ClCl C H H H ClCl ClCl 4 x 412+ 1 x 242 1648 + 242 + 1890 3 x 412 + 1 x 338 + 1 x 431 1236 + 338 + 431 – 2005 ∆H = + 1890 – 2005 ∆H = – 115 kj

42 ASPECTO ESTEQUIOMÉTRICO DA TERMOQUÍMICA 01) (Ufes) O hidrogênio, H 2 (g), é usado como combustível de foguetes. O hidrogênio queima na presença de oxigênio, O 2 (g), produzindo vapor de água, segundo a equação: 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (g)∆H = – 484 kj A energia liberada na queima de um grama de hidrogênio, H 2 (g), é: a)– 242 kj. b)242 kj. c)– 121 kj. d)121 kj. e)60,5 kj. 2 mol de H 2 484 kcal libera 4 g de H 2 1 g de H 2 x kcal libera 4 1 = 484 x 4 = x ∆H = – 121 kj

43 02) 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

44 03) 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 4 + 2 O 2  CO 2 + 2 H 2 O a) 1060 Kcal. b) 530 Kcal. c) 265 Kcal. d) 140 Kcal. e) 106 Kcal. 1 mol de CH 4 16 g de CH 4 212 kcal libera 80 g de CH 4 x kcal libera CH 4 :12 + 4 x 1 = 16 g 212 80 x 16 = 16 x x = 212 x 80 x = 16960 16 x = 1060 kcal