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Físico – Química: Termoquímica

TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: Leia o texto a seguir para responder à(s) questão(ões). Na digestão, os alimentos são modificados quimicamente pelo organismo, transformando-se em moléculas que reagem no interior das células para que energia seja liberada. A equação química, não balanceada, a seguir representa a oxidação completa de um mol da substância tributirina, também conhecida como butirina, presente em certos alimentos.

15 26 6 2 2 2C H O O CO H O H 8120 kJ / molΔ

1. (Ufg 2014) Considerando-se que toda a energia da reação esteja disponível para a realização de trabalho mecânico, quantos mols de O2 são necessários para que uma pessoa levante uma caixa de 20,3 kg do chão até uma altura h = 2,0 m? Dados: g = 10 m/s

2

a) 42,03 10

b) 44,06 10

c) 49,25 10

d) 418,50 10

e) 420,00 10

2. (Fuvest 2013) Em uma reação de síntese, induzida por luz vermelha de frequência f igual a

144,3 10 Hz, ocorreu a formação de 180 g de glicose. Determine

a) o número N de mols de glicose produzido na reação; b) a energia E de um fóton de luz vermelha; c) o número mínimo n de fótons de luz vermelha necessário para a produção de 180 g de

glicose; d) o volume V de oxigênio produzido na reação (CNTP).

Note e adote: 2 2 6 12 6 26H O 6CO energia C H O 6O ; Massas molares: H (1g/mol), C

(12g/mol), O (16g/mol); Energia do fóton: E h f; Constante de Planck: 34h 6,6 10 J s;

Nessa reação são necessários 2800 kJ de energia para a formação de um mol de glicose; 1 mol de gás ocupa 22,4 L (CNTP – Condições Normais de Temperatura e Pressão). 3. (Unesp 2011) Diariamente podemos observar que reações químicas e fenômenos físicos

implicam em variações de energia. Analise cada um dos seguintes processos, sob pressão atmosférica.

I. A combustão completa do metano 4CH produzindo 2CO e 2H O .

II. O derretimento de um iceberg. III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma altura h.


Em relação aos processos analisados, pode-se afirmar que: a) I é exotérmico, II e III são endotérmicos. b) I e III são exotérmicos e II é endotérmico. c) I e II são exotérmicos e III é endotérmico. d) I, II e III são exotérmicos. e) I, II e III são endotérmicos. 4. (Fuvest 2013) A matriz energética brasileira é constituída, principalmente, por usinas hidrelétricas, termelétricas, nucleares e eólicas, e também por combustíveis fósseis (por exemplo, petróleo, gasolina e óleo diesel) e combustíveis renováveis (por exemplo, etanol e biodiesel). a) Para cada tipo de usina da tabela abaixo, assinale no mapa seguinte, utilizando o símbolo

correspondente, um estado, ou a divisa de estados limítrofes, em que tal usina pode ser encontrada.

Usina Símbolo

Hidrelétrica binacional em operação Hidrelétrica de grande porte em construção

Nuclear em operação

Eólica em operação

A entalpia de combustão do metano gasoso, principal componente do gás natural, corrigida para 25°C, é –213 kcal/mol e a do etanol líquido, à mesma temperatura, é –327 kcal/mol. b) Calcule a energia liberada na combustão de um grama de metano e na combustão de um

grama de etanol. Com base nesses valores, qual dos combustíveis é mais vantajoso sob o ponto de vista energético? Justifique.


Dados: Massa molar(g/mol): CH4=16; C2H6O=46. 5. (Uerj 2014) O trióxido de diarsênio é um sólido venenoso obtido pela reação do arsênio (As)

com o gás oxigênio. Sua entalpia padrão de formação é igual a 1660 kJ.mol .

Escreva a equação química completa e balanceada da obtenção do trióxido de diarsênio. Em seguida, calcule a quantidade de energia, em quilojoules, liberada na formação desse sólido a partir da oxidação de 1,5 kg de arsênio. 6. (Uem 2014) Assinale o que for correto.

Dado: 0 K = –273 °C. 01) Quanto mais exotérmica for uma reação e, ao mesmo tempo, quanto maior for o aumento

de entropia do processo, mais espontânea será a reação. 02) A energia livre de Gibbs (G) é uma grandeza termodinâmica cuja variação GΔ

corresponde à máxima energia útil que é possível retirar de um sistema (energia aproveitável).

04) Se GΔ for positivo, a reação é espontânea. 08) Para uma reação com H 0,Δ quanto mais próxima estiver do equilíbrio, maior será a

quantidade de trabalho disponível que pode ser utilizado. 16) Uma determinada reação que possui variação de entalpia HΔ de +8,399 kcal/mol e

variação de entropia SΔ de 37 cal / K mol será espontânea em temperaturas maiores do

que –46 °C. 7. (Unicamp 2014) Explosão e incêndio se combinaram no terminal marítimo de São Francisco do Sul, em Santa Catarina, espalhando muita fumaça pela cidade e pela região. O incidente ocorreu com uma carga de fertilizante em que se estima tenham sido decompostas 10 mil toneladas de nitrato de amônio. A fumaça branca que foi eliminada durante 4 dias era de composição complexa, mas apresentava principalmente os produtos da decomposição térmica do nitrato de amônio: monóxido de dinitrogênio e água. Em abril de 2013, um acidente semelhante ocorreu em West, Estados Unidos da América, envolvendo a mesma substância. Infelizmente, naquele caso, houve uma explosão, ocasionando a morte de muitas pessoas. a) Com base nessas informações, escreva a equação química da decomposição térmica que

ocorreu com o nitrato de amônio. b) Dado que os valores das energias padrão de formação em kJ mol

-1 das substâncias

envolvidas são nitrato de amônio (-366), monóxido de dinitrogênio (82) e água (-242), o processo de decomposição ocorrido no incidente é endotérmico ou exotérmico? Justifique sua resposta considerando a decomposição em condições padrão.

8. (Ita 2014) Joseph Black (1728-1799), médico, químico e físico escocês, conceituou o calor

específico. Esta conceituação teve importantes aplicações práticas, dentre elas a máquina a vapor, desenvolvida pelo engenheiro escocês James Watt (1736-1819). Que componente do motor a vapor desenvolvido por Watt revolucionou seu uso e aplicação? a) Boiler ou fervedor b) Bomba de recalque c) Caldeira d) Condensador e) Turbina a vapor


9. (Ufpr 2014) Óleos vegetais, constituídos por triacilgliceróis (triéster de glicerol e ácidos

carboxílicos de cadeia alquílica longa), são matérias primas em diversos setores. O óleo vegetal pode ser submetido à reação de transesterificação com álcool etílico, na presença de catalisador ácido (R1 do esquema), formando glicerol e ácidos graxos, que corresponde ao biodiesel, ou à reação de hidrogenação (R2), na presença de catalisador de MoS2, levando à formação de uma mistura de alcanos, gás carbônico e água. No esquema simplificado a seguir, estão ilustrados estes dois processos em reações não balanceadas. A fim de simplificação foi considerado um triacilglicerol imaginário e que as reações R1 e R2 formam apenas os produtos indicados.

Dados: Entalpia média de ligação 1kJ mol

C–H 413

C–C 348

C–O 358

O–H 463

C=C 614

C=O 799

O=O 495

Massa molar (g/mol): C=12, O=16, H = 1 a) Do ponto de vista de poder calorífico, isto é, a quantidade de energia (por unidade de

massa) liberada na oxidação de um determinado combustível, qual dos processos (R1 ou R2) gera um melhor combustível? Justifique.

b) Por meio das entalpias de ligação, calcule a entalpia de combustão do propano.


10. (Uece 2014) Segundo Bill Bryson, autor de Uma Breve História de Quase Tudo, o cientista

americano Josiah Willard Gibbs (1839-1913) foi “o mais brilhante ilustre desconhecido da história”, por conta de sua modéstia e timidez. Gibbs contribuiu, em vários campos da física e da química, sobretudo na conceituação de energia livre que permitiu definir, através de cálculos singelos, a espontaneidade de uma reação química. Considerando-se o valor da constante de Faraday 96.500 C, conhecendo-se os potenciais de redução para as semirreações que ocorrem na pilha, Sn/Sn

2+ // Pb

2+/Pb, cujas concentrações

de Sn e Pb valem, respectivamente, 1,0 M e 10-3

M, e sabendo-se, ainda, que:

20

2

Sn 2e Sn E 0,14 V

Pb 2e Pb E 0,22 V,

pode-se afirmar corretamente que a reação global da pilha a) é espontânea, e o valor da energia de Gibbs é –15,44 kJ. b) não é espontânea, e o valor da energia de Gibbs é +15,44 kJ. c) não é espontânea, e o valor da energia de Gibbs é –7,72 kJ. d) é espontânea, e o valor da energia de Gibbs é +7,72 kJ. 11. (Udesc 2014) A indústria siderúrgica utiliza-se da redução de minério de ferro para obter o ferro fundido, que é empregado na obtenção de aço. A reação de obtenção do ferro fundido é representada pela reação:

2 3 2Fe O 3 CO 2 Fe 3 CO

A entalpia de reação r( H )Δ a 25°C é:

Dados: Entalpia de formação f( H )Δ a 25°C, kJ/mol.

fH , kJ / mol.Δ 2 3Fe O Fe CO 2CO

– 824,2 0 – 110,5 – 393,5

a) 24,8 kJ / mol

b) 24,8 kJ / mol

c) 541,2 kJ / mol

d) 541,2 kJ / mol

e) 1328,2 kJ / mol

12. (Ita 2014) Considere que 1 mol de uma substância sólida está em equilíbrio com seu respectivo líquido na temperatura de fusão de −183 °C e a 1 atm. Sabendo que a variação de

entalpia de fusão dessa substância é 16,0 kJ mol , assinale a opção que apresenta a variação

de entropia, em 1 1J K mol .

a) – 20 b) – 33 c) + 50 d) + 67 e) + 100


13. (Ita 2014) São feitas as seguintes afirmações sobre o que Joule demonstrou em seus

experimentos do século XIX: I. A relação entre calor e trabalho é fixa. II. Existe um equivalente mecânico do calor. III. O calor pode ser medido. Das afirmações acima, está(ão) CORRETA(S) apenas a) I. b) I, II e III. c) I e III. d) II. e) II e III. 14. (G1 - ifsp 2014) As reações químicas globais da fotossíntese e da respiração aeróbia são representadas, respectivamente, pelas equações balanceadas: Fotossíntese:

2 2 6 12 6 26 CO 6 H O energia C H O 6 O

Respiração aeróbica

6 12 6 2 2 2C H O 6 CO 6 CO 6 H O energia

Comparando-se essas duas reações químicas, pode-se afirmar corretamente que a) ambas são exotérmicas. b) ambas são endotérmicas. c) ambas são combustões completas. d) os reagentes da fotossíntese são os mesmos da respiração. e) os reagentes da fotossíntese são os produtos da respiração. 15. (Ufg 2014) A variação de entalpia ( H)Δ é uma grandeza relacionada à variação de energia

que depende apenas dos estados inicial e final de uma reação. Analise as seguintes equações químicas:

3 8 2 2 2

2 2

2 2 2

i) C H (g) 5 O (g) 3 CO (g) 4 H O( ) H 2.220 kJ

ii) C(grafite) O (g) CO (g) H 394 kJ

1iii) H (g) O (g) H O( ) H 296 kJ2

Δ

Δ

Δ

Ante o exposto, determine a equação global de formação do gás propano e calcule o valor da variação de entalpia do processo.


16. (Ufpr 2014) Uma matéria intitulada “Água que não molha” foi veiculada em portais de

notícias da internet em 2012. Na realidade o composto mencionado nas notícias se tratava de uma fluorcetona aplicada na proteção contra incêndios. A fluorcetona em questão possui baixa molhabilidade (tendência do líquido em espalhar ou aderir sobre uma superfície) e, portanto possui grande vantagem na extinção de fogo preservando o material local. Isso é de grande interesse em centros de processamento de dados, museus e bibliotecas. A eficiência de um fluido em extinguir o fogo deve-se ao seu calor específico. Ao entrar em contato com a chama, o vapor gerado remove o calor da chama, extinguindo o fogo. A seguir são fornecidos dados de três fluidos.

Fluido Massa molar 1g mol Calor específico 1 1kJ kg C

Fluorcetona – vapor

3 2 3 2CF CF C(O)CF(CF ) 316 0,9

Água – vapor 18 2,0

Nitrogênio 28 1,0

(Disponível em <http://terratv.terra.com.br/Noticias/Ciencia-e- Tecnologia/4195-446969/Agua-que-nao-molha-e-apresentada-por-cientistas-da-

Espanha.htm>. Acesso em dez. 2012.) a) Coloque os fluidos em ordem crescente de eficiência em extinguir chamas, por quantidade

de matéria. __________________ < __________________ < __________________

b) Em um comparativo, volumes iguais de fluoracetona e de nitrogênio são utilizados para diminuir a mesma variação de temperatura de uma chama. Calcule a razão entre as variações de calor entre a situação que utilizou fluoracetona e que utilizou nitrogênio. Admita que os fluidos se comportem como gases ideais e que não há variação no calor específico.

17. (Uece 2014) Normalmente uma reação química libera ou absorve calor. Esse processo é representado no seguinte diagrama, considerando uma reação específica.

Com relação a esse processo, assinale a equação química correta.

a) 2(g) 2(g) 2 ( )1H O H O 68,3 kcal2

b) 2 ( ) 2(g) 2(g)1H O 68,3 kcal H O2

c) 2 ( ) 2(g) 2(g)1H O H O 68,3 kcal2

d) 2(g) 2(g) 2 ( )1H O H O 68,3 kcal2


18. (Unifesp 2014) Sob a forma gasosa, o formol (CH2O) tem excelente propriedade

bactericida e germicida. O gráfico representa a variação de entalpia na queima de 1 mol de moléculas de formol durante a reação química.

a) Escreva a fórmula estrutural do formol e o nome da função orgânica presente nas moléculas

desse composto.

b) Dadas as entalpias-padrão de formação do 2H O( ) 286 kJ / mol e

2CO (g) 394 kJ / mol, calcule a entalpia-padrão de formação do formol.

TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: Baseado no texto a seguir responda à(s) questão(ões). Reações conhecidas pelo nome de Termita são comumente utilizadas em granadas incendiárias para destruição de artefatos, como peças de morteiro, por atingir temperaturas altíssimas devido à intensa quantidade de calor liberada e por produzir ferro metálico na alma das peças, inutilizando-as. Uma reação de Termita muito comum envolve a mistura entre alumínio metálico e óxido de ferro III, na proporção adequada, e gera como produtos o ferro metálico e o óxido de alumínio, além de calor, conforme mostra a equação da reação:

2 3 2 32 A (s) Fe O (s) 2 Fe (s) A O (s) calor

Reação de Termita

Dados:

Massas atômicas: A 27 u; Fe 56 u e O 16 u

Entalpia Padrão de Formação: 0 1 0 1

f 2 3 f 2 3

0 0 1 0 0 1f f

H A O 1675,7 kJ mol ; H Fe O 824,2 kJ mol ;

H A 0 kJ mol ; H Fe 0 kJ mol

Δ Δ

Δ Δ

19. (Espcex (Aman) 2014) Considerando a equação de reação de Termita apresentada e os

valores de entalpia (calor) padrão das substâncias componentes da mistura, a variação de entalpia da reação de Termita é

a) 0fH 2111,2 kJΔ

b) 0fH 1030,7 kJΔ

c) 0fH 851,5 kJΔ

d) 0fH 332,2 kJΔ

e) 0fH 1421,6 kJΔ


TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: Leia o texto para responder à(s) questão(ões) a seguir. Insumo essencial na indústria de tintas, o dióxido de titânio sólido puro (TiO2) pode ser obtido a partir de minérios com teor aproximado de 70% em TiO2 que, após moagem, é submetido à seguinte sequência de etapas: I. aquecimento com carvão sólido

12 2 reaçãoTiO (s) C(s) Ti(s) CO (g) H 550kJ molΔ

II. reação do titânio metálico com cloro molecular gasoso

12 4 reaçãoTi(s) 2C (s) TiC ( ) H 804 kJ molΔ

III. reação do cloreto de titânio líquido com oxigênio molecular gasoso

14 2 2 2 reaçãoTiC ( ) O (g) TiO (s) 2C (g) H 140 kJ molΔ

20. (Unesp 2014) Considerando as etapas I e II do processo, é correto afirmar que a reação

para produção de 1 mol de 4TiC ( ) a partir de 2TiO (s) é

a) exotérmica, ocorrendo liberação de 1 354 kJ. b) exotérmica, ocorrendo liberação de 254 kJ. c) endotérmica, ocorrendo absorção de 254 kJ. d) endotérmica, ocorrendo absorção de 1 354 kJ. e) exotérmica, ocorrendo liberação de 804 kJ. 21. (Ita 2013) Assinale a opção que apresenta a afirmação CORRETA. a) Um paciente com calor de 42°C apresenta-se febril. b) A adição de energia térmica à água líquida em ebulição sob pressão ambiente causa um

aumento na sua capacidade calorífica. c) Na temperatura de −4°C e pressão ambiente, 5 g de água no estado líquido contêm uma

quantidade de energia maior do que a de 5 g de água no estado sólido. d) A quantidade de energia necessária para aquecer 5g de água de 20°C até 25°C é igual

àquela necessária para aquecer 25g de água no mesmo intervalo de temperatura e pressão ambiente.

e) Sob pressão ambiente, a quantidade de energia necessária para aquecer massas iguais de

alumínio (calor específico 1 10,89 J g K ) e de ferro (calor específico 1 10,45 J g K ),

respectivamente, de um mesmo incremento de temperatura, T, é aproximadamente igual.

22. (Fgv 2013) Um experimento quantitativo foi feito empregando-se uma bomba calorimétrica, que é um dispositivo calibrado para medidas de calor de reação. Em seu interior, colocou-se uma certa quantidade de um alcano e sua reação de combustão completa liberou 555 kJ e 18,0 g de água. Sabendo-se que a entalpia de combustão desse hidrocarboneto é – 2 220 kJ mol

–1,

é correto afirmar que sua fórmula molecular é a) CH4. b) C2H4. c) C2H6. d) C3H6. e) C3H8.


23. (Udesc 2013) Da reação: 4(g) 2(g) 2 (g) 2(g)CH 2 O 2 H O CO ; H 220 kcal / mol,Δ

conclui-se que: a) a combustão de 32g de metano libera 440 kcal. b) a combustão de 48g de metano absorve 660 kcal. c) a combustão completa de 32g de metano necessita de 2 litros de O2(g). d) a combustão de 160g de metano libera 220 kcal. e) a reação é endotérmica. 24. (Unifesp 2013) A explosão da nitroglicerina, C3H5(NO3)3, explosivo presente na dinamite,

ocorre segundo a reação:

3 5 3 2 2 2 234C H NO 12CO g 10H O g 6N g O g

São fornecidas as seguintes informações:

Entalpia de formação de CO2 gasoso –400 kJ.mol–1

Entalpia de formação de H2O gasoso –240 kJ.mol–1

Entalpia de formação de C3H5(NO3)3 líquido –365 kJ.mol–1

Volume molar de gás ideal a 0°C e 1 atm de pressão 22,4 L

Considerando que ocorra a explosão de 1 mol de nitroglicerina e que a reação da explosão seja completa, calcule: a) o volume de gases, medido nas condições normais de pressão e temperatura. b) a entalpia da reação, expressa em kJ.mol

–1.

25. (Uerj 2013) Substâncias com calor de dissolução endotérmico são empregadas na fabricação de balas e chicletes, por causarem sensação de frescor. Um exemplo é o xilitol, que possui as seguintes propriedades:

Propriedade Valor

massa molar 152 g/mol

entalpia de dissolução + 5,5 kcal/mol

solubilidade 60,8 g/100 g de água a 25 °C

Considere M a massa de xilitol necessária para a formação de 8,04 g de solução aquosa saturada de xilitol, a 25 °C. A energia, em quilocalorias, absorvida na dissolução de M corresponde a: a) 0,02 b) 0,11 c) 0,27 d) 0,48


26. (Ufsm 2013) Geralmente usados por atletas, existem dispositivos de primeiros socorros

que, através de reações endotérmicas ou exotérmicas, podem gerar compressas frias ou quentes. Esses dispositivos, constituídos por bolsas plásticas em que o sólido e a água estão separados, misturam-se e esfriam ou aquecem, quando golpeados. Exemplos de compostos usados nas referidas compressas são mostrados nas equações a seguir.

A 2H O4 3 4 3NH NO s NH aq NO aq 1H 26,2 kJ mol

B 2H O 22CaC s Ca aq 2C aq 1H 82,8 kJ mol

Em relação às equações, analise as afirmativas: I. A equação A irá produzir uma compressa fria, e a equação B, uma compressa quente. II. Na equação B, a entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes.

III. Se, na equação A, forem usados 2 moles de nitrato de amônio, o valor de H ficará inalterado.

Está(ão) correta(s) a) apenas I. b) apenas III. c) apenas I e II. d) apenas II e III. e) I, II e III. 27. (Uerj 2013) Denomina-se beta-oxidação a fase inicial de oxidação mitocondrial de ácidos graxos saturados. Quando esses ácidos têm número par de átomos de carbono, a beta-oxidação produz apenas acetil-CoA, que pode ser oxidado no ciclo de Krebs. Considere as seguintes informações: • cada mol de acetil-CoA oxidado produz 10 mols de ATP; • cada mol de ATP produzido armazena 7 kcal. Sabe-se que a beta-oxidação de 1 mol de ácido palmítico, que possui 16 átomos de carbono, gera 8 mols de acetil-CoA e 26 mols de ATP. A oxidação total de 1 mol de ácido palmítico, produzindo CO2 e H2O, permite armazenar sob a forma de ATP a seguinte quantidade de energia, em quilocalorias: a) 36 b) 252 c) 742 d) 1008

28. (Uel 2013) A tabela, a seguir, mostra as entalpias padrão de formação ofHΔ a 25°C.

Substância Fórmula kJ

mol

ofHΔ

Metanol 3CH OH −238,6

Etanol 2 5C H OH −277,7

Gás carbônico 2 gCO −393,5

Água 2 vH O −241,8

O metanol já foi usado como combustível na fórmula Indy, com o inconveniente de produzir chama incolor e ser muito tóxico. Atualmente, utiliza-se etanol, proveniente da fermentação do caldo na cana-de-açúcar, o mesmo utilizado em automóveis no Brasil. a) Compare a quantidade de energia liberada (kJ) pela combustão de 1,00g de metanol com a

produzida por 1,00g de etanol. Justifique sua resposta. b) Se um automóvel da fórmula Indy gastar 5 litros de etanol (d=0,80g/mL) por volta em um

determinado circuito, calcule a energia liberada (kJ) pelo seu motor em cada volta.


29. (Pucrs 2013) Com base na análise das equações a seguir, que representam reações de

combustão do metano e as respectivas entalpias.

4 2 2 2

4 2 2

4 2 2

I. CH (g) 2 O (g) CO (g) 2 H O( ) H 802 kJ / mol

II. CH (g) 3 2 O (g) CO(g) 2 H O( ) H 520 kJ / mol

III. CH (g) O (g) C(s) 2H O( ) H 408,5 kJ / mol

Δ

Δ

Δ

Com base na análise feita, é correto afirmar que a) a equação I representa combustão completa, e consome 802kJ de calor por grama de

metano queimado. b) a equação II representa a combustão completa do metano, produzindo monóxido de

carbono, que é muito tóxico. c) em ambiente suficientemente rico em oxigênio, é possível obter aproximadamente 50kJ de

calor por grama de metano queimado. d) a equação III representa a combustão incompleta que produz fuligem e libera 34kJ de calor

a cada grama de combustível queimado. e) as três reações representadas necessitam de uma fonte de energia, como uma fagulha ou

faísca, para iniciarem, e por essa razão são endotérmicas. 30. (Ufpe 2013) As aplicações das leis da termodinâmica em Química são importantes para estabelecer quais processos químicos, dentre aqueles possíveis, são espontâneos. A quantificação dessas leis leva, por exemplo, aos valores de –237,1 e –16,5 kJ.mol

–1 para a

energia livre de Gibbs padrão de formação de 2H O e NH3(g) em 298 K, respectivamente.

Sobre essas aplicações, analise as proposições abaixo. ( ) A primeira lei da termodinâmica proíbe o seguinte processo:

3 3Na aq NO aq NaNO s

( ) A variação de entropia na reação 3 22O g 3O g favorece a formação de produto.

( ) Processos em que há um aumento da entropia são espontâneos.

( ) A variação da energia livre de Gibbs padrão 0rGΔ para a reação

2 2 3N g 3H g 2NH g , em equilíbrio químico, é sempre nula quando a

temperatura e a pressão forem constantes. ( ) A reação química

2 2 24H g 2O g 2H O é espontânea em 298 K e 105 Pa (ou 1

bar). 31. (Uem 2013) Assinale a(s) alternativa(s) correta(s). 01) Quando um processo endotérmico ocorre em um sistema à pressão constante, esse

sistema absorve calor do ambiente e sua entalpia aumenta. 02) O HΔ de uma reação depende do estado físico dos reagentes e dos produtos. 04) O HΔ de uma reação depende da quantidade de reagentes e de produtos. 08) A queima de 1 mol de carbono grafite libera a mesma quantidade de energia liberada na

queima de 1 mol de carbono diamante. 16) Se a energia da ligação C–C é 348 kJ/mol, pode-se concluir que a energia da ligação

C C é 1.044 kJ/mol.


32. (Ufsj 2013) Um estudante recebeu a incumbência de testar algumas reações em

laboratório, em condições-padrão. Para poupar seu tempo, ele resolveu consultar tabelas de variações de entalpia das reações, obtendo os valores apresentados a seguir.

Reação o 1Hr kJ molΔ

1 15,14

2 44,70

3 4,049

4 32,08

Considerando-se esses resultados, ele concluiu que I. as reações 2 e 4 não são espontâneas. II. a reação 2 é a mais endotérmica da lista. III. haverá liberação de calor nas reações 1 e 3. IV. a reação 1 acontecerá mais rapidamente. Em relação às conclusões do estudante, está CORRETO ele afirmar a) III e IV. b) I e IV. c) I e II. d) II e III. 33. (Ufg 2013) A tabela a seguir apresenta os valores de energia de ligação para determinadas ligações químicas.

Para as moléculas de etanol e butanol, os valores totais da energia de ligação (em kcal/mol) destas moléculas são respectivamente, iguais a: a) 861 e 1454. b) 668 e 1344. c) 668 e 1134. d) 778 e 1344. e) 778 e 1134. 34. (Cefet MG 2013) O carbono pode ser encontrado na forma de alótropos como o grafite e o

diamante. Considere as equações termoquímicas seguintes.

grafite 2

grafite 2 2

diamante 2 2

1C O (g) CO(g) H 110 kJ2

C O (g) CO (g) H 393 kJ

C O (g) CO (g) H 395 kJ

A variação de entalpia da conversão de grafite em diamante, em kJ, é igual a a) –788. b) –2. c) +2. d) +287. e) +788.

Ligação Energia (kcal/mol)

C C 83

C H 100

C O 85

O H 110


35. (Ufrgs 2013) A crise energética mundial impulsionou a procura por combustíveis

alternativos e renováveis. Considere os dados contidos no quadro abaixo.

Combustível Poder calorífico (kJ/g) Densidade (g/mL)

Hidrogênio 140 58,2 10

Propano 50 31,8 10

Gasolina 45 0,750

Etanol 30 0,790

Com base nesses dados, é correto afirmar que a) o hidrogênio é o combustível mais eficaz entre os relacionados, considerando iguais

volumes de combustível. b) o propano é o combustível mais eficaz entre os relacionados, considerando massas iguais

de combustível. c) todos os combustíveis do quadro acima geram CO2 na sua combustão total. d) por sua maior densidade, o poder calorífico do etanol, medido em kJ por litro, é o maior entre

todos. e) por causa de sua baixa densidade, o poder calorífico do hidrogênio, medido em kJ por litro, é

muito baixo. 36. (Uern 2013) Observe a figura a seguir.

Qual a vantagem do suor para a pele? a) A água do suor, ao evaporar, retira calor da pele, provocando uma diminuição na

temperatura. Reação exotérmica. b) A água do suor, ao evaporar, retira calor da pele, provocando uma diminuição na

temperatura. Reação endotérmica. c) O corpo retira do suor calor, provocando uma diminuição na temperatura a água, resfriando,

assim, a pele. Reação exotérmica. d) O corpo retira do suor calor, provocando uma diminuição na temperatura a água, resfriando,

assim, a pele. Reação endotérmica.


37. (Fuvest 2013) A partir de considerações teóricas, foi feita uma estimativa do poder

calorífico (isto é, da quantidade de calor liberada na combustão completa de 1 kg de combustível) de grande número de hidrocarbonetos. Dessa maneira, foi obtido o seguinte gráfico de valores teóricos:

Com base no gráfico, um hidrocarboneto que libera 10.700 kcal/kg em sua combustão completa pode ser representado pela fórmula Dados: Massas molares (g/mol), C=12,0; H=1,00. a) CH4 b) C2H4 c) C4H10 d) C5H8 e) C6H6 38. (Ufpr 2013) Fullerenos são compostos de carbono que podem possuir forma esférica, elipsoide ou cilíndrica. Fullerenos esféricos são também chamados buckyballs, pois lembram a bola de futebol. A síntese de fullerenos pode ser realizada a partir da combustão incompleta de hidrocarbonetos em condições controladas. a) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a C60. b) Fornecidos os valores de entalpia de formação na tabela a seguir, calcule a entalpia da

reação padrão do item a.

Espécie 1fH (kJ.mol )

2H O –286

6 6C H 49

60C s 2327


39. (Mackenzie 2013) Observe o gráfico de entalpia abaixo, obtido por meio de experimentos

realizados no estado-padrão:

Com base em seus conhecimentos de termoquímica e nas informações do gráfico acima, a equação termoquímica INCORRETAMENTE representada é a) 2(g) (graf ) 2(g)CO C O H 394 kJ / molΔ

b) (g) 2(g) 2(g)1

CO O CO H 284 kJ / mol2

Δ

c) (graf ) 2(g) (g)1

C O CO H 110 kJ / mol2

Δ

d) 2(g) (g) 2(g)1

CO CO O H 284 kJ / mol2

Δ

e) (graf ) 2(g) 2(g)C O CO H 394 kJ / molΔ

40. (Udesc 2013) Considere as seguintes reações e suas variações de entalpia, em kJ/mol.

(g) 2(g) (s) 2 (g)CO H C H O H 150 kJ / molΔ

(g) 2(g) 2(g)1CO O CO H 273 kJ / mol2

Δ

Pode-se afirmar que a variação de entalpia, para a combustão completa de 1 mol de C(s), formando CO2(g), é a) – 654 kJ/mol b) – 504 kJ/mol c) + 504 kJ/mol d) + 654 kJ/mol e) – 354 kJ/mol

2(g) 2(g) 2 (g)1H O H O H 231kJ / mol2

Δ


Gabarito: Resposta da questão 1: [C] A energia potencial envolvida no ato de uma pessoa levantar uma caixa de 20,3 kg do chão até uma altura de 2,0 m pode ser calculada da seguinte maneira:

2

2

2

2

2

3

E m g h

mE 20,3 kg 10 2,0 m

s

mE 406 kg

s

m1 J 1kg , então :

s

E 406 J 406 10 kJ

15 26 6 2 2 237

1 C H O O 15CO 13H O H 8.120 kJ / mol2

37mol

2

Δ

2O

8.120 kJ liberados

n

2

3

4O

406 10 kJ liberados

n 9,25 10 mol

Resposta da questão 2:

[Resposta do ponto de vista da disciplina de Química]

a) De acordo com o enunciado ocorreu a formação de 180 g de glicose e este valor

corresponde a um mol de glicose 6 12 6(C H O 6 12 12 1 6 16 180).

b) Como a energia do fóton é dada por E h f , onde 34h 6,6 10 J s .

Na reação de síntese, induzida por luz vermelha de frequência f igual a 144,3 10 Hz, então:

34 14 1 20 19

19

E h f

E 6,6 10 J s 4,3 10 s 28,38 10 2,84 10 J

E 2,8 10 J (um fóton)

c) Nessa reação são necessários 2800 kJ 6(2800 kJ 2,8 10 J) de energia para a formação

de um mol de glicose, então:

192,8 10 J

6

1 fóton

2,8 10 J

25

n

n 10 fótons

d) 2 2 6 12 6 26H O 6CO energia C H O 6O ; CNTP.


21 mol (O )

2

22,4 L

6mol (O ) V

V 134,4 L

[Resposta do ponto de vista da disciplina de Física] a) Química.

b) Dado: –34h 6,6 10 J s; 14f 4,3 10 Hz.

Aplicando esses valores na equação dada: 34 14 19E hf 6,6 10 4,3 10 E 2,8 10 J.

c) Dado: 6 12 6Glicose C H O ; H (1g/mol), C (12g/mol), O (16g/mol); E = 2.800 kJ/mol =

62,8 10 J/mol.

A massa molar da glicose é:

M (6 12) (12 1) (6 16) 180 g.

Calculando o número n de fótons para produzir 1 mol de glicose ou 180 g.

33 25

19

2.800 10nE 2.800 10 n n 10 fótons.

2,8 10

d) Dado: nas CNTP, o volume ocupado por um mol de gás é 22,4 L.

A reação dada mostra que são produzidos 1 mol de glicose e 6 mols de O2. Assim, o volume produzido de O2 na reação é:

V 6 22,4 V 134,4 L.


[B]

I. Combustão completa do metano: 4 2 2 2CH 2O 2H O CO calor , processo exotérmico.

II. O derretimento de um iceberg: 2 (s) 2 ( )H O calor H O , processo endotérmico.

III. Parte da energia cinética é transformada em calor, portanto, processo exotérmico. Resposta da questão 4: [Resposta do ponto de vista da disciplina de Geografia] A hidrelétrica binacional em operação é a Usina de Itaipu, construída no rio Paraná, na fronteira do estado do Paraná com o Paraguai. A hidrelétrica de grande porte em construção é a Usina de Belo Monte, situada no Rio Xingu, no estado do Pará. Com produção estimada em cerca de 10% do consumo nacional, será a terceira maior hidrelétrica do mundo e a maior inteiramente brasileira. Seu funcionamento está previsto para 2015. A usina nuclear em operação encontra-se na Central Nuclear Almirante Álvaro Alberto, no estado do Rio de Janeiro, formado pelo conjunto das usinas Angra 1, Angra 2 e Angra 3 que atualmente encontra-se em construção. O Brasil apresenta atualmente (2013) 46 usinas eólicas em operação, estando a maior parte delas localizadas na região nordeste, como o Parque eólico Alegria e Rio de Fogo, no estado do Rio Grande do Norte.


[Resposta do ponto de vista da disciplina de Química] b) A entalpia de combustão do metano gasoso, principal componente do gás natural, corrigida

para 25°C, é –213 kcal/mol, então:

41mol CH

4

213 kcal liberados

16 g CH

4

213 kcal liberados

1 g CH4

4

CH

CH

E

E 13,31kcal liberados

A entalpia de combustão do etanol líquido, à mesma temperatura, é de –327 kcal/mol, então:

2 61mol C H O

2 6

327 kcal liberados

46 g C H O

2 6

327 kcal liberados

1 g C H O2 6

2 6

C H O

C H O

E

E 7,11kcal liberados

Conclusão: O combustível mais vantajoso sob o ponto de vista energético é o metano, pois seu poder calorífico é maior do que o do etanol líquido. Resposta da questão 5:

(s) 2(g) 2 3(s)4As 3O 2As O

Cada mol de arsênio (1mol = 75g) libera 660kJ, assim 4 mols de arsênio irá formar 2 mols de

2 3As O , assim teremos que a quantidade de energia (kJ), liberada a partir de 1,5kg (1500g) de

arsênio será:

(s) 2(g) 2 3(s)4As 3O 2As O

4 75

(2 660 kJ)

1500g

x

x 6.600 kJ



01 + 02 + 16 = 19. [01] Quanto mais exotérmica for uma reação e, ao mesmo tempo, quanto maior for o aumento

de entropia do processo, mais espontânea será a reação.

[02] A energia livre de Gibbs (G) é uma grandeza termodinâmica cuja variação GΔ

corresponde à máxima energia útil que é possível retirar de um sistema (energia aproveitável).

[04] Se GΔ for negativo, a reação é espontânea.

[08] Para uma reação com H 0,Δ quanto mais próxima estiver do equilíbrio, menor será a

quantidade de trabalho disponível que pode ser utilizado.

[16] Uma determinada reação que possui variação de entalpia HΔ de +8,399 kcal/mol e

variação de entropia SΔ de 37 cal / K mol será espontânea em temperaturas maiores

do que –46 °C.

C

3

C K

G H T S

37 8,399 10 T 37

8399 37T 226 K

37

T T 273

T 226 273 47 C

Δ Δ Δ


a) Equação química da decomposição térmica que ocorreu com o nitrato de amônio

4 3(NH NO ) : 4 3 2 2NH NO (s) N O(g) 2H O(g)Δ

.

b) Teremos:

4 3 2 2

produtos reagentes

NH NO (s) N O(g) 2H O(g)

366 kJ 82 kJ 2( 242) kJ

H H H

H [ 82 kJ 2( 242) kJ] [ 366 kJ]

H 36 kJ

H 0 o processo de decomposição é exotérmico.

Δ

Δ

Δ

Δ

Δ

Resposta da questão 8: [D] Thomas Newcomen foi o inventor da máquina a vapor e James Watt desenvolveu sua tecnologia. Watt desenvolveu um condensador no qual o vapor era libertado para a atmosfera através da abertura de uma válvula, isto evitava a condensação do vapor devido à diminuição da temperatura.



a) Teremos: Oxidação (combustão) do principal produto de R1 (biodiesel):

Para os reagentes:

12 (C C) 12 348kJ

28 (C H) 28 413kJ

2 (C O) 2 358kJ

1 (C O) 1 799kJ

1 (C C) 1 614kJ

21 (O O) 21 495kJ

Total de energia absorvida na quebra das ligações dos reagentes = 28.264 kJ (+28.264 kJ) Para os produtos:

30 (C O) 30 799kJ

28 (O H) 28 463kJ

Total de energia liberada na formação das ligações dos produtos = 36.934 kJ (- 36.934 kJ)

reaçãoHΔ do produto de R1 = + 28.264 kJ +(-36.934 kJ) = - 8.670 kJ/(mol de biodiesel)

Cálculo da energia liberada em kJ/g:

8.670 kJ8.670 kJ/mol

208 g

Energia liberada 41,68 kJ / g (biodiesel)

Oxidação (combustão) do principal produto de R2 (hidrocarboneto):


Para os reagentes:

10 (C C) 10 348kJ

24 (C H) 24 413kJ

17 (O O) 17 495kJ

Total de energia absorvida na quebra das ligações dos reagentes = 21.807 kJ (+21.807 kJ) Para os produtos:

22 (C O) 22 799kJ

24 (O H) 24 463kJ

Total de energia liberada na formação das ligações dos produtos = 28.690 kJ (- 28.690 kJ)

reaçãoHΔ do produto de R2 = + 21.807 kJ +(-28.690 kJ) = - 6.883 kJ/(mol de hidrocarboneto)

Cálculo da energia liberada em kJ/g:

6.883 kJ6.883 kJ/mol

156 g

Energia liberada 44,12 kJ / g (hidrocarboneto)

44,12 kJ/g > 41,68 kJ/g Conclusão: do ponto de vista calorífico o processo R2 gera um combustível que libera maior quantidade de energia (melhor combustível), ou seja, o hidrocarboneto.

b) Teremos:

2 (C C) 2 348kJ

8 (C H) 8 413kJ

5 (O O) 5 495kJ

Energia absorvida na quebra das ligações dos reagentes = 6.475 kJ (+6.475 kJ)

6 (C O) 6 799kJ

8 (O H) 8 463kJ

Energia liberada na formação das ligações dos produtos = 8.498 kJ (-8.498 kJ)

combustãoH 6.475 kJ 8.498 kJ 2.023 kJΔ



[A] Sem levarmos em conta as concentrações fornecidas, teremos:

20

2

2

2

maior menor

Sn 2e Sn E 0,14 V

Pb 2e Pb E 0,22 V,

0,14 V 0,22 V

Sn 2e Sn

Pb Pb 2e

E E E 0,14 ( 0,22) 0,08 VΔ

4 1 1

G n F E

G 2 mol 9,65 10 J.V .mol 0,08 V 15.440J

G 15,440 kJ (espontânea)

Δ Δ

Δ

Δ

Observação teórica: levando-se em conta as concentrações fornecidas no texto teríamos outro tipo de resolução, observe a seguir.

20

2

2

2

maior menor

Sn 2e Sn E 0,14 V

Pb 2e Pb E 0,22 V,

0,14 V 0,22 V

Sn 2e Sn (redução; cátodo)

Pb Pb 2e (oxidação; ânodo)

E E E 0,14 ( 0,22) 0,08 VΔ

0,0592E

n logQΔ

2

2

[Pb ]Q

[Sn ]

Concentrações de Sn e Pb valem, respectivamente, 1,0 M e 10

-3 M:

2 3

3

2 0

[Pb ] 10Q 10

[Sn ] 10

0

3

0,059E E

n logQ

0,059E 0,08 0,08 0,00983 0,08983 V

2 log10

Δ Δ

Δ

4 1 1

G : var iação de energia de Gibbs.

F cons tante de Faraday 96.500 C 9,65 10 J.V .mol

n número de mols de elétrons transferidos

Δ

4 1 1

G n F E

G 2 mol 9,65 10 J.V .mol 0,08983 V 17.337,19 J

G 17,34 kJ (espontânea)

Δ Δ

Δ

Δ



[B] Teremos:

2 3 2

3 ( 110,5 kJ) 0 3 ( 393,5 kJ)824,2 kJ

Fe O 3 CO 2 Fe 3 CO

H [3 ( 393,5 kJ) 0] [ 824,2 kJ 3( 110,5 kJ)]

H 24,8 kJ / mol

Δ

Δ


[D] Dados fornecidos no enunciado:

fusão

fusão

1fusão

P 1atm; T 183 C

T 183 C 273 90 K

H 6,0 kJ molΔ

fusão fusão

fusão

fusão

3fusão

1 1 1 1fusão

H S T

kJ6,0 S 90 K

mol

kJS 0,0666666

mol K

kJS 66,7 10

mol K

S 66,7J mol K 67 J mol K

Δ Δ

Δ

Δ

Δ

Δ


[B] James Prescott Joule (1818-1889) fez uma experiência para determinar a quantidade de trabalho necessária para produzir certa quantidade de calor. A experiência de Joule determinou a expressão da caloria em unidades mecânicas de energia. Observe o diagrama esquemático:


Coloca-se água num recipiente adiabático (aquele que não permite trocas de calor com o meio). Os pesos (1) caem numa velocidade constante e giram o agitado das pás (2) que aplica trabalho contra a água. Supondo-se que não ocorra perda de energia por atrito nos suportes e nos eixos, o trabalho do agitador contra a água será igual à perda de energia mecânica dos pesos. Quando os pesos caem a uma altura h, teremos 2mgh. Joule mediu com precisão o trabalho necessário para elevar a temperatura de 1 g de água

líquida sem perda de calor. A 15 °C vale 4,186 J / (g K), ou seja, a caloria que é definida como

a energia térmica necessária para elevar a temperatura de 1 g de água de 14,5 °C a 15,5 °C

equivale a 4,186 J.

Hoje em dia a caloria termoquímica é definida como: 1cal 4,186 J.

Conclusão [I] Correta. A relação entre calor e trabalho é fixa. [II] Correta. Existe um equivalente mecânico do calor. [III] Correta. O calor pode ser medido. Resposta da questão 14: [E] Comparando-se essas duas reações químicas, pode-se afirmar corretamente que os reagentes da fotossíntese são os produtos da respiração:

2 2 6 12 6 2

Produtos da respiração

6 CO 6 H O energia C H O 6 O (Fotossíntese)


Teremos, de acordo com a Lei de Hess:

3 8 2 2 2

2 2

2 2 2

i) C H (g) 5 O (g) 3 CO (g) 4 H O( ) H 2.220 kJ (inverter )

ii) C(grafite) O (g) CO (g) H 394 kJ ( 3)

1iii) H (g) O (g) H O( ) H 296 kJ ( 4)2

Δ

Δ

Δ

2i) 3 CO (g) 24 H O( ) 3 8 2C H (g) 5O (g) 1

2

H 2.220 kJ

ii) 3C(grafite) 3O (g)

Δ

23CO (g) 2

2 2

H 3( 394) kJ

iii) 4H (g) 2O (g)

Δ

24H O( ) 3

2 3 8 1 2 3

H 4( 286) kJ

3C(grafite) 4H (g) 1C H (g) H H H H

H 2.220 kJ 3( 394) kJ 4( 286) kJ

H 106 kJ

Δ

Δ Δ Δ Δ

Δ

Δ



a) Cálculo do calor específico por quantidade de matéria (mol):

Fluido Calor específico por mol (por °C)

Fluorcetona – vapor

3 2 3 2CF CF C(O)CF(CF )

1000 g 0,9 kJ

316 g

1 1fluorcetona

fluorcetona

E 0,2844 kJ mol CE

Água – vapor 1000 g 2,0 kJ

18 g1 1

águaágua

E 0,036 kJ mol CE

Nitrogênio 1000 g 1,0 kJ

28g1 1

nitrogênionitrogênio

E 0,028 kJ mol CE

Quanto menor o calor específico, menor a eficiência para extinguir as chamas e vice-versa.

1 1

Nitrogênio

0,028 kJ mol C < 1 1

Água

0,036 kJ mol C < 1 1

Fluorcetona

0,2844 kJ mol C

Conclusão: Nitrogênio < Água < Fluorcetona.

b) Os volumes considerados são os mesmos. De acordo com a hipótese de Avogadro (para

gases ideais) nas mesmas condições de pressão e temperatura, o número de mols é diretamente proporcional ao volume molar. Para um mol e mesma variação de temperatura:

Fluorcetona: 1 10,2844 kJ volume C

Nitrogênio: 1 10,028 kJ volume C

1 1

1 1

0,2844 kJ volume Cr 10,157 10

0,028 kJ volume C


[D] Ocorre liberação de energia, logo a quantidade de calor deve aparecer do lado direito da

equação química: 2 ( ) 2(g) 2(g)

Energialiberada

1H O H O 68,3 kcal.2



a) Fórmula estrutural do formol (neste caso considerando-se o metanal):

b) Teremos:

CH O2

CH O2

CH O2

CH O2

2 2 2 2

of

combustão final inicial

of

diagrama

of

of

CH O(g) O (g) CO (g) H O( )

H 0 kJ 394 kJ 286 kJ

H H H

570 kJ [( 394 kJ ( 286 kJ)) ( H 0 kJ)]

570 kJ 680 kJ H

H 110 kJ/mol

Δ

Δ

Δ

Δ

Δ

Resposta da questão 19: [C] Teremos:

reagentes produtos

2 3 2 3

H H

produtos reagentes

2 A (s) Fe O (s) 2 Fe (s) A O (s) calor

0 824,2 kJ 0 1675,7kJ

H H H

H [0 ( 1675,7)] [0 ( 824,2)] 851,5 kJ

Δ

Δ


[B] Aplicando a Lei de Hess, vem:

2TiO (s) C(s) Ti(s) 1

2 ICO (g) H 550kJ mol

Ti(s)

Δ

12 4 II

2 2 2 4 I II

2C (s) TiC ( ) H 804 kJ mol

TiO (s) C(s) 2C (s) CO (g) TiC ( ) H H H

H 550 804 254 kJ

Δ

Δ Δ Δ

Δ

Resposta da questão 21: [C] A mesma massa de uma substância, nas mesmas condições de pressão e temperatura,

conterá maior energia no estado líquido do que no estado sólido. X(s) Energia X( ).



[E] Teremos:

2

18 g

1mol de H O(liberado)

2H O

555 kJ

n

2H O

3 8

2.220 kJ

n 4 mol 8 mols de H

Fórmula : C H

Resposta da questão 23: [A] Teremos:

4(g) 2(g) 2 (g) 2(g)CH 2 O 2 H O CO H 220 kcal /mol

16 g

Δ

220 kcal liberados

32 g 440 kcal liberados

A reação libera calor (exotérmica). Resposta da questão 24:

a) Teremos:

3 5 3 3 2 2 2 2

29 mols

4C H (NO ) ( ) 12CO (g) 10H O(g) 6N (g) O (g)

4 mols

29 22,4 L

1mol

V

29 22,4 LV 162,4 L

4

b) Teremos:

3 5 3 3 2 2 2 24C H (NO ) ( ) 12CO (g) 10H O(g) 6N (g) O (g)

4( 365 kJ) 12( 400 kJ) 10( 240 kJ) 6 0 0

H [12( 400 kJ) 10( 240 kJ) 6 0 0] [4( 365 kJ)]

H 5750 kJ / 4 mol de nitroglicerina

H 1435 kJ / mol

Δ

Δ

Δ


[B] Teremos em 100 g de água:

xilitol

solução

m 60,8 g

m 100,0 g 60,8 g 160,8 g

160,8 g (solução) 60,8 g (xilitol)

8,04 g (solução) xilitol

xilitol

m

m 3,04 g

xilitolxilitol xilitol

xilitol

m 3,04n n 0,02 mol

M 152


A entalpia de dissolução do xilitol é de 5,5 kcal/mol, então:

1 mol 5,5 kcal

0,02 mol E

E 0,11 kcal


[C] [I] Verdadeira. A equação A representa um processo endotérmico, que absorverá calor das

vizinhanças. Já a equação B representa um processo exotérmico, que liberará calor par as

vizinhanças aumentando sua temperatura. [II] Verdadeira. Como a reação libera calor, o conteúdo energético final (dos produtos) deverá

ser menor em relação ao conteúdo energético inicial (dos reagentes). [III] Falsa. O valor da variação de entalpia é dado por mol de reagente. Dessa forma, se

fossem utilizados 2 mols de reagente, o valor seria modificado. Resposta da questão 27:

[C] Cada mol de acetil-CoA produz 10 mols de ATP (ciclo de Krebs). Teremos: 8 mols de acetilCoA ao serem oxidados formarão 8 x 10 mols de ATP (80 mols de ATP). Sabe-se que a beta-oxidação de 1 mol de ácido palmítico, que possui 16 átomos de carbono, gera 8 mols de acetil-CoA e 26 mols de ATP. Quantidade total de mols de ATP: 26 + 80 = 106 mols de ATP Cada mol de ATP produzido armazena 7 kcal, então:

1 mol 7 kcal

106 mol E

E 742 kcal


a) Teremos as seguintes equações de combustão:

Para o metanol:

3 2 2 2

3CH OH( ) O (g) CO (g) 2H O( )

2

238,6 kJ 0 393,5 kJ 2( 241,8 kJ)

H [ 393,5 kJ 2( 241,8 kJ)] [ 238,6 kJ 0]

H 638,5 kJ/mol

32 g 638,5 kJ liberados

1 g Metanol

Me tanol

E

E 19,95 kJ liberados

Para o etanol:


2 5 2 2 2C H OH( ) 3O (g) 2CO (g) 3H O( )

277,7 kJ 0 2( 393,5 kJ) 3( 241,8 kJ)

H [2( 393,5 kJ) 3( 241,8 kJ)] [ 277,7 kJ 0]

H 1234,7 kJ/mol

46 g 1234,7 kJ liberados

1 g Etanol

E tanol

E

E 26,84 kJ liberados

Portanto o etanol libera mais energia por grama (26,84 kJ > 19,95 kJ).

b) Um automóvel da fórmula Indy pode gastar 5 litros de etanol (d = 0,80 g/mL) por volta em um

determinado circuito, então:

e tanol5 L 5000 mL; d 0,80 g / mL.

1mL

0,80 g

5000 mL e tanol

e tanol

m

m 4000 g

1 g(e tanol)

26,84 kJ liberados

4000 g(e tanol) E

E 107.360 kJ

Resposta da questão 29: [C] O valor máximo de oxigênio utilizado na combustão implica num maior valor de

H (calor liberado).Δ

4 2 2 2CH (g) 2 O (g) CO (g) 2 H O( ) H 802 kJ/mol

16 g

Δ

802 kJ liberados

1 g E

E 50,125 kJ


F – V – F – F – V. A primeira lei da termodinâmica não é válida para reações que não conservam a energia. Observação teórica: primeira lei da termodinâmica: “O trabalho adiabático* realizado sobre um sistema para levá-lo de um estado inicial para um estado final não depende da forma como esse trabalho é realizado, depende apenas dos estados inicial e final do sistema”. *Um trabalho adiabático realizado sobre um sistema é aquele que não perde nem ganha energia (calor), ou seja, o sistema fica isolado do exterior.

3 2

2 mols 3 molsreagente produto

2O g 3O g

3 mols 2 mols

Conclusão : a reação favorece a formação dos produtos.

Variação positiva.


Existem muitos processos espontâneos nos quais a variação de entropia é negativa (a entropia diminui durante o processo).

2 2 3

4 mols 2 mols

Entropia negativa

o o 1r r 3

N g 3H g 2NH g

4 mols 2 mols

4 mols consumidos e 2 mols formados

G 3 G (NH ) 3 ( 16,5) 49,5 kJ.mol

A var iação não é nula.

Δ Δ

A reação química 2 2 24H g 2O g 2H O é espontânea o

r( G 0) em 298 K e 105 Pa

(ou 1 bar).

2 2 2

o o 1r r 2

4H g 2O g 2H O

G 2 G (H O) 2 ( 237,1) 474,3 kJ.mol

Δ Δ

Resposta da questão 31: 01 + 02 + 04 = 07. Quando um processo endotérmico ocorre em um sistema à pressão constante, esse sistema absorve calor do ambiente e sua entalpia aumenta.

O HΔ de uma reação depende do estado físico dos reagentes e dos produtos.

O HΔ de uma reação depende da quantidade de reagentes e de produtos, por exemplo, do número de mols do reagente. A queima de 1 mol de carbono grafite não libera a mesma quantidade de energia liberada na queima de 1 mol de carbono diamante, pois são alótropos que apresentam estruturas diferentes.

A energia de ligação C–C não é diretamente proporcional à energia de ligação C C .


[D] Análise das afirmativas:

[I] Incorreta. As reações 2 e 4 são espontâneas ( H 0).Δ

[II] Correta. A reação 2 é a mais endotérmica da lista, pois absorve mais calor.

[III] Correta. Haverá liberação de calor nas reações 1 e 3, pois são exotérmicas ( H 0).Δ

[IV] Incorreta. A reação 1 não acontecerá mais rapidamente.



[D] Teremos: Etanol:

5 (C H) 5 100 500kcal

1(C C) 1 83 83kcal

1(C O) 1 85 85kcal

1(O H) 1 110 110kcal

Total = 778 kcal Butanol:

9 (C H) 9 100 900kcal

3 (C C) 3 83 249kcal

1(C O) 1 85 85kcal

1(O H) 1 110 110kcal

Total = 1.344 kcal Resposta da questão 34:

[C]

grafite 2 2

diamante 2 2

grafite 2

C O (g) CO (g) H 393 kJ (manter)

C O (g) CO (g) H 395 kJ (inverter)

C O (g) 2CO (g) 1

2

H 393 kJ

CO (g) diamante 2C O (g)

2

grafite diamante

final 1 2

H 395 kJ

C C

H H H 393 395 2 kJ

Resposta da questão 35: [E] Teremos:

Combustível Poder calorífico

(kJ/g) Densidade (g/L) Poder calorífico (kJ/L)

Hidrogênio 140 28,2 10 2 2140 8,2 10 1.148 10 11,48

Propano 50 1,8 50 1,8 90

Gasolina 45 750 45 750 33.750

Etanol 30 790 30 790 23.700

Por causa de sua baixa densidade, o poder calorífico do hidrogênio, medido em kJ por litro, é muito baixo. Resposta da questão 36:

[A] A mudança de estado da água líquida (do suor) para gasosa absorve calor do corpo provocando uma diminuição na temperatura deste. Esta mudança de estado é um processo exotérmico.



[B] Com base no gráfico, para um hidrocarboneto que libera 10.700 kcal/kg, teremos:

massa de carbono6

massa de hidrogênio

mn m n M, então :

M

carbono carbono

hidrogênio hidrogênio

carbono carbono hidrogênio

hidrogênio hidrogênio carbono

hidrogênio carbono 2 4

n M6

n M

n 12 g / mol n n6 126 2

n 1 g / mol n 12 n 6

n 2 n C H .


a) Equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a 60C :

6 6 2 2 6010C H ( ) 15O (g) 30H O( ) C (s)

b) Teremos:

Reagentes Pr odutos

6 6 2 2 60

H H

Pr odutos Reagentes

60

6 6

10C H ( ) 15O (g) 30H O( ) C (s)

10( 49 kJ) 0 30( 286 kJ) 2327 kJ

H H H

H [30( 286 kJ) 2327 kJ] [10( 49 kJ) 0]

H 6743 kJ/mol C

H 674,3 kJ/mol C H



[C] A equação termoquímica INCORRETAMENTE representada é:

(graf ) 2(g) (g)1

C O CO H 110 kJ/mol2

Δ

O correto é: (graf ) 2(g) (g)1

C O CO H 110 kJ/mol2

Δ

Resposta da questão 40: [E] Teremos, de acordo com a Lei de Hess:

(s) 2 (g)C H O (g)CO 2(g)H 1

(g)

H 150 kJ/mol

CO

Δ

2(g) 2(g) 2

2(g)

1 O CO H 273 kJ/mol2

H

Δ

2(g) 2 (g)1 O H O2

3

(s) 2 2(g)

H 231kJ/mol

C O (g) CO H 150 273 231 354 kJ/mol

Δ

Δ

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