Físico – Química: Termoquímica

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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.
C15H26O6  O2  CO2  H2O
ΔH  8120 kJ / mol
1. (Ufg 2014) Considerando-se que toda a energia da reação esteja disponível para a
realização de trabalho mecânico, quantos mols de O 2 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/s2
a) 2,03  10 4
b) 4,06  104
c) 9,25  10 4
d) 18,50  10 4
e) 20,00  10 4
2. (Fuvest 2013) Em uma reação de síntese, induzida por luz vermelha de frequência f igual a
4,3  1014 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: 6H2O  6CO2  energia  C6H12O6  6O2 ; Massas molares: H (1g/mol), C
(12g/mol), O (16g/mol); Energia do fóton: E  h f; Constante de Planck: h  6,6  1034 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  CH4  produzindo CO2 e H2O .
II. O derretimento de um iceberg.
III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma altura h.
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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
Hidrelétrica binacional em operação
Hidrelétrica de grande porte em construção
Símbolo
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.
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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 660 kJ.mol1.
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  ΔG 
corresponde à máxima energia útil que é possível retirar de um sistema (energia
aproveitável).
04) Se ΔG for positivo, a reação é espontânea.
08) Para uma reação com ΔH  0, 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  ΔH  de +8,399 kcal/mol e
variação de entropia  ΔS  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
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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 MoS 2, 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 kJ  mol1
C–H
C–C
C–O
O–H
C=C
C=O
O=O

413
348
358
463
614
799
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.
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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+ // Pb2+/Pb, cujas concentrações
de Sn e Pb valem, respectivamente, 1,0 M e 10 -3 M, e sabendo-se, ainda, que:
Sn2  2e  Sn
Pb
2

 2e  Pb
E0   0,14 V
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:
Fe2O3  3 CO  2 Fe  3 CO2
A entalpia de reação (ΔHr ) a 25°C é:
Dados: Entalpia de formação (ΔHf ) a 25°C, kJ/mol.
ΔHf , kJ / mol.
Fe2O3
– 824,2
Fe
0
CO
– 110,5
CO2
– 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 6,0 kJ  mol1, assinale a opção que apresenta a variação
de entropia, em J  K 1  mol1.
a) – 20
b) – 33
c) + 50
d) + 67
e) + 100
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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:
6 CO2  6 H2O  energia  C6H12O6  6 O2
Respiração aeróbica
C6H12O6  6 CO2  6 CO2  6 H2O  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 (ΔH) é uma grandeza relacionada à variação de energia
que depende apenas dos estados inicial e final de uma reação. Analise as seguintes equações
químicas:
i)
C3H8 (g)  5 O2 (g)  3 CO2 (g)  4 H2O( )
ΔH  2.220 kJ
ii) C(grafite)  O2 (g)  CO2 (g)
ΔH  394 kJ
iii) H2 (g)  1 O2 (g)  H2O( )
2
ΔH  296 kJ
Ante o exposto, determine a equação global de formação do gás propano e calcule o valor da
variação de entalpia do processo.
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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
Fluorcetona – vapor
CF3CF 2 C(O)CF(CF3 )2
Água – vapor
Nitrogênio

Massa molar g  mol1

Calor específico kJ  kg1C1
316
0,9
18
2,0
28
1,0
(Disponível em <http://terratv.terra.com.br/Noticias/Ciencia-eTecnologia/4195-446969/Agua-que-nao-molha-e-apresentada-por-cientistas-daEspanha.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) H2(g)  1 O2(g)  H2O( )  68,3 kcal
2
b) H2O( )  68,3 kcal  H2(g)  1 O2(g)
2
1
c) H2O( )  H2(g) 
O
 68,3 kcal
2 2(g)
d) H2(g)  1 O2(g)  H2O( )  68,3 kcal
2
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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 H2O( )  286 kJ / mol e
CO2 (g)  394 kJ / mol, calcule a entalpia-padrão de formação do formol.
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 A (s)  Fe2O3 (s)  2 Fe (s)  A 2O3 (s)  calor
Reação de Ter mi ta
Dados:
Massas atômicas: A  27 u; Fe  56 u e O  16 u
Entalpia Padrão de Formação:
ΔH0f A 2O3  1675,7 kJ  mol1; ΔH0f Fe2O3  824,2 kJ  mol1;
ΔH0f A 0  0 kJ  mol1; ΔH0f Fe0  0 kJ  mol1
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) ΔH0f  2111,2 kJ
b) ΔH0f  1030,7 kJ
c) ΔH0f  851,5 kJ
d) ΔH0f  332,2 kJ
e) ΔH0f  1421,6 kJ
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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 TiO 2 que, após moagem, é submetido à
seguinte sequência de etapas:
I. aquecimento com carvão sólido
ΔHreação  550kJ  mol1
TiO2 (s)  C(s)  Ti(s)  CO2 (g)
II. reação do titânio metálico com cloro molecular gasoso
ΔHreação  804 kJ  mol1
Ti(s)  2C 2 (s)  TiC 4 ( )
III. reação do cloreto de titânio líquido com oxigênio molecular gasoso
TiC 4 ( )  O2 (g)  TiO2 (s)  2C 2 (g)
ΔHreação  140 kJ  mol1
20. (Unesp 2014) Considerando as etapas I e II do processo, é correto afirmar que a reação
para produção de 1 mol de TiC 4 ( ) a partir de TiO2 (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 0,89 J  g1  K 1) e de ferro (calor específico 0,45 J  g1  K 1),
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.
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23. (Udesc 2013) Da reação: CH4(g)  2 O2(g)  2 H2O(g)  CO2(g) ; ΔH  220 kcal / mol,
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:
4C3H5 NO3 3 
  12CO2  g  10H2O g  6N2 g  O2 g
São fornecidas as seguintes informações:
Entalpia de formação de CO2 gasoso
Entalpia de formação de H2O gasoso
Entalpia de formação de C3H5(NO3)3 líquido
Volume molar de gás ideal a 0°C e 1 atm de pressão
–400 kJ.mol–1
–240 kJ.mol–1
–365 kJ.mol–1
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
massa molar
entalpia de dissolução
solubilidade
Valor
152 g/mol
+ 5,5 kcal/mol
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
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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
2  NH aq  NO  aq
NH4NO3  s  


4
3
H  26,2 kJ  mol1
B
2  Ca2 aq  2C  aq
CaC 2  s  
 
 
H  82,8 kJ  mol1
H O
H O
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 betaoxidação 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 CO 2 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 ΔHof a 25°C.
ΔHof
kJ
mol
Substância
Fórmula
Metanol
−238,6
Etanol
CH3OH 
C2H5OH 
Gás carbônico
CO2 g
−393,5
Água
H2O v 
−241,8
−277,7
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.
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29. (Pucrs 2013) Com base na análise das equações a seguir, que representam reações de
combustão do metano e as respectivas entalpias.
I.
CH4 (g)  2 O2 (g)  CO2 (g)  2 H2O( )
ΔH  802 kJ / mol
II. CH4 (g)  3 2 O2 (g)  CO(g)  2 H2O( )
ΔH  520 kJ / mol
III. CH4 (g)  O2 (g)  C(s)  2H2O( )
ΔH  408,5 kJ / mol
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 H2O   e NH3(g) em 298 K, respectivamente.
Sobre essas aplicações, analise as proposições abaixo.
( ) A primeira lei da termodinâmica proíbe o seguinte processo:
Na  aq  NO3 aq  NaNO3  s
(
) A variação de entropia na reação 2O3  g   3 O2  g  favorece a formação de produto.
(
) Processos em que há um aumento da entropia são espontâneos.
(
) A variação da energia livre de Gibbs padrão Δr G0

N2  g  3H2  g 
(
 para a reação
2NH3  g  , em equilíbrio químico, é sempre nula quando a
temperatura e a pressão forem constantes.
) A reação química 4H2  g   2O2  g   2H2O   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 ΔH de uma reação depende do estado físico dos reagentes e dos produtos.
04) O ΔH 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.
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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
1
2
3
4
ΔHr o kJ mol1
15,14
44,70
4,049
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.
Ligação
C C
Energia (kcal/mol)
83
C H
100
C
O
85
O H
110
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.
Cgrafite  1 O2 (g)  CO(g)
2
Cgrafite  O2 (g)  CO2 (g)
H  110 kJ
Cdiamante  O2 (g)  CO2 (g)
H  395 kJ
H  393 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.
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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
8,2  10 5
Propano
50
1,8  10 3
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 CO 2 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.
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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 C 60.
b) Fornecidos os valores de entalpia de formação na tabela a seguir, calcule a entalpia da
reação padrão do item a.
Espécie
H2 O 

C6H6  
C60  s 
f H (kJ.mol1)
–286
49
2327
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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
ΔH  394 kJ / mol
a) CO2(g)  C(graf )  O2(g)
1
O2(g)  CO2(g)
2
1
c) C(graf )  O2(g)  CO(g)
2
1
d) CO2(g)  CO(g)  O2(g)
2
e) C(graf )  O2(g)  CO2(g)
b) CO(g) 
ΔH  284 kJ / mol
ΔH  110 kJ / mol
ΔH  284 kJ / mol
ΔH  394 kJ / mol
40. (Udesc 2013) Considere as seguintes reações e suas variações de entalpia, em kJ/mol.
CO(g)  H2(g)  C(s)  H2O(g)
ΔH  150 kJ / mol
CO(g)  1 O2(g)  CO2(g)
2
H2(g)  1 O2(g)  H2O(g)
2
ΔH  273 kJ / mol
ΔH  231kJ / mol
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
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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:
E  m gh
E  20,3 kg  10
E  406 kg 
1 J  1 kg 
m
s2
 2,0 m
m2
s2
m2
s2
, então :
E  406 J  406  10 3 kJ
37
O2  15 CO2  13H2O
2
37
mol
2
1 C15H26O6 
nO
ΔH  8.120 kJ / mol
8.120 kJ liberados
406  10 3 kJ liberados
2
nO  9,25  104 mol
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 (C6H12O6  6  12  12  1  6  16  180).
b) Como a energia do fóton é dada por E  h f , onde h  6,6  1034 J  s .
Na reação de síntese, induzida por luz vermelha de frequência f igual a 4,3  1014 Hz, então:
E  h f
E  6,6  10 34 J  s  4,3  1014 s1  28,38  10 20  2,84  10 19 J
E  2,8  10 19 J (um fóton)
c) Nessa reação são necessários 2800 kJ (2800 kJ  2,8  106 J) de energia para a formação
de um mol de glicose, então:
2,8  10 19 J
2,8  10 J
6
n  10
25
1 fóton
n
fótons
d) 6H2O  6CO2  energia  C6H12O6  6O2; CNTP.
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1 mol (O 2 )
22,4 L
6mol (O 2 )
V
V  134,4 L
[Resposta do ponto de vista da disciplina de Física]
a) Química.
b) Dado: h  6,6  10–34 J  s; f  4,3  1014 Hz.
Aplicando esses valores na equação dada:
E  hf  6,6  1034  4,3  1014  E  2,8  1019 J.
c) Dado: Glicose  C6H12O6 ; H (1g/mol), C (12g/mol), O (16g/mol); E = 2.800 kJ/mol =
2,8  106 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.
nE  2.800  103  n 
2.800  103
2,8  1019
 n  1025 fótons.
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: CH4  2O2  2H2O  CO2  calor , processo exotérmico.
II. O derretimento de um iceberg: H2O(s)  calor  H2O( ) , processo endotérmico.
III. Parte da energia cinética é transformada em calor, portanto, processo exotérmico.
[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.
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[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:
1 mol CH4
213 kcal liberados
16 g CH4
213 kcal liberados
1 g CH4
ECH
4
ECH  13,31 kcal liberados
4
A entalpia de combustão do etanol líquido, à mesma temperatura, é de –327 kcal/mol, então:
1 mol C2H6O
327 kcal liberados
46 g C2H6 O
327 kcal liberados
1 g C2H6 O
EC
2H6O
EC
2H6O
 7,11 kcal 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.
4As(s)  3O2(g)  2As2O3(s)
Cada mol de arsênio (1mol = 75g) libera 660kJ, assim 4 mols de arsênio irá formar 2 mols de
As2O3 , assim teremos que a quantidade de energia (kJ), liberada a partir de 1,5kg (1500g) de
arsênio será:
4As(s)  3O2(g)  2As2O3(s)
4  75
1500 g
(2  660 kJ)
x
x  6.600 kJ
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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  ΔG 
corresponde à máxima energia útil que é possível retirar de um sistema (energia
aproveitável).
[04] Se ΔG for negativo, a reação é espontânea.
[08] Para uma reação com ΔH  0, 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  ΔH  de +8,399 kcal/mol e
variação de entropia  ΔS  de 37 cal / K  mol será espontânea em temperaturas maiores
do que –46 °C.
ΔG  ΔH  T ΔS
37  8,399  103  T  37
8399  37
 226 K
37
TC  TK  273
TC  226  273   47 C
T
a) Equação química da decomposição térmica que ocorreu com o nitrato de amônio
Δ
(NH4NO3 ) : NH4NO3 (s)  N2O(g)  2H2O(g) .
b) Teremos:
Δ
NH4NO3 (s)  N2O(g)  2H2O(g)
366 kJ
 82 kJ
2( 242) kJ
ΔH  Hprodutos  Hreagentes
ΔH  [  82 kJ  2( 242) kJ]  [ 366 kJ]
ΔH  36 kJ
ΔH  0  o processo de decomposição é exotérmico.
[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.
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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)
ΔHreação 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 kJ
8.670 kJ/mol 
208 g
Energia liberada  41,68 kJ / g (biodiesel)
Oxidação (combustão) do principal produto de R2 (hidrocarboneto):
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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)
ΔHreação 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 kJ
6.883 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)
ΔHcombustão  6.475 kJ  8.498 kJ  2.023 kJ
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[A]
Sem levarmos em conta as concentrações fornecidas, teremos:
Sn2  2e   Sn
E0   0,14 V
Pb2  2e   Pb
E   0,22 V,
0,14 V  0,22 V
Sn2  2e   Sn
Pb  Pb2  2e 
ΔE  Emaior  Emenor  0,14  ( 0,22)  0,08 V
ΔG  n  F  ΔE
ΔG  2 mol  9,65  10 4 J.V 1.mol1  0,08 V  15.440 J
ΔG  15,440 kJ (espontânea)
Observação teórica: levando-se em conta as concentrações fornecidas no texto teríamos outro
tipo de resolução, observe a seguir.
Sn2  2e   Sn
Pb
2
E0   0,14 V

 2e  Pb
E   0,22 V,
0,14 V  0,22 V
Sn2  2e   Sn
Pb  Pb
2
 2e

(redução; cátodo)
(oxidação; ânodo)
ΔE  Emaior  Emenor  0,14  ( 0,22)  0,08 V
ΔE 
Q
0,0592
n  logQ
[Pb2 ]
[Sn2 ]
Concentrações de Sn e Pb valem, respectivamente, 1,0 M e 10-3 M:
Q
[Pb2 ]
[Sn2 ]
ΔE  ΔE0 
ΔE  0,08 

103
100
 103
0,059
n  logQ
0,059
2  log10 3
 0,08  0,00983  0,08983 V
ΔG : var iação de energia de Gibbs.
F  cons tan te de Faraday  96.500 C  9,65  10 4 J.V 1.mol 1
n  número de mols de elétrons transferidos
ΔG  n  F  ΔE
ΔG  2 mol  9,65  104 J.V 1.mol1  0,08983 V  17.337,19 J
ΔG  17,34 kJ (espontânea)
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[B]
Teremos:
Fe2O3 
3 CO
 2 Fe 
3 CO2
824,2 kJ
3( 110,5 kJ)
0
3( 393,5 kJ)
ΔH  [3  ( 393,5 kJ)  0]  [ 824,2 kJ  3( 110,5 kJ)]
ΔH  24,8 kJ / mol
[D]
Dados fornecidos no enunciado:
P  1 atm; Tfusão  183 C
Tfusão  183 C  273  90 K
ΔHfusão  6,0 kJ  mol1
ΔHfusão  ΔSfusão  T
kJ
 ΔS fusão  90 K
mol
kJ
ΔSfusão   0,0666666
mol  K
kJ
ΔSfusão   66,7  10 3
mol  K
 6,0 
ΔSfusão   66,7 J  mol1  K 1   67 J  mol1  K 1
[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:
Página 24 de 34
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.
[E]
Comparando-se essas duas reações químicas, pode-se afirmar corretamente que os reagentes
da fotossíntese são os produtos da respiração:
6 CO2  6 H2O  energia  C6H12O6  6 O2 (Fotossíntese)
Produtos da respiração
Teremos, de acordo com a Lei de Hess:
i)
C3H8 (g)  5 O2 (g)  3 CO2 (g)  4 H2O( )
ΔH  2.220 kJ (inverter )
ii) C(grafite)  O2 (g)  CO 2 (g)
ΔH  394 kJ (3)
iii) H2 (g)  1 O2 (g)  H2O( )
2
ΔH  296 kJ (4)
i) 3 CO2 (g)  4 H2O( )  C3H8 (g)  5O2 (g)
ΔH1  2.220 kJ
ii) 3C(grafite)  3O2 (g)  3CO2 (g)
ΔH2  3( 394) kJ
iii) 4H2 (g)  2O2 (g)  4H2O( )
ΔH3  4( 286) kJ
3C(grafite)  4H2 (g)  1C3H8 (g) ΔH  ΔH1  ΔH2  ΔH3
ΔH  2.220 kJ  3( 394) kJ  4( 286) kJ
ΔH  106 kJ
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a) Cálculo do calor específico por quantidade de matéria (mol):
Fluido
Fluorcetona – vapor
CF3CF 2 C(O)CF(CF3 )2
Água – vapor
1000 g
316 g
1000 g
18 g
1000 g
Nitrogênio
28 g
Calor específico por mol (por °C)
0,9 kJ

 0,2844 kJ  mol1C1
E
Efluorcetona  fluorcetona
2,0 kJ
 0,036 kJ  mol1C 1
E
Eágua  água
1,0 kJ

 0,028 kJ  mol1C 1
E
Enitrogênio  nitrogênio
Quanto menor o calor específico, menor a eficiência para extinguir as chamas e vice-versa.
0,028 kJ  mol1C1 < 0,036 kJ  mol1C 1 < 0,2844 kJ  mol1C 1
Nitrogênio
Fluorcetona
Água
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: 0,2844 kJ  volume1  C1
Nitrogênio: 0,028 kJ  volume1  C1
r
0,2844 kJ  volume1  C1
0,028 kJ  volume1  C1
 10,157  10
[D]
Ocorre liberação de energia, logo a quantidade de calor deve aparecer do lado direito da
equação química: H2O( )  H2(g)  1 O2(g)  68,3 kcal.
2
Energia
liberada
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a) Fórmula estrutural do formol (neste caso considerando-se o metanal):
b) Teremos:
CH2O(g)  O2 (g)  CO2 (g)  H2O( )
ΔHof
 394 kJ  286 kJ
0 kJ
CH2O
ΔHcombustão  Hfinal  Hinicial
570 kJ  [( 394 kJ  ( 286 kJ))  ( ΔHof
CH2O
diagrama
 0 kJ)]
570 kJ  680 kJ  ΔHof
CH2O
ΔHof
CH2O
 110 kJ / mol
[C]
Teremos:
2 A (s)  Fe2O3 (s)  2 Fe (s)  A 2O3 (s)  calor
0
 824,2 kJ
 1675,7kJ
0
Hreagentes
Hprodutos
ΔH  Hprodutos  Hreagentes
ΔH  [0  ( 1675,7)]  [0  ( 824,2)]  851,5 kJ
[B]
Aplicando a Lei de Hess, vem:
TiO2 (s)  C(s)  Ti(s)  CO2 (g)
ΔHI  550kJ  mol1
Ti(s)  2C
ΔHII  804 kJ  mol1
2 (s)
 TiC
TiO2 (s)  C(s)  2C
4(
2 (s)
)
 CO 2 (g)  TiC
4(
)
ΔH  ΔH I ΔH II
ΔH  550  804  254 kJ
[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( ).
Página 27 de 34
[E]
Teremos:
1 mol de H2O(liberado)
555 kJ
18 g
nH
2.220 kJ
2O
nH
2O
 4 mol  8 mols de H
Fórmula : C3H8
[A]
Teremos:
CH4(g)  2 O2(g)  2 H2O(g)  CO2(g)
ΔH  220 kcal / mol
16 g
220 kcal liberados
32 g
440 kcal liberados
A reação libera calor (exotérmica).
a) Teremos:
4C3H5 (NO3 )3 ( )  12CO2 (g)  10H2O(g)  6N2 (g)  O2 (g)
29 mols
29  22,4 L
4 mols
1 mol
V
29  22,4 L
 162,4 L
4
b) Teremos:
4C3H5 (NO3 )3 ( )  12CO2 (g)  10H2O(g)  6N2 (g)  O2 (g)
V
4( 365 kJ)
12( 400 kJ) 10( 240 kJ) 6  0
0
ΔH  [12( 400 kJ)  10( 240 kJ)  6  0  0]  [4( 365 kJ)]
ΔH  5750 kJ / 4 mol de nitroglicerina
ΔH  1435 kJ / mol
[B]
Teremos em 100 g de água:
m xilitol  60,8 g
msolução  100,0 g  60,8 g  160,8 g
160,8 g (solução)
8,04 g (solução)
60,8 g (xilitol)
mxilitol
mxilitol  3,04 g
nxilitol 
m xilitol
3,04
 nxilitol 
 0,02 mol
Mxilitol
152
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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.
[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:
CH3 OH( ) 
238,6 kJ
3
O2 (g)  CO2 (g)  2H2O( )
2
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
1g
638,5 kJ liberados
EMe tanol
EMe tanol  19,95 kJ liberados
Para o etanol:
Página 29 de 34
C2H5 OH( )  3O 2 (g)  2CO 2 (g)  3H2O( )
277,7 kJ
2( 393,5 kJ) 3( 241,8 kJ)
0
H  [ 2( 393,5 kJ)  3( 241,8 kJ)]  [ 277,7 kJ  0]
H   1234,7 kJ / mol
46 g
1234,7 kJ liberados
1g
EE tanol
EE tanol  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:
5 L  5000 mL; de tanol  0,80 g / mL.
1 mL
0,80 g
5000 mL
me tanol
me tanol  4000 g
1 g(e tanol)
4000 g(e tanol)
26,84 kJ liberados
E
E  107.360 kJ
[C]
O valor máximo de oxigênio utilizado na combustão implica num maior valor de
ΔH (calor liberado).
CH4 (g)  2 O2 (g)  CO2 (g)  2 H2O( )
16 g
ΔH  802 kJ / mol
802 kJ liberados
1g
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.
2O3  g   3 O2  g 
2 mols
reagente
3 mols
produto
3 mols  2 mols
Conclusão : a reação favorece a formação dos produtos.
Variação positiva.
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Existem muitos processos espontâneos nos quais a variação de entropia é negativa (a entropia
diminui durante o processo).
N2  g   3H2  g 
4 mols
4 mols
2NH3  g 
2 mols
2 mols
Entropia negativa
4 mols consumidos e 2 mols formados
Δr Go  3  Δr Go (NH3 )  3  ( 16,5)  49,5 kJ.mol1
A var iação não é nula.
A reação química 4H2  g   2O2  g   2H2O   é espontânea (r Go  0) em 298 K e 105 Pa
(ou 1 bar).
4H2  g  2O2  g  2H2O  
Δr Go  2  Δr Go (H2O)  2  ( 237,1)  474,3 kJ.mol1
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 ΔH de uma reação depende do estado físico dos reagentes e dos produtos.
O ΔH 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 (ΔH  0).
[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 (ΔH  0).
[IV] Incorreta. A reação 1 não acontecerá mais rapidamente.
Página 31 de 34
[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
[C]
H  393 kJ (manter)
Cdiamante  O2 (g)  CO2 (g)
H  395 kJ (inverter)
H1  393 kJ
CO2 (g)  Cdiamante  O2 (g)
H2  395 kJ
Cgrafite  Cdiamante
Hfinal  H1  H2  393  395  2 kJ
[E]
Teremos:
Combustível
Poder calorífico
(kJ/g)
Densidade (g/L)
Poder calorífico (kJ/L)
Hidrogênio
140
8,2  10 2
140  8,2  10 2  1.148  10 2  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.
[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.
Página 32 de 34
[B]
Com base no gráfico, para um hidrocarboneto que libera 10.700 kcal/kg, teremos:
massa de carbono
6
massa de hidrogênio
n
m
 m  n  M, então :
M
n carbono  M carbono
6
n hidrogênio  M hidrogênio
n carbono  12 g / mol
n hidrogênio 1 g / mol
6
n carbono
n hidrogênio

n hidrogênio 12
6


2
12
n carbono
6
n hidrogênio  2  n carbono  C2H4 .
a) Equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a C60 :
10C6H6 ( )  15O2 (g)  30H2O( )  C60 (s)
b) Teremos:
10C6H6 ( )  15O2 (g)  30H2O( )  C60 (s)
10( 49 kJ)
0
30( 286 kJ)  2327 kJ
HRe agentes
HPr odutos
H  HPr odutos  HRe agentes
H  [30( 286 kJ)  2327 kJ]  [10( 49 kJ)  0]
H  6743 kJ / mol C60
H  674,3 kJ / mol C6H6
Página 33 de 34
[C]
A equação termoquímica INCORRETAMENTE representada é:
1
C(graf )  O2(g)  CO(g) ΔH  110 kJ / mol
2
1
O correto é: C(graf )  O2(g)  CO(g) ΔH  110 kJ / mol
2
[E]
Teremos, de acordo com a Lei de Hess:
C(s)  H2O(g)  CO(g)  H2(g)
ΔH1  150 kJ / mol
CO(g)  1 O2(g)  CO2(g)
ΔH2  273 kJ / mol
2
H2(g)  1 O2(g)  H2O(g)
ΔH3  231kJ / mol
2
C(s)  O2 (g)  CO2(g) ΔH  150  273  231  354 kJ / mol
Página 34 de 34

Físico – Química: Termoquímica

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