Exercícios propostosQuímica capítulo 3

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106. (Unifesp) No mês de maio de 2007, o governo fede-ral lançou a Política Nacional sobre Álcool. A ação mais polêmica consiste na limitação da publicidade de bebi-das alcoólicas nos meios de comunicação. Pelo texto do decreto, serão consideradas alcoólicas as bebidas com teor de álcool a partir de 0,5 oGL. A concentração de etanol nas bebidas é expressa pela escala centesimal Gay Lussac (oGL), que indica a percentagem em volume de etanol presente em uma solução. Pela nova Política, a bebida alcoólica mais consumida no país, a cerveja, sofreria restrições na sua publicidade. Para que não sofra as limitações da legislação, o preparo de uma nova bebida, a partir da diluição de uma dose de 300 mL de uma cerveja que apresenta teor alcoólico 4 oGL, deverá apresentar um volume final, em L, acima de

a) 1,0. b) 1,4. c) 1,8. d) 2,0. e) 2,4.

107. (Uerj) Uma suspensão de células animais em um meio isotônico adequado apresenta volume igual a 1 L e concentração total de íons sódio igual a 3,68 g/L.

A esse sistema foram acrescentados 3 L de água destilada.

Após o processo de diluição, a concentração total de íons sódio, em milimol/L, é de: a) 13,0 b) 16,0 c) 23,0 d) 40,0

108. (Ufrrj) Tem-se 50 mL de solução 0,1 M de Nitrato de Prata (AgNO3). Ao se adicionar 150 mL de água destilada à solução, esta passará a ter a concentração de

a) 0,5 M. b) 0,2 M. c) 0,025 M. d) 0,01 M. e) 0,033 M.

109. (Pucrs) 50,00 mL de uma solução 2,0 mol/L em MgCl2 são diluídos a 1 L. A concentração, em mol/L, de íons cloreto na nova solução é

a) 0,1 b) 0,2 c) 1,0 d) 2,0 e) 4,0

110. (Ufsc) Qual a massa de Na2SO4, em gramas, neces-sária para preparar 100 mL de uma solução 3,50 molar? Qual o volume de água, em mL, necessário para diluir 10 mL desta solução, transformando-a em 1,75 molar?

Some as respostas por você encontradas e arredonde o resultado para o inteiro mais próximo.

Dados: Massas molares (g/mol): Na=23,0; S=32,0; O=16,0

111. (Ufpe) Determine o volume (em mL) de solução 1 M de HCl que deve ser utilizado para preparar, por diluição, 200 mL de solução com concentração de H+ igual a 0,1 M.

112. (Unioeste) Que volume de HCl concentrado (16 mol/L) é necessário para preparar 2,0 L de HCl 0,20 mol/L?

113. (Unicamp) Um dos grandes problemas das navega-ções do século XVI referia-se à limitação de água potá-vel que era possível transportar numa embarcação. Imagine uma situação de emergência em que restaram apenas 300 litros (L) de água potável (considere-a com-pletamente isenta de eletrólitos). A água do mar não é apropriada para o consumo devido à grande concentra-ção de NaCl(25 g/L), porém o soro fisiológico (10 g NaCl/L) é. Se os navegantes tivessem conhecimento da composi-ção do soro fisiológico, poderiam usar água potável para diluir água do mar de modo a obter o soro e assim teriam um volume maior de líquido para beber.

a) Que volume total de soro seria obtido com a diluição se todos os 300 litros de água potável fossem usados para este fim?

b) Considerando-se a presença de 50 pessoas na embarcação e admitindo-se uma distribuição equitativa do soro, quantos gramas de NaCl teriam sido ingeridos por cada pessoa?

c) Uma maneira que os navegadores usavam para obter água potável adicional era recolher água de chuva. Considerando-se que a água da chuva é originária, em grande parte, da água do mar, como se explica que ela possa ser usada como água potável?

114. (Unb) A partir de uma solução de hidróxido de sódio na concentração de 25 g/L, deseja-se obter 125 mL dessa solução na concentração de 10 g/L. Calcule, em milili-tros, o volume da solução inicial necessário para esse processo. Despreze a parte fracionária de seu resultado, caso exista.

115. (Ufpe) Os médicos recomendam que o umbigo de recém-nascidos seja limpo, usando-se álcool a 70%. Contudo, no comércio, o álcool hidratado é geralmente encontrado na concentração de 96% de volume de álcool para 4% de volume de água. Logo, é preciso realizar uma diluição. Qual o volume de água pura que deve ser adi-cionado a um litro (1 L) de álcool hidratado 80% v/v, para obter-se uma solução final de concentração 50% v/v?

a) 200 mL b) 400 mL c) 600 mL d) 800 mL e) 1600 mL

116. (Ufmg) Uma mineradora de ouro, na Romênia, lan-çou 100.000 m3 de água e lama contaminadas com cia-neto, CN-(aq), nas águas de um afluente do segundo maior rio da Hungria.

A concentração de cianeto na água atingiu, então, o valor de 0,0012 mol/litro. Essa concentração é muito mais alta que a concentração máxima de cianeto que

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ainda permite o consumo doméstico da água, igual a 0,01 miligrama/litro.

Considerando-se essas informações, para que essa água pudesse servir ao consumo doméstico, ela deveria ser diluída, aproximadamente, a) 32.000 vezes. b) 3.200 vezes. c) 320 vezes. d) 32 vezes.

117. (Pucpr) Quantos mL de solvente puro devem ser adicionados a 150 mL de uma solução de NaOH, com con-centração igual a 1,00 mol/L, a fim de torná-la 0,25 mol/L?

a) 900 mL b) 800 mL c) 700 mL d) 600 mL e) 450 mL

118. (Udesc) Suponha que um analista químico precise preparar 500 mL de uma solução de amônia de concen-tração 0,250 mol · L-1 Ele dispõe de uma solução estoque cuja porcentagem em massa e densidade é de 28,0% e de 0,90 g · mL-1 respectivamente. Assinale a alternativa que contém o volume da solução estoque que o analista deve utilizar para preparar a solução desejada.

a) 7,6 mL b) 14,8 mL c) 2,1 mL d) 12,6 mL e) 8,4 mL

119. (Unicamp) 10,0 g de um fruto de uma pimenteira foram colocados em contato com 100 mL de acetona para extrair as substâncias capsaicina e di-hidrocapsaicina, dois dos compostos responsáveis pela pungência (sensa-ção de quente) da pimenta.

A mistura resultante foi filtrada e o líquido obtido teve seu volume reduzido a 5,0 mL, por aquecimento. Estes 5,0 mL foram diluídos a 50 mL pela adição de etanol anidro. Destes 50 mL, uma porção de 10 mL foi diluída a 25 mL. A análise desta última solução, num instrumento apropriado, forneceu o gráfico representado na figura.

Observou-se que a concentração da capsaicina é metade da di-hidrocapsaicina.a) Qual a relação entre as concentrações da capsaicina,

na solução de 5,0 mL e na solução final? Justifique.b) Identifique o “triângulo” que corresponde à

capsaicina e o “triângulo” que corresponde à di-hidrocapsaicina. Mostre claramente como você fez esta correlação.

654321

Med

ida

Lida

Tempo/min1 2 3 4 5 6

120. (Udesc) Assinale a alternativa que corresponde ao volume de solução aquosa de sulfato de sódio, a 0,35 mol/L, que deve ser diluída por adição de água, para se obter um volume de 650 mL de solução a 0,21 mol/L.

a) 500 mL b) 136 mL c) 227 mL d) 600 mL e) 390 mL

121. (Puc-rio) A concentração de HCl, em quantidade de matéria, na solução resultante da mistura de 20 mL de uma solução 2,0 mol L-1 com 80 mL de uma solução 4,0 mol L-1 desse soluto e água suficiente para completar 1,0 L é:

a) 0,045 mol L-1 . b) 0,090 mol L-1 . c) 0,18 mol L-1 . d) 0,36 mol L-1 . e) 0,72 mol L-1 .

122. (Ufsm) Os licores são constituídos principalmente de extrato de plantas, álcool etílico e uma grande quanti-dade de água e sacarose.

Num copo de Becker, foram misturados 400 mL de solução de sacarose de concentração 57 g/L com 600 mL de solução de concentração 19 g/L do mesmo açúcar. A concentração da sacarose (C12H22O11) em mol L-1, na solu-ção final é, aproximadamente, a) 0,10 b) 0,34 c) 1,00 d) 3,42 e) 34,20

123. (Uff) A molaridade de uma solução X de ácido nítrico é o triplo da molaridade de outra solução Y do mesmo ácido. Ao se misturar 200,0 mL da solução X com 600,0 mL da solução Y, obtém-se uma solução 0,3 M do ácido.

Pode-se afirmar, então, que as molaridades das solu-ções X e Y são, respectivamente: a) 0,60 M e 0,20 M b) 0,45 M e 0,15 M c) 0,51 M e 0,17 M d) 0,75 M e 0,25 M e) 0,30 M e 0,10 M

124. (Cesgranrio) Acrescenta-se a 10 mL de solução 3 M de H2SO4 0,245 g do mesmo ácido e água, comple-tando-se o volume a 65 ml. A solução resultante será:

Dados (massa molar em g/mol): H = 1; S = 32; O = 16 a) 5 M b) 5 N c) 2 M

d) 2 N e) 1 N

125. (Pucrs) Uma solução foi preparada misturando-se 200 mL de uma solução de HBr 0,20 mol/L com 300 mL de solução de HCl 0,10 mol/L. As concentrações, em mol/L, dos íons Br-, Cl- e H+ na solução serão, respectivamente,

a) 0,04; 0,03; 0,04 b) 0,04; 0,03; 0,07 c) 0,08; 0,06; 0,06 d) 0,08; 0,06; 0,14 e) 0,2; 0,1; 0,3

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126. (Ufrgs) Misturando-se 250 mL de solução 0,600 mol/L de KCl com 750 mL de solução 0,200 mol/L de BaCl2, obtém-se uma solução cuja concentração de íon cloreto, em mol/L, é igual a

a) 0,300. b) 0,400. c) 0,450. d) 0,600. e) 0,800.

127. (Uerj) Para estudar os processos de diluição e mis-tura foram utilizados, inicialmente, três frascos con-tendo diferentes líquidos.

A caracterização desses líquidos é apresentada na ilustração seguinte.

HCl(aq.)

100 mL0,2 mol · L–1

H2Oliq,)

150 mLHI(aq.)

250 mL0,4 mol · L–1

A seguir, todo o conteúdo de cada um dos frascos foi transferido para um único recipiente.

Considerando a aditividade de volumes e a ionização total dos ácidos, a mistura fi nal apresentou uma concen-tração de íons H+, em mol · L-1, igual a: a) 0,60 b) 0,36 c) 0,24 d) 0,12

128. (Ufsj) Segundo a legislação brasileira, o teor de cloro para comercialização de água sanitária deve situar-se entre 2 e 2,5% m/m. Uma análise de várias marcas de água sanitária pelo Inmetro mostrou que uma delas apresentava um teor de cloro igual a 2,8% m/m. O fabri-cante resolveu corrigi-la por diluição da solução com água. A quantidade de água, em gramas, que pode ser adicionada para diluir 100 gramas dessa solução de água sanitária de forma a respeitar o teor de cloro permitido pela legislação é igual a

a) 45 b) 20 c) 5 d) 50

129. (Ufsm) A soda cáustica (NaOH) é uma das bases mais usadas pela indústria química na preparação de compostos orgânicos, na purifi cação de óleos vegetais e derivados de petróleo, etc... Suponha-se que, para ser usada em um determinado processo industrial, há neces-sidade de 10 L de soda a 7,5%. Partindo-se de uma solução a 25% dessa substância (sol. A), o volume da solução e o volume de água que deveriam ser misturados, para obter a solução com a concentração desejada, são, em litros,

a) sol. A - 7,0; água - 3,0. b) sol. A - 3,0; água - 7,0. c) sol. A - 0,3; água - 9,7. d) sol. A - 9,7; água - 0,3. e) sol. A - 7,5; água - 2,5.

130. (Pucrs) Necessita-se preparar uma solução de fl uo-reto de sódio de concentração igual a 12,6 g/L, aprovei-tando 200 mL de uma solução 0,9 M do mesmo sal. Para isso, deve-se adicionar

Dado: Massa molar: NaF = 42 g/mol a) 400 mL de água. b) 600 mL de água. c) 200 mL de água. d) 0,3 mols do sal. e) 6,3 g do sal.

131. (Ita) Para preparar 80 L de uma solução aquosa 12 % (massa/massa) de KOH (massa específi ca da solu-ção=1,10 g/cm3) foram adicionados x litros de uma solu-ção aquosa 44% (massa/massa) de KOH (massa especí-fi ca da solução=1,50 g/cm3) e y litros de água deionizada (massa específi ca=1,00 g/cm3). Os valores de x e de y são respectivamente:

a) 12 L e 68 L. b) 16 L e 64 L. c) 30 L e 50 L. d) 36 L e 44 L. e) 44 L e 36 L.

132. (Uerj) Diluição é uma operação muito empregada no nosso dia, quando, por exemplo, preparamos um refresco a partir de um suco concentrado.

Considere 100 mL de determinado suco em que a concentração do soluto seja de 0,4 mol · L-1.

O volume de água, em mL, que deverá ser acrescen-tado para que a concentração do soluto caia para 0,04 mol · L-1, será de: a) 1.000 b) 900 c) 500 d) 400

133. (Uem) A aplicação de fertilizantes líquidos em lavouras depende fundamentalmente da formulação do fertilizante e do tipo de lavoura. A tabela a seguir apre-senta as concentrações de nitrogênio, fósforo e potás-sio (NPK) que devem estar presentes no fertilizante de uma determinada lavoura. Sabendo-se que um agricul-tor possui três formulações aquosas estoque de fertili-zante: a primeira (1) contendo 0 g/L de nitrogênio, 60 g/L de fósforo e 40 g/L de potássio; a segunda (2) contendo 50 g/L de nitrogênio, 50 g/L de fósforo e 0 g/L de potás-sio; e a terceira (3) 40 g/L de nitrogênio, 0 g/L de fósforo e 60 g/L de potássio, assinale a(s) alternativa(s) correta(s) a respeito das formulações de fertilizante ótimas para cada lavoura.

Concentração de fertilizante (g/L)Lavoura Nitrogênio Fósforo Potássio

A 0,40 0,60 1,00B 1,00 2,20 0,80C 0,45 0,25 0,3

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01) Para a lavoura A, deve ser feita uma solução contendo 50 mL da formulação (1) e 50 mL da formulação (3), diluindo-se em seguida para um volume final de 5 litros.

02) As formulações estoque podem ser preparadas a partir dos sais nitrato de amônia, fosfato monoácido de cálcio e cloreto de potássio.

04) Para se preparar a primeira solução estoque (1), em relação ao K, pode-se usar, aproximadamente, 1,025 mols de KCl dissolvido em 1 litro de água.

08) Além de NPK, fertilizantes podem conter outros compostos em menor proporção, fontes de micronutrientes, como Fe, Zn, Mn e Cu.

16) Para a lavoura C, deve ser feita uma solução contendo 150 mL da formulação (2) e 150 mL da formulação (3), diluindo-se em seguida a um volume final de 15 litros.

134. (Espcex (Aman)) Foram misturados 100 mL de solu-ção aquosa 0,5 mol · L-1 de sulfato de potássio (K2SO4) com 100 mL de solução aquosa 0,4 mol · L–1 de sulfato de alumínio (Al2SO4)3 admitindo-se a solubilidade total das espécies.

A concentração em mol · L–1 dos íons sulfato (SO42–)

presentes na solução fi nal é: a) 0,28 mol · L–1 b) 0,36 mol · L–1 c) 0,40 mol · L–1 d) 0,63 mol · L–1 e) 0,85 mol · L–1

135. (Ufl a) As soluções de hipoclorito de sódio (NaClO) têm sido utilizadas por sua ampla ação desinfetante.

a) Quantos gramas de hipoclorito de sódio são necessários para preparar 10 L de solução desse sal a 0,05 mol · L-1?

b) A que volume (V[fi nal]) deve-se diluir 500 mL de solução de NaClO a 0,05 mol · L-1, para se obter solução 5 × 10-3 mol · L-1 desse sal?

c) Qual a concentração em g · L-1 da solução de NaClO 0,1 mol · L-1?Dados (massa molar em g/mol): Na = 23; Cl = 35,5; O

= 16.

136. (Ufrgs) A uma solução I aquosa saturada de K2Cr2O7 de cor laranja é adicionada água pura até dobrar seu volume, mantendo-se a temperatura constante. A seguir, são adicionados alguns cristais de K2Cr2O7, sob agitação constante, até que ocorra o aparecimento de um preci-pitado de K2Cr2O7, obtendo-se a solução II, conforme esquematizado no desenho a seguir.

Solução Ilaranja

Solução IIlaranja

Precipitado

H2O + K2Cr2O7

Considerando as concentrações de K2Cr2O7 nessas soluções, pode-se afi rmar que a) a concentração na solução I é o dobro da

concentração na solução II. b) o precipitado é solubilizado quando se misturam as

soluções I e II.

c) a tonalidade laranja da solução I é mais intensa que a tonalidade laranja da solução II.

d) a concentração da solução I é igual à concentração da solução II.

137. (Ita) A um béquer contendo 100 mL de ácido acético 0,10 mol/L, a 25 oC, foram adicionados 100 mL de água destilada. Considere que a respeito deste sistema sejam feitas as seguintes afi rmações:

I. O número total de íons diminui.II. O número total de íons aumenta.III. A condutividade elétrica do meio diminui.IV. A condutividade elétrica do meio aumenta.V. O número de íons H+ e H3CCOO- por cm3 diminui.VI. O número de íons H+ e H3CCCO- por cm3 aumenta.

Qual das opções a seguir se refere a todas afi rmações CORRETAS? a) I e V. b) II e VI. c) III e V. d) II, III e V. e) I, IV, VI.

138. (Fatec) Ácido cítrico reage com hidróxido de sódio segundo a equação:

H2C

H2C

HOC

CO

OH

CO

OH

CO

OHácido cítrico citrato de sódio

H2C

H2C

HOC

CO

ONa

+ 3 NaOH 3 H2O + CO

CO

ONa

ONa

Considere que a acidez de um certo suco de laranja provenha apenas do ácido cítrico. Uma alíquota de 5,0 mL desse suco foi titulada com NaOH 0,1 mol/L, consu-mindo-se 6,0 mL da solução básica para completa neu-tralização da amostra analisada.

Levando em conta estas informações e a equação química apresentada, é correto afi rmar que a concentra-ção de ácido cítrico no referido suco, em mol/L, é: a) 2,0×10-4 b) 6,0×10-4 c) 1,0×10-2 d) 1,2×10-2 e) 4,0×10-2

139. (Pucpr) Uma solução de ácido sulfúrico é titulada com outra solução 0,20 molar de NaOH.

Quantos mL da solução básica serão necessários para neutralizar completamente 0,098 g deste ácido?

Dados: H = 1,00 g/molO = 16,00 g/molNa = 23,00 g/molS = 32,00 g/mol

a) 5,00 mL b) 2,50 mL c) 10,00 mL

d) 15,00 mL e) 20,00 mL

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140. (Ufu) Soluções aquosas de HCl e de CH3COOH, ambos em concentração 0,1mol/L, apresentam [H+] livre iguais a 0,1 e 1,34×10-3mol/L, respectivamente. Para a neu-tralização completa de 10 mL das soluções de HCl e de CH3COOH com solução de NaOH 0,05 mol/L, serão gas-tos, respectivamente,

a) 20 mL e 0,268 mL. b) 20 mL e 20 mL. c) 10 mL e 1,07 mL. d) 5 mL e 0,268 mL.

141. (Ufpi) A remoção de ferrugem-FeO3 com ácido oxáli-co-H2C2O4 ocorre de acordo com a reação:

Fe2O3+6H2C2O4→ 2Fe(C2O4)33-+3H2O+6H+

Indique quantos gramas de ferrugem podem ser removidos com 500 mL de solução de ácido oxálico 0,10 M: a) 1,3 b) 3,3 c) 8,0 d) 47,9 e) 79,8

142. (Ufpr) Uma amostra impura de ácido cítrico de fór-mula molecular C6H8O7, de 0,384 g, com a fórmula estru-tural apresentada a seguir, foi titulada com 30 mL de uma solução de NaOH 0,1 mol/L.

Descreva as reações envolvidas na titulação total e o teor de ácido cítrico na amostra analisada em g %(m/m).

Massas atômicas (u): C = 12; H = 1; O = 16; Na = 23.

OH

OH OHHO

C

C C CC C

H

H

H

H

O

O O

143. (Unesp) Alguns produtos de limpeza doméstica consistem basicamente de solução aquosa de amônia.

Para reagir completamente com a amônia presente em 5,00 mililitros de amostra de um determinado pro-duto de limpeza, foram necessários 31,20 mililitros de ácido clorídrico 1,00 M.

A reação que ocorre é:

NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq)

Massas atômicas (u): N = 14; H = 1.

a) Calcule a concentração molar de amônia na amostra.b) Supondo a densidade da solução de amônia igual a 1

grama por mililitro, calcule a porcentagem em massa de amônia presente na amostra.

144. (Pucrj) Um técnico de laboratório recebeu um frasco com 300 cm3 de ácido clorídrico de molaridade desco-nhecida, a fim de determiná-la. Para isso, retirou uma alíquota de 10 mL do frasco original e transferiu para um balão volumétrico de 50 mL, o qual foi completado com água destilada. Após homogeneização, ele retirou 10 mL dessa solução e transferiu para um frasco Erlen-meyer. Essa solução foi, em seguida, titulada com uma solução aquosa padrão de hidróxido de sódio de mola-ridade exata igual a 0,500 mol L-1. Sabendo-se que, nessa titulação, foram consumidos 12 mL da solução padrão de hidróxido de sódio:

a) escreva a reação química que ocorre no processo de titulação do ácido clorídrico pelo hidróxido de sódio;

b) calcule a quantidade de hidróxido de sódio (em mol) contida nos 12 mL de solução usada para a titulação do ácido;

c) calcule a molaridade da solução de ácido clorídrico do frasco original.

145. (Ufpr) Necessita-se preparar uma solução de NaOH 0,1 mol/L. Dadas as massas atômicas (u): Na=23; O=16 e H=1, pergunta-se:

a) Qual é a massa de NaOH necessária para se preparar 500ml desta solução?

b) A partir da solução 0,1 mol/L de NaOH, como é possível obter 1 L de solução NaOH, porém na concentração 0,01 mol/L?

c) Qual o volume de HCl 0,05 mol/L necessário para neutralizar 10 mL de solução 0,1 mol/L de NaOH?Justifique suas respostas mostrando os cálculos

envolvidos.

146. (Ufv) A soda cáustica é um sólido constituído prin-cipalmente de hidróxido de sódio (NaOH). Para analisar a qualidade de uma certa marca de soda cáustica comer-cial, uma amostra de 0,480 g foi dissolvida em água sufi-ciente para formar 100,0 mL de solução. Uma alíquota de 10,00 mL desta solução foi titulada com solução de HNO3 0,100 mol · L-1, consumindo 6,00 mL da solução de HNO3.

a) Escreva a equação balanceada da reação que ocorre durante a titulação.

b) A concentração da solução de NaOH preparada é de _______ mol · L-1.

c) A percentagem (em massa) de NaOH na soda cáustica analisada é de ________%.

147. (Unesp) Uma solução aquosa de cloreto de sódio deve ter 0,90% em massa do sal para que seja utilizada como solução fisiológica (soro). O volume de 10,0 mL de uma solução aquosa de cloreto de sódio foi titulado com solução aquosa 0,10 mol/L de nitrato de prata, exigindo exatamente 20,0 mL de titulante.

a) A solução aquosa de cloreto de sódio pode ou não ser utilizada como soro fisiológico? Justifique sua resposta.

b) Supondo 100% de rendimento na reação de precipitação envolvida na titulação, calcule a massa de cloreto de prata formado.Dados: massas molares, em g/mol: Na=23,0; Cl=35,5;

Ag=107,9; densidade da solução aquosa de NaCl=1,0 g/mL.

148. (Ufc) O estômago humano, ao receber o alimento ingerido, é estimulado a produzir ácido clorídrico em ele-vada concentração. A elevada acidez originada (pH=1,0) é necessária para o processo de digestão das proteínas, que é catalisada pela enzima pepsina.

a) Para minimizar os efeitos da acidez excessiva do estômago (azia), diversos medicamentos são prescritos por médicos, dentre os quais o hidróxido de alumínio, Al(OH)3. Escreva a equação química balanceada, da reação de neutralização do ácido clorídrico com o hidróxido de alumínio.

b) Qual o volume de uma solução 1,0 M em hidróxido de alumínio necessário para neutralizar completamente um volume correspondente a 10 mL de solução 1,0 M de HCl?

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149. (Unesp) Um analista químico de uma indústria de condimentos analisa o vinagre produzido por meio de titulação volumétrica, utilizando solução padrão de hidróxido de sódio tendo fenolftaleína como indicador. Sabendo-se que são utilizados 25 mL de vinagre em cada análise – vinagre é uma solução contendo 4,8% (m/v) de ácido etanoico –, que a concentração do titulante é igual 1,0 mol L–1, que são realizadas três análises por lote e que são analisados quatro lotes por dia, calcule a quantidade média, em gramas, de hidróxido de sódio consumida para a realização das 264 análises feitas por esse analista em um mês de trabalho. Apresente seus cálculos.

Dados: Massas molares (g mol–1): H = 1,0 ; C = 12,0 O = 16,0 ; Na = 23,0

150. (Fuvest) Vinagre é uma solução aquosa contendo cerca de 6% em massa de ácido acético. Para se determi-nar a concentração efetiva desse ácido em um dado vina-gre, pode-se fazer uma titulação com solução padrão de hidróxido de sódio. Suponha que para tal se use 10,0 mili-litros do vinagre e se disponha de uma bureta de 50 mili-litros. Para se fazer essa determinação com menor erro possível, a solução de NaOH, de concentração (em mol/litro) mais apropriada é:

a) 0,100 b) 0,150 c) 0,400

d) 4,00 e) 10,0

Dados: CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2OMassa molar: CH3COOH: 60 g/molDensidade do vinagre = 1,0 g/ml

151. (Espcex (Aman)) Uma amostra de 5 g de hidróxido de sódio (NaOH) impuro foi dissolvida em água sufi-ciente para formar 1 L de solução.

Uma alíquota de 10 mL dessa solução aquosa consu-miu, numa titulação, 20 mL de solução aquosa de ácido clo-rídrico (HCl) de concentração igual 0,05 mol . L–1

Admitindo-se que as impurezas do NaOH não rea-giram com nenhuma substância presente no meio rea-cional, o grau de pureza, em porcentagem, de NaOH na amostra é

Dados:

Elemento Químico Massa AtômicaNa (Sódio) 23 u

H (Hidrogênio) 1 uO (Oxigênio) 16 u

Cl (Cloro) 35,5 u

a) 10% b) 25% c) 40%

d) 65% e) 80%

152. (Puccamp) Em uma titulação de solução de um ácido orgânico monocarboxílico, para atingir o “ponto de equivalência”, utilizaram-se 25,0 mL de solução aquosa de soda cáustica (NaOH) de concentração 0,20 mol/L, e 25,0 mL de solução aquosa do ácido orgânico. No ponto de equivalência, a concentração, em mol/L, do monocar-boxilato de sódio na SOLUÇÃO FINAL é

a) 2,0 × 10-3 b) 2,0 × 10-2 c) 2,0 × 10-1

d) 1,0 × 10-2 e) 1,0 × 10-1

153. (Ufsm) Para neutralizar totalmente 20 mL de vinagre, cujo teor de acidez, devido ao ácido acético (CH3COOH), é de 5%, o volume necessário de NaOH de concentração igual a 40 g/L é, em mL,

Dados:Massas molares (g/mol): CH3COOH=60,0; NaOH=40,0

a) 20,00 b) 16,6 c) 10,00 d) 100,00 e) 166,00

154. (Mackenzie) 300 mL de KOH 2 M são adicionados a 200 mL de H2SO4 1 M. Após a reação, verifica-se que:

Dada a equação balanceada:

2KOH(aq)+H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + 2H2O(liq)

a) há um excesso de 0,4 mol de base. b) todo o ácido e toda a base foram consumidos. c) a molaridade da solução final em relação ao K2SO4 é

igual a 0,4 M. d) reagiu 1 mol de ácido. e) a molaridade da solução final em relação ao ácido é

diferente de zero.

155. (Puccamp) Na titulação de 10,0 mililitros do ácido clorídrico existente numa amostra de suco gástrico, foram gastos 9,0 mililitros de uma solução 0,20 M de hidróxido de sódio. Qual a molaridade do ácido na amostra?

a) 1,8 b) 0,90 c) 0,45 d) 0,20 e) 0,18

156. (Ufsm) A titulação de 50 mL de uma base forte com ácido forte 0,1 mol/L, que reagem com estequiometria 1:1, pode ser representada através do gráfico, onde P.E. = ponto de equivalência.

pH

V (mL) do titulante

P.E.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Considerando a informação dada, assinale a alterna-tiva correta. a) A concentração da base é 0,01 mol/L. b) O pH no P.E. é 12,0. c) A concentração da base é 1,0 mol/L. d) A concentração da base é 0,05 mol/L. e) O pH da base é 12,7.

100

157. (Pucmg) O eletrólito empregado em baterias de automóvel é uma solução aquosa de ácido sulfúrico. Uma amostra de 5,0 mL da solução de uma bateria requer 25 mL de hidróxido de sódio 0,6 mol/L para sua neutralização completa. A concentração do ácido, em mol/L, na solução da bateria, é:

a) 6,0 b) 4,5 c) 3,0

d) 2,0 e) 1,5

158. (Fei) A massa de NaOH que reage estequiometrica-mente com 100 mL de solução de HCl de concentração 0,1 mol/L, supondo o ácido totalmente dissociado é:

Dados: massas molares: HCl = 36,5 g/mol; NaOH = 40 g/mol a) 0,200 g b) 0,365 g c) 0,400 g

d) 0,730 g e) 0,800 g

159. (Faap) Com o objetivo de determinar a concentra-ção molar de uma solução aquosa de NaOH, um analista químico procedeu a titulação de 50 mL dessa solução com solução aquosa de H2SO4 0,10 molar, consumindo na equivalência, 25 mL do titulante. A concentração molar solução analisada, é:

a) 0,25 b) 0,05 c) 0,15

d) 0,20 e) 0,10

160. (Uece) Excesso de ácido clorídrico, HCl, é o respon-sável pela acidez estomacal, e para combatê-lo, deve-se ingerir um antiácido à base de bicarbonato de sódio, NaHCO3. Se um indivíduo foi acometido por uma forte azia, cuja quantidade de ácido deve ser neutralizado no estômago é de 0,03 mols; então ele deverá ingerir a seguinte quantidade de bicarbonato de sódio:

Dados (massa molar em g/mol): Na = 23; H = 1; O = 16; C = 12 a) 6,72 g b) 2,52 g

c) 5,46 g d) 1,78 g

161. (Ufpe) Quantidades conhecidas de solução 0,1 M de nitrato de prata (AgNO3) são adicionadas a cinco tubos de ensaio contendo 1 mL de solução), 1 M de cromato de potássio (K2CrO4), conforme a tabela a seguir. Todos os tubos apresentam formação do precipitado Ag2CrO4. Observando a tabela podemos afirmar que:

Tubo Sol. 0,1 M deK2CrO4

Sol. 0,1 M de AgNO3

1 1 mL 3 mL2 1 mL 2,5 mL3 1 mL 2 mL4 1 mL 1 mL5 1 mL 0,5 mL

( ) no tubo 2 a solução de nitrato está em excesso.( ) no tubo 1 a solução de cromato está em excesso.( ) no tubo 3 a solução de nitrato está em excesso.( ) no tubo 4 não existe excesso de reagentes.( ) no tubo 5 a solução de cromato está em excesso.

162. (Pucsp) A massa de NaOH necessária para neutralizar totalmente 200 mL de uma solução 0,01 molar de H2SO4 é:

Dados (massa molar em g/mol): H = 1; O = 16; Na = 23 e S = 32. a) 4,00 g. b) 2,00 g.

c) 1,60 g. d) 0,16 g.

e) 0,08 g.

163. (Uel) O técnico de um laboratório de química pre-parou 1 L de solução de Ba(OH)2 (solução A). Em seguida, o técnico transferiu 25 mL da solução A para um erlen-meyer e titulou-a com solução de HCl de concentração 0,1 mol/L, verificando que foram consumidos 100 mL dessa solução.

O restante da solução foi deixada ao ar durante vários dias, formando um precipitado branco. Esse pre-cipitado foi separado por filtração, obtendo-se uma solu-ção límpida (solução B).

O técnico transferiu 25 mL da solução B para um erlenmeyer e titulou-a com solução de HCl de concen-tração 0,1 mol/L, gastando 75 mL dessa solução.

Admitindo-se que, durante a exposição do restante da solução A ao ar, não tenha ocorrido evaporação da água, considere as afirmativas a seguir.

Dados - Massas molares (g/mol): H = 1, C = 12, O = 16, Ba = 137.I. A concentração da solução A é 0,20 mol/L.II. A concentração da solução A é 0,40 mol/L.III. A concentração da solução B é 0,15 mol/L.IV. A concentração da solução B é 0,30 mol/L.V. O precipitado formado é BaCO3.

Estão corretas apenas as afirmativas: a) I e III. b) I e IV. c) II e IV.

d) I, III e V. e) II, IV e V.

164. (Ita) Considere as afirmações abaixo relativas à concentração (mol/L) das espécies químicas presentes no ponto de equivalência da titulação de um ácido forte (do tipo HA) com uma base forte (do tipo BOH):

I. A concentração do ânion A- é igual à concentração do cátion B+.

II. A concentração do cátion H+ é igual à constante de dissociação do ácido HA.

III. A concentração do cátion H+ consumido é igual à concentração inicial do ácido HA.

IV. A concentração do cátion H+ é igual à concentração do ânion A-.

V. A concentração do cátion H+ é igual à concentração do cátion B+.

Das afirmações feitas, estão CORRETAS a) apenas I e III. b) apenas I e V. c) apenas I, II e IV.

d) apenas II, IV e V. e) apenas III, IV e V.

165. (Unesp) O vinagre comercial contém ácido acé-tico (ácido etanoico). Na titulação de 5,0 mL de vinagre comercial com densidade 1,01 g · mL-1, gastou-se 8,4 mL de uma solução 0,40 M de hidróxido de sódio (Massas atô-micas (u): C = 12; H = 1; O = 16; Na = 23).

a) Desenhar esquematicamente a montagem do material de vidro essencial para fazer a titulação ácido-base. Dar o nome de cada componente do sistema.

b) Escrever a equação da reação que ocorreu. Calcular a percentagem do ácido acético no vinagre.

Exercícios propostosQuímicacapítulo 4

101

166. (Unesp) Diariamente podemos observar que rea-ções químicas e fenômenos fí sicos implicam em varia-ções de energia. Analise cada um dos seguintes proces-sos, sob pressão atmosférica.

I. A combustão completa do metano (CH4)

produzindo CH2 e H2O.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 afi r-mar 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.

167. (Pucrs) Uma importante aplicação dos calores de dissolução são as compressas de emergência, usa-das como primeiro-socorro em contusões sofridas, por exemplo, durante práticas esportivas. Exemplos de substâncias que podem ser utilizadas são CaCl2(s) e NH4NO3(s), cuja dissolução em água é representada, res-pectivamente, pelas equações termoquímicas:

CaCl2(s) + aq → CaCl2(aq)∆H = - 82,7 kJ/mol

NH4NO3(s) + aq → NH4NO3(aq)∆H = + 26,3 kJ/mol

Com base nessas equações termoquímicas, é correto afi rmar que a) a compressa de CaCl2 é fria, pois a reação ocorre com

absorção de calor. b) a compressa de NH4NO3 é quente, uma vez que a

reação ocorre com liberação de calor. c) a compressa de CaCl2 é quente, já que a reação é

exotérmica. d) a compressa de NH4NO3 é fria, visto que a reação é

exotérmica. e) o efeito térmico produzido em ambas é o mesmo.

168. (Ufpb) O desenvolvimento econômico está asso-ciado ao aumento do consumo de energia, cuja produção, em parte, é oriunda de processos químicos. Com objetivo de facilitar a compreensão desse tipo de produção, um professor de Química delegou a um grupo de alunos a tarefa de realizar experimentos que envolvessem libera-ção ou absorção de energia. O grupo realizou cada expe-rimento, misturando as substâncias e medindo a tempe-ratura, conforme ilustração a seguir:

A B

C D

H2O

50 ml

H2O

50 ml

50 ml

HCl1 M

50 ml

HCl1 M

AgNO310 g

NH4Cl10 g

AgNO310 g

Mg10 g

Posteriormente, o grupo apresentou os resultados, através do gráfi co abaixo

100

90

80

70

60

50

40

30

20

10

0

Tem

pera

tura

(o C)

Tempo (s)0 50 100

D

C

A

B

Após o cumprimento da tarefa, os alunos devem con-cluir que o(s) experimento(s) a) A e B são exotérmicos, por isso não produzem

energia. b) C e D são endotérmicos, por isso produzem energia. c) D é exotérmico, por isso produz energia. d) C é endotérmico, por isso não produz energia. e) A é endotérmico, por isso produz energia.

102

169. (Uff) Percebe-se, aproximadamente no 14o dia do ciclo menstrual, que a temperatura corporal da mulher aumenta ligeiramente, indicando que está ocorrendo a ovulação. É o chamado “período fértil”. O aumento da temperatura é atribuído a um aumento da atividade metabólica, produzindo energia, que é liberada sob a forma de calor.

Sabendo-se que ∆H = Hp - Hr, as reações metabólicas que ocorrem no período fértil da mulher são classifica-das como: a) exotérmicas: Hr < Hp b) endotérmicas: Hr = Hp c) endotérmicas: Hr ≥ Hp d) exotérmicas: Hr > Hp e) exotérmicas: Hr ≤ Hp

170. (Unitau) Nas pizzarias há cartazes dizendo “Forno à lenha”. A reação que ocorre deste forno para assar a pizza é:

a) explosiva. b) exotérmica. c) endotérmica. d) hidroscópica. e) catalisada.

171. (Unitau) Observe as seguintes equações termo- -químicas:

I. C(s)+H2O(g) → CO(g)+H2(g)......∆H=31,4kcalII. CO(g)+1/2O2(g) → CO2(g).......∆H=-67,6kcalIII. H2(g)+1/2O2(g) → H2O(g)........∆H=-57,8kcal

De acordo com a variação de entalpia, podemos afirmar: a) I é endotérmica, II e III exotérmicas. b) I e III são endotérmicas, II exotérmica. c) II e III são endotérmicas, I exotérmica. d) I e II são endotérmicas, III exotérmica. e) II é endotérmica e I e III exotérmicas.

172. (Ufmg) A energia que um ciclista gasta ao peda-lar uma bicicleta é cerca de 1800 kJ/hora acima de suas necessidades metabólicas normais. A sacarose, C12H22O11 (massa molar=342 g/mol), fornece aproximadamente 5400 kJ/mol de energia.

A alternativa que indica a massa de sacarose que esse ciclista deve ingerir, para obter a energia extra necessá-ria para pedalar 1h, é a) 1026 g b) 114 g c) 15,8 g d) 3,00 g e) 0,333 g

173. (Fatec) São exemplos de transformações endotér-micas e exotérmicas, respectivamente

a) o processo de carregar uma bateria e a queima de uma vela.

b) a combustão do etanol e a dissolução de cal na água. c) a evaporação da água e a evaporação do etanol. d) a neutralização de um ácido por uma base e a fusão

de um pedaço de gelo. e) a condensação de vapores de água e a decomposição

eletrolítica da água.

174. (Fatec) As reações químicas que envolvem energia são classificadas, quanto à liberação de calor, em reações exotérmicas e endotérmicas.

Chama-se variação de entalpia (∆H) a quantidade de calor que podemos medir, sob pressão constante, em uma reação química.

Dadas as reaçõesI. H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (g) ∆H = - 68,3 kcal/mol

II. H2O (g) → H2 (g) + 1/2 O2 (g) ∆H = + 68,3 kcal/mol

podemos afirmar que a) a reação II é exotérmica e a I é endotérmica. b) a reação I é exotérmica e a II é endotérmica. c) as duas reações são exotérmicas. d) as duas reações são endotérmicas. e) as duas reações liberam calor.

175. (Ufmg) Para se minimizar o agravamento do efeito estufa, é importante considerar se a relação entre a ener-gia obtida e a quantidade de CO2 liberada na queima do combustível.

Neste quadro, apresentam-se alguns hidrocarbone-tos usados como combustíveis, em diferentes circuns-tâncias, bem como suas correspondentes variações de entalpia de combustão completa:

Hidrocarboneto ∆H de combustão/ (KJ/moℓ)

CH4 - 890

C2H2 - 1300

C3H8 - 2220

n - C4H10 - 2880

Tendo-se em vista essas informações, é CORRETO afirmar que, entre os hidrocarbonetos citados, aquele que, em sua combustão completa, libera a maior quanti-dade de energia por mol de CO2 produzido é o a) CH4 b) C2H2 c) C3H8 d) n-C4H10

176. (Ufu) Atletas que sofrem problemas musculares durante competições podem utilizar bolsas instantâ-neas quentes ou frias como dispositivos para primei-ros socorros. Esses dispositivos funcionam mediante reações exo ou endotérmicas. Normalmente são cons-tituídas por uma bolsa de plástico que contém água em uma seção e uma substância química seca em outra. Ao golpear a bolsa, a seção contendo água se rompe e a temperatura aumenta ou diminui dependendo de a dissolução da substância ser exo ou endotérmica. Em geral, para compressas quentes usa-se cloreto de cál-cio ou sulfato de magnésio, e, para compressas frias, nitrato de amônio.

Peruzzo, F. M.; Canto, E. L. Química na abordagem do cotidiano. 5ª. Ed. São Paulo: Moderna, 2009.

103

As equações representativas das reações são:

CaCl2(s) + H2O(I) → Ca2+(aq) + 2 CI-(aq)

∆H = - 82,8 kJ/mol

NH4NO3(s) + H2O(I) →NH4+

(aq) + NO3-(aq)

∆H = 26,0 kJ/mol

Adicionando-se 40 g de CaCl2 a 100 mL de água a 20 oC, a temperatura da água aumenta de 20 oC para 90 oC.

Adicionando-se 30 g de NH4NO3 a 100 mL de água a 20oC, a temperatura da água diminui de 20 oC para 0 oC. Tais bolsas atuam por 20 minutos, aproximadamente.

Com base nas informações acima, assinale a alterna-tiva correta. a) A bolsa de água fria, quando em funcionamento e

em contato com a lesão ou problema muscular, retira calor do meio.

b) A dissolução do cloreto de cálcio em água é endotérmica, pois aumenta sua temperatura de 20 oC para 90 oC.

c) A reação de 0,5 mol de nitrato de amônio libera 13 kJ de energia.

d) Na dissolução do cloreto de cálcio e do nitrato de amônio a água foi, isoladamente, responsável pela absorção ou liberação de energia.

177. (Unesp) Considere a decomposição da água oxige-nada, em condições normais, descrita pela equação:

� �→ + ∆ = −( ) ( ) ( )H O H O 1

2 O H 98, 2 kJ mol 2 2 2 2 g

Com base na informação sobre a variação de ental-pia, classifique a reação como exotérmica ou endotér-mica e justifique sua resposta.

178. (Uepg) Com relação às equações abaixo, assinale o que for correto.

�

�

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

→ + ∆ = +

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

C O CO H 94, 1 kcal

C O CO H 94, 5 kcal

H 12 O H O H 68, 4 kcal

H O H 12 O H 68, 4 kcal

grafite 2 g 2 g

diamante 2 g 2 g

2 g 2 g 2

2 2 g 2 g

01) Considerando os valores de entalpia, pode-se afirmar que a variedade alotrópica C(diamante) é mais estável que C(diamante).

02) O valor de ∆H na equação de formação da água significa que houve liberação de 68,4 kcal/mol.

04) O carbono, na forma grafite ou diamante, ao reagir com O2 (g) forma o mesmo produto com diferentes valores de ∆H.

08) A decomposição da molécula de água consiste em processo exotérmico.

179. (Pucrj) Combustível é todo produto utilizado com a finalidade de produzir energia a partir de sua queima ou combustão. O etanol (C2H5OH) é um combustível que, quando injetado nas câmaras de combustão dos veícu-los, reage com oxigênio e libera energia. A quantidade de calor liberada pela combustão completa de 1 mol de eta-nol é 295 kcal.

a) Escreva a reação balanceada de combustão completa do etanol (reação do etanol com o O2).

b) Calcule a energia produzida, na forma de calor, pela combustão de 1 kg de etanol.

c) Calcule a massa de CO2 produzida pela combustão completa de 46 g de etanol.

180. (Ufal) A queima de etanol para gerar energia, embora gere dióxido de carbono, é ecologicamente mais correta que a queima de derivados de petróleo com rela-ção aos gases liberados na atmosfera.

a) Represente a equação de combustão do etanol devidamente balanceada. Dado: etanol C2H6O.

b) Dado que a entalpia de combustão do etanol líquido é -1,37 × 103 kJ/mol, qual o valor da energia liberada pela queima de 460 g de etanol líquido? Massas molares: (g mol-1): C = 12; H = 1; O = 16.

c) Considerando o ciclo do carbono apenas, qual seria uma consequência imediata do aumento da concentração de CO2 atmosférico para os ecossistemas? Explique sua resposta.

181. (Ufba) Os alimentos são combustíveis para o corpo humano. Durante o metabolismo, eles são “queimados”, e a energia resultante dessa combustão é utilizada no fun-cionamento do organismo, na manutenção da tempera-tura do corpo e nos movimentos. Um adulto necessita de uma dieta que forneça, em média, de 2500 kcal a 3000 kcal diariamente, a depender da natureza da atividade que desenvolva.

(FELTRE, 2004, p. 98).

Aℓimento Energia (kcaℓ/g) Massa de Aℓi-mento (g)*

Manteiga 7,20 20Pão branco 2,80 50

Ovo 1,63 60Queijo prato 3,70 40Bife bovino

grelhado4,60 100

Tomate 0,22 20Alface 0,14 10

*Massa de alimento para o preparo de um sanduíche.

A partir dos valores energéticos e da massa dos ali-mentos relacionados na tabela,

- determine quantos sanduíches que incluam todos os alimentos são necessários para fornecer a um adulto de 2500 kcal a 3000 kcal diárias,

- mencione o princípio que fundamenta sua resposta,- cite um fator que influi no valor da variação de

entalpia de reação de combustão de carboidratos, de lipí-dios e de proteínas.

182. (Ufpr) A fotossíntese é, reconhecidamente, uma reação química vital para quase todas as formas vivas do planeta Terra. Nos aspectos químico e termodinâmico, a reação pode ser representada pela equação:

6 6 62 2 6 12 6 2CO H O C H O OClorofilaLuz+ → + do sol

∆H = + 2,8×103 kJ

Do ponto de vista energético, comente a reação des-tacando a grande virtude desse fenômeno.

104

183. (Fuvest-SP) O Veículo Lançador de satélites bra-sileiro emprega, em seus propulsores, uma mistura de perclorato de amônio sólido (NH4ClO4) e alumínio em pó, junto com um polímero, para formar um combustí-vel sólido.

a) Na decomposição térmica do perclorato de amônio, na ausência do alumínio, formam-se quatro produtos. Um deles é a água e os outros três são substâncias simples diatômicas, duas das quais são componentes naturais do ar atmosférico. Escreva a equação balanceada que representa essa decomposição.

b) Quando se dá a ignição do combustível sólido, todo o oxigênio liberado na decomposição térmica do perclorato de amônio reage com o alumínio, produzindo óxido de alumínio Al2O3. Escreva a equação balanceada representativa das transformações que ocorrem pela ignição do combustível sólido.

c) Para uma mesma quantidade de NH4ClO4, haverá uma diferença de calor liberado se sua decomposição for efetuada na presença ou na ausência de alumínio. Quanto calor a mais será liberado se 2 mols de NH4ClO4 forem decompostos na presença de alumínio? Mostre o cálculo.

Dado: Calor de formação do óxido de alumínio = - 1,68 · 103 J/mol

184. (Unesp - modificado) Na fabricação de chapas para circuitos eletrônicos, uma superfície foi recoberta por uma camada de ouro, por meio de deposição a vácuo. Durante o processo de deposição, ouro passa direta-mente do estado sólido para o estado gasoso. Sabendo que a entalpia de sublimação do ouro é 370 kJ/mol, a 298 K, calcule a energia mínima necessária para vaporizar esta quantidade de ouro depositada na chapa.

185. (Ufmg) A água contida em uma moringa ou bilha de barro (recipiente cerâmico poroso) tem uma tempera-tura inferior à temperatura do ambiente. Esse fenômeno se deve à evaporação da água na superfície externa do recipiente, depois que ela se difunde através dos poros do material cerâmico.

a) Utilizando argumentos que envolvam a variação de entalpia, EXPLIQUE por que a evaporação da água na superfície externa da moringa é responsável pelo fato de a temperatura da água nela contida manter-se inferior à temperatura ambiente.

b) Com relação à vaporização das moléculas de água na superfície externa da moringa, INDIQUE a opção correta:

1. Vaporizam-se preferencialmente as moléculas que possuem menor energia cinética média.

2. Vaporizam-se preferencialmente as moléculas que possuem maior energia cinética média.

3. A energia cinética média não faz diferença com relação à vaporização.

JUSTIFIQUE a sua indicação, relacionando esse aspecto molecular da vaporização à temperatura da água que permanece no interior do recipiente.

Em um experimento, no qual a temperatura ambiente se manteve a 25 oC, colocaram-se 2,0 kg de água, a 25 oC, em um recipiente de material cerâmico, de massa e tem-

peratura iguais às da água. Observou-se, após algum tempo, que a temperatura da água e a do recipiente que a contém diminuiu de 1,0 oC, ou seja, passou de 25 oC para 24 oC.

Sabe-se que, para elevar de 1,0 oC a temperatura de 1,0 g de água, são necessários 4,2 J e, para igual elevação de temperatura de 1,0 g de material cerâmico, são necessá-rios 0,92 J. Sabe-se, ainda, que a variação de entalpia de vaporização da água é igual a 2,4 kJ · g–1.c) Utilizando as informações acima e outros

conhecimentos necessários, CALCULE, em gramas, a massa mínima de água que deve ter-se evaporado para que tenha ocorrido a diminuição da temperatura observada.

d) No experimento mencionado no item acima, observou-se também que a massa de água que evaporou foi superior à massa calculada. EXPLIQUE por que essa observação poderia ter sido esperada.

186. (Unicamp) A obesidade está se tornando um pro-blema endêmico no mundo todo. Calcula-se que em 2050 um terço de todos os homens e a metade das mulheres serão obesos. Considere a promoção de uma lancho-nete, composta de um lanche, uma porção de fritas, uma torta de maçã e 500 mL de refrigerante. A tabela abaixo resume as quantidades (em gramas) de alguns grupos de substâncias ingeridas, conforme aparecem nas embala-gens dos produtos.

Grupo / Produto

Lanche Porção de batata

Torta de maçã

Carboidratos 36 35 33Proteínas 31 4,1 2,2

Gorduras Totais 32 15 11Cálcio 0,28 0,11 0,33Sódio 1,22 0,31 0,18

a) Considerando-se um valor diário de referência em termos de energia (VDE) de 8.400 kJ, que percentual desse VDE foi atingido apenas com essa refeição? Considere a energia por grama de lipídeos igual a 38 kJ e a de açúcares e proteínas igual a 17 kJ. Considere também que cada 100 mL de refrigerante contém 11 gramas de açúcar.

b) Considerando-se que o consumo diário máximo de sal comum (recomendado pela OMS) e de 5,0 gramas por dia, esse limite teria sido atingido apenas com essa refeição? Responda sim ou não e justifique.

187. (Unesp) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos:

I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão eII. água fervendo em uma panela que se encontra

sobre esta “boca” do fogão.

Com relação a esses processos, pode-se afirmar que: a) I e II são exotérmicos. b) I é exotérmico e II é endotérmico. c) I é endotérmico e II é exotérmico. d) I é isotérmico e II é exotérmico. e) I é endotérmico e II é isotérmico.

105

188. (Ufg) A oxidação completa de 1 mol de glicose (C6H12O6), no metabolismo aeróbico, produz 38 mols de trifosfato de adenosina (ATP), e cada mol de ATP fornece 8 kcal de energia útil para o organismo. Por outro lado, a oxidação completa de 1 mol de glicose, durante a com-bustão, libera 673 kcal. Dessa forma,

a) calcule a taxa de aproveitamento de energia no metabolismo aeróbico;

b) considerando que toda energia venha do metabolismo aeróbico da glicose, calcule a massa desse carboidrato que deverá ser ingerida para que um atleta realize uma corrida de 15,2 minutos, sabendo que o organismo do atleta consome 10 kcal/minuto.

189. (Ufrj) A produção de energia nas usinas de Angra 1 e Angra 2 é baseada na fissão nuclear de átomos de urâ-nio radioativo 238U. O urânio é obtido a partir de jazidas minerais, na região de Caetité, localizada na Bahia, onde é beneficiado até a obtenção de um concentrado bruto de U3O8, também chamado de “yellowcake”.

O concentrado bruto de urânio é processado atra-vés de uma série de etapas até chegar ao hexafluoreto de urânio, composto que será submetido ao processo final de enriquecimento no isótopo radioativo 238U, conforme o esquema a seguir.

Processamento de U3O8

U3O8(Yellowcake)

238U

(NH4)2U2O7

H2

F2 HF

HNO3

UO2UF4

Dissolução Precipitação

Calcinação+

Redução

Refino

FluoraçãoUF6Enriquecimento Fluoretação

A reação de HF com o dióxido de urânio (fluoretação) libera 44 kJ para cada mol de HF consumido.

Calcule o calor liberado no processo quando 540 kg de dióxido de urânio são reagidos com HF.

190. (Ufmg) Considere o seguinte diagrama de entalpia, envolvendo o dióxido de carbono e as substâncias ele-mentares diamante, grafita e oxigênio.

C (diamante)

H / (kJ mol–1)

C (grafita), O2 (g)

CO2 (g)– 394

20

Considerando esse diagrama, assinale a afirmativa FALSA.

a) A transformação do diamante em grafita é exotérmica.

b) A variação de entalpia na combustão de 1 mol de diamante é igual a -392 kJ mol-1.

c) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de CO2 (g), a partir da grafita, é igual a -394 kJ mol-1.

d) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de diamante, a partir da grafita, é igual a 2 kJ mol-1.

191. (Mackenzie) C grafite (s) + O2(g) → CO2(g)

∆H = - 94,0 kcal

C diamante (s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 94,5 kcal

Relativamente às equações anteriores, fazem-se as seguintes afirmações:

I. C (grafite) é a forma alotrópica menos energética.II. As duas reações são endotérmicas.III. Se ocorrer a transformação de C (diamante) em C

(grafite) haverá liberação de energia.IV. C (diamante) é a forma alotrópica mais estável.

São corretas: a) I e II, somente. b) I e III, somente. c) I, II e III, somente. d) II e IV, somente. e) I, III e IV, somente.

192. (Fei) A fabricação de diamante pode ser feita com-primindo-se grafite a uma temperatura elevada empre-gando-se catalisadores metálicos como o tântalo e o cobalto. Analisando os dados obtidos experimental-mente em calorímetros:

C (grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H=-393,5kJ/mol

C (diamante) + O2(g) → CO2(g) ∆H=-395,6kJ/mol

a) a formação de CO2 é sempre endotérmica b) a conversão da forma grafite na forma diamante é

exotérmica c) a forma alotrópica estável do carbono nas condições

da experiência é a grafite d) a variação de entalpia da transformação do carbono

grafite em carbono diamante nas condições da experiência é ∆H= -2,1kJ/mol

e) a forma alotrópica grafite é o agente oxidante e a diamante é o agente redutor das reações de combustão

193. (Ufsc) O ozônio é um gás instável e incolor nas con-dições atmosféricas, com odor característico, mesmo a baixas concentrações. É um poderoso agente desinfe-tante e sua capacidade para desinfetar a água foi des-coberta em 1886. Nesse processo, a geração de ozônio ocorre pelo princípio da descarga elétrica, que acelera elétrons suficientemente para romper as ligações da molécula de oxigênio. Dessa forma, nos aparelhos utili-zados para desinfecção da água, conhecidos como ozoni-zadores, ocorre a seguinte transformação:

3O2(g) + 284 KJ → 2O3(g)

106

De acordo com as informações acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S).

01) A molécula de O3 apresenta apenas duas ligações covalentes.

02) Na molécula de ozônio, os elétrons da ligação sofrem deslocamento, provocando um efeito de ressonância.

04) O3 é a forma alotrópica mais estável do elemento oxigênio.

08) A reação de geração de ozônio é exotérmica. 16) Na reação de geração do ozônio, a entalpia das

moléculas de O2 é menor do que a entalpia das moléculas de O3.

32) O2 e O3 são formas alotrópicas do elemento oxigênio.64) A entalpia-padrão de formação do ozônio é igual a

284 kJ · mol-1.

194. (Pucmg) Sejam dadas as seguintes equações termo-químicas (25 oC, 1 atm):

I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g)∆H1 = -393,5 kJ/mol

II. C(diamante) + O2(g) → CO2(g)∆H2 = - 395,4 kJ /mol

Com base nessas equações, todas as afirmativas estão corretas, EXCETO: a) A formação do CO2 é um processo exotérmico. b) A equação II libera maior quantia de energia, pois

o carbono diamante é mais estável que o carbono grafite.

c) A combustão do carbono é um processo exotérmico. d) A variação de entalpia necessária para converter 1,0

mol de grafite em diamante é igual a +1,9 kJ. e) A reação de transformação de grafite em diamante é

endotérmica.

195. (Faap) O enxofre constitui-se na matéria-prima essencial na fabricação de H2SO4. No estado sólido, o enxofre apresenta as formas alotrópicas rômbica e monoclínica. Sabendo que:

S(monoclínico) + O2 → SO2(g)∆H = - 71,1 kcal/mol

S(rômbico) + O2(g) → SO2(g)∆H = - 71,0 kcal/mol

podemos afirmar que: a) a transformação da forma monoclínica para a

rômbica se dá com a liberação de 71,0 kcal/mol b) o enxofre sólido, em temperaturas mais baixas,

apresenta-se na forma monoclínica c) a transformação da forma rômbica para a

monoclínica se dá com a liberação de 0,1Kcal/mol d) a forma rômbica precede à monoclínica quando o

enxofre sólido é aquecido e) a transformação do enxofre sólido de uma forma

alotrópica para outra, não envolve variação de energia

196. (Uel) H2(g) →2 H(g)

Dado: massa molar do H = 1 g / molConsidere os seguintes diagramas da variação de

entalpia para a reação acima:

H2(g)

2 H(g)

∆H

H

I

H2(g)

2 H(g)

∆H

H

II

H2(g)

2 H(g)

∆H

H

IIIH2(g)

2 H(g)

∆H

H

IV

H2(g) 2 H(g)

H

V

Qual dos diagramas corresponde à reação? a) I b) II c) III d) IV e) V

197. (Ufmg) Nos diagramas a seguir as linhas horizon-tais correspondem a entalpias de substâncias ou de mis-turas de substâncias.

O diagrama que qualitativamente, indica as ental-pias relativas de 1 mol de etanol líquido, 1 mol de eta-nol gasoso e dos produtos da combustão de 1 mol desse álcool, 2CO2 + 3H2O, é:a)

2 CO2 + 3H2OH

etanol gasosoetanol líquido

b) 2 CO2 + 3H2OH

etanol liquidoetanol gasoso

c)

2 CO2 + 3H2O

etanol gasosoetanol líquidoH

d)

2 CO2 + 3H2O

etanol gasosoetanol líquido

H

107

198. (Uel) Dada a reação termoquímica

3/2 O2(g) → O3(g) ∆H = +142,3 kJ/mol

é possível afirmar que na formação de 96 g de ozônio o calor da reação, em kJ, será a) +71,15 b) +284,6 c) +142,3 d) -142,3 e) -284,6

199. (Cesgranrio) Considere o diagrama de entalpia a seguir:

– 242

0

enta

lpia

– 283

(∆H) kJ/mol

H2(g) + 1/2 O2(g)

H2O (l)H2O (g)

AssinaIe a opção que contém a equação termoquí-mica CORRETA:

a) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ∆H = +242 kJ mol-1

b) H2O(l) → H2O(g) ∆H = -41 kJ mol-1

c) H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = +283 kJ mol-1

d) H2O(g) → H2+ 1/2 O2(g) ∆H = 0 kJ mol-1

e) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H = +41 kJ mol-1

200. (Ufsc) Grande parte da eletricidade produzida em nosso planeta é gerada nas usinas termelétricas, que con-somem enormes quantidades de combustível para trans-formar a água líquida em vapor de água. Esse vapor passa por uma turbina, gerando eletricidade.

As equações termoquímicas a seguir representam a combustão do carvão (C), gás natural (CH4) e gasolina (C8H18): I. C (s) + O2 (g) → CO2 (g) + 393 kJ

II. CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l) + 888 kJ

III. C8H18 (l) + 252

O2 (g) → 8CO2 (g) + 9H2O (l) + 5.440 kJ

Em relação aos três processos, assinale a(s) proposi-ção(ões) CORRETA(S). 01) As equações I, II e III representam processos

exotérmicos. 02) As equações I, II e III representam processos

endotérmicos. 04) O gás natural deve ser utilizado preferencialmente,

pois polui menos. 08) Para produzir a mesma quantidade de energia, a

quantidade de CO2 lançada na atmosfera obedece à ordem crescente: gasolina, carvão, gás natural.

16) O gás natural libera maior quantidade de energia por mol de CO2‚ produzido.

201. (Pucpr) Determine o valor do ∆H para a reação de combustão do etanol, conhecendo as entalpias de for-mação em kJ/mol:

C2H5OH(l) + O2(g) →

Dados: CO2(g) = -393,3 kJ/mol H2O(l) = -285,8 kJ/mol C2H6O(l) = -277,8 kJ/mol

a) -1.234,3 kJ b) +1.234,3 kJ c) -1.366,2 kJ d) -1.560,0 kJ e) +1.366,2 kJ

202. (Puccamp) São dadas as entalpias padrão de for-mação das seguintes substâncias:

Substâncias / ∆Ho de formação (kJ/mol)CO2 (g) ∆Ho = -393,3H2O(g) ∆Ho = -285,8CH3 - OH(l) ∆Ho = -238,5

Na combustão completa de 0,5 mol de metanol, a 25 oC e 1 atm de pressão há a) liberação de 726,3 kJ b) absorção de 726,3 kJ c) liberação de 363,2 kJ d) absorção de 363,2 kJ e) liberação de 181,6 kJ

203. (Fei) A obtenção do aço na siderurgia é feita pela redução de minérios de ferro. A equação global desse processo poderia ser representada por:

Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g)

Dadas as entalpias de formação a 25 oC e 1 atm, a entalpia da reação global, nas condições citadas, em kcal/mol é:

Dados:Entalpias de formação:Fe2O3: -196,2 kcal/molCO: -26,4 kcal/mol

a) -117,0 b) +117,0 c) +169,8

d) +222,6 e) +275,4

204. (Cesgranrio) Sejam os dados a seguir:

I. Entalpia de formação da H2O(l)= -68 kcal/molII. Entalpia de formação do CO2(g)= -94 kcal/molIII. Entalpia de combustão do C2H5OH(l)= -327 kcal/mol

A entalpia de formação do etanol será: a) 15,5 kcal/mol b) 3,5 kcal/mol c) -28 kcal/mol d) -45 kcal/mol e) -65 kcal/mol

205. (Fuvest) Qual o calor obtido na queima de 1,000 kg de um carvão que contém 4,0% de cinzas?

Dados: Massa molar do carbono: 12 g/molCalor de combustão do carbono: 390 kJ/mol

a) 3,75 · 102 kJ b) 1,30 · 103 kJ c) 4,70 · 103 kJ

d) 3,12 · 104 kJ e) 3,26 · 104 kJ

108

206. (Ufpr) 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 ∆fHo (kJ · moℓ–1)H2O – 286C6H6 49C60O 2.327

207. (Uel) A tabela, a seguir, mostra as entalpias padrão de formação ∆Hf

o a 25 oC.

Substância Fórmuℓa ∆Hfo kg/moℓ

Metanol CH3OH (l) – 238,6Etanol C2H5OH (l) – 277,7

Gás carbônico CO2 (g) – 393,5

Água H2O (v) – 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, prove-niente 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 1,00 g de metanol com a produzida por 1,00 g de etanol. Justifique sua resposta.

b) Se um automóvel da fórmula Indy gastar 5 litros de etanol (d=0,80 g/mL) por volta em um determinado circuito, calcule a energia liberada (kJ) pelo seu motor em cada volta.

208. (Ufpe) Qual o valor do calor liberado (em kJ), na reação de hidrogenação do benzeno líquido ao cicloe-xano líquido, na pressão padrão constante e tempera-tura ambiente por mol de H2 (g) consumido?

Considere as seguintes entalpias de formação padrão em 298 K: ∆fH

0 (benzeno líquido) = – 49 kJ . mol–1 e ∆fH0

(Ocloexano líquido) = – 155 kJ . mol–1.

209. (Unesp) O pentano, C5H12, é um dos constituin-tes do combustível utilizado em motores de combustão interna. Sua síntese, a partir do carbono grafite, é dada pela equação:

5 C (grafite) + 6 H2 (g) → C5H12 (g)

Determine a entalpia (∆H) da reação de síntese do pentano a partir das seguintes informações:

�

�

( )+ → + ∆ = −

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −

C H (g) 8 O (g) 5 CO (g) 6 H O( ) H 3537 kJ

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

H (g)12

O (g) H O( ) H 286 kJ

5 12 2 2 2

2 2

2 2 2

210. (Ufc) A reação de fotossíntese é 6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g). Estima-se que, em uma floresta tro-pical, cerca de 34.000 kJ m-2 de energia solar são arma-zenados pelas plantas para realização da fotossíntese durante o período de um ano. A partir dos valores de entalpia padrão de formação fornecidos abaixo, calcule:

Substância Entaℓpia padrão de formação (kJ moℓ-1)

CO2(g) -394

H2O(l) -286

C6H12O6(s) -1.275

O2(g) 0

a) a massa de CO2 que será retirada da atmosfera por m2 de floresta tropical durante o período de um ano.

b) a massa de O2 que será adicionada à atmosfera por m2 de floresta tropical durante o período de um ano.

211. (Ime) Em função do calor de formação do dió-

xido de carbono ( )∆ °H ;f , CO2 do calor de formação do

vapor d’água ( )∆ ° ( )H ;f , H2O g e do calor da combustão

completa de uma mistura de metano e oxigênio, em pro-porção estequiométrica (∆Hr) deduza a expressão do calor de formação do metano ∆H f CH4

°( ), .

212. (Ita) Considere a reação de combustão do composto X, de massa molar igual a 27,7 g · mol−1, representada pela seguinte equação química balanceada:

+ → + ∆ = − ⋅ −X(g) 3O (g) Y(s) 3H O(g); H 2035 kJ mol2 2 c0 1

Calcule o valor numérico, em kJ, da quantidade de calor liberado na combustão de: a) 1,0 ∙ 103 g de X b) 1,0 ∙ 102 g mol de X c) 2,6 ∙ 1022 moléculas de X d) uma mistura de 10,0 g de X e 10,0 g de O2.

213. (Fgv) Esta questão está relacionada com a tabela que fornece massas molares, pontos de ebulição, calores de formação e combustão das substâncias A, B e C e a seguir quatro afirmações acerca desses compostos.

Substância A: CH4O B: C2H6O C: C2H4O2

P.E. (oC) 64,6 78,4 118,2

Massas moℓares(g/moℓ)

32 46 60

∆H formação(kJ/moℓ)

– 238,5 – 277,8 – 487,0

∆H combustão(kJ/moℓ)

– 726,3 – 1.366,1 – 872,4

I. À temperatura ambiente C é mais volátil do que B.II. Na reação de formação de A, há produção de 363,15

kJ de calor por mol de C(graf) que reage.III. A combustão de 46 g de B produz maior quantidade

de calor do que a combustão de 1,0 mol de C.IV. 22,69 kJ de calor são produzidos na combustão de

1,0 g de A.

109

São afirmações corretas: a) I e II b) I e IV c) II e III d) II e IV e) III e IV

214. (Cesgranrio) Observe o gráfico.

– 71

– 94SO3 (g)

SO2 (g) + O2 (g)

0

H(kcal)

12

SO (r) + O2 (g)32

O valor da entalpia de combustão de 1 mol de SO2(g), em kcal, a 25 oC e 1 atm, é: a) - 71. b) - 23. c) + 23. d) + 71. e) + 165.

215. (Unirio) A quantidade de calor em kcal formado pela combustão de 221,0 g de etino, a 25 oC, conhecendo-se as entalpias (∆H) de formação do CO2(g), H2O(l) e etino (g), é aproximadamente igual:

Dados: ∆Ho (f)

�

( )( )( )

= −

= −

= +

CO g 94, 10 kcal / mol

H O 68, 30 kcal / mol

C H g 54, 20 kcal / mol

2

2

2 2 a) - 2640,95 kcal b) - 1320,47 kcal c) - 880,31 kcal d) - 660,23 kcal e) - 528,19 kcal

216. (Fuvest) Considere a reação de fotossíntese (ocor-rendo em presença de luz e clorofila) e a reação de com-bustão da glicose representadas a seguir:

6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g)

C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l)

Sabendo-se que a energia envolvida na combustão de um mol de glicose é de 2,8 · 106 J, ao sintetizar meio mol de glicose, a planta: a) libera 1,4 x 106 J. b) libera 2,8 x 106 J. c) absorve 1,4 x 106 J. d) absorve 2,8 x 106 J. e) absorve 5,6 x 106 J.

217. (Cesgranrio) Quando se adiciona cal viva (CaO) à água, há uma liberação de calor devida à seguinte rea-ção química:

CaO + H2O → Ca (OH)2 + X kcal/mol

Sabendo-se que as entalpias de formação dos com-postos envolvidos são a 1 atm e 25 oC (condições padrão)

∆H (CaO) = -151,9 kcal/mol∆H (H2O) = -68,3 kcal/mol∆H (Ca(OH)2) = -235,8 kcal/mol

Assim, o valor de X da equação anterior será: a) 15,6 kcal/mol b) 31,2 kcal/mol c) 46,8 kcal/mol d) 62,4 kcal/mol e) 93,6 kcal/mol

218. (Ufrrj) O eteno (etileno) é utilizado na fabricação do polietileno, um tipo de plástico muitíssimo importante na atualidade, pois serve para a confecção de sacos para embalagem, toalhas de mesa, cortinas de banheiro, etc.

Calcule o calor de combustão do eteno, com base nos dados da tabela a seguir:

Substância ∆Hfo (kcaℓ/moℓ) a 25 oC

C2H4(g) + 12,5

CO2(g) - 94,1

H2O(l) -68,3

219. (Ufpel) O flúor é um gás amarelado que, à tempe-ratura ambiente, é extremamente reativo. Forma com o hidrogênio uma mistura explosiva, sintetizando o fluo-reto de hidrogênio (em solução aquosa, o HF difere dos outros hidrácidos halogenados por formar um ácido fraco e por ser capaz de dissolver o vidro, formando fluor-silicatos). Observe a reação, nas condições padrão, e marque a alternativa que responde corretamente à pergunta abaixo.

H2(g) + F2(g) → 2HF(g); ∆H = - 5,4 kcal

Qual o calor de formação do HF e o tipo da reação representada acima? a) + 5,4 kcal/mol; reação endotérmica b) - 2,7 kcal/mol; reação exotérmica c) + 2,7 kcal/mol; reação exotérmica d) - 5,4 kcal/mol; reação endotérmica e) + 7,0 kcal/mol; reação exotérmica

220. (Uerj) A atividade humana tem sido responsável pelo lançamento inadequado de diversos poluentes na natureza. Dentre eles, destacam-se:

Amônia: Proveniente De Processos Industriais;Dióxido De Enxofre: Originado Da Queima De Com-

bustíveis Fósseis;Cádmio: Presente Em Pilhas E Baterias Descartadas. O trióxido de enxofre é um poluente secundário,

formado a partir da oxidação do dióxido de enxofre, poluente primário, em presença do oxigênio atmosférico.

Considere as seguintes entalpias-padrão de forma-ção a 25 oC e 1 atm:

SO2 = – 296,8 kJ × mol-1

SO3 = – 394,6 kJ × mol-1

Determine a variação de entalpia da reação de oxida-ção do dióxido de enxofre e apresente a fórmula estrutu-ral plana do trióxido de enxofre.

110

221. (Fuvest) Define-se balanço de oxigênio de um explo-sivo, expresso em percentagem, como a massa de oxigê-nio faltante (sinal negativo) ou em excesso (sinal posi-tivo), desse explosivo, para transformar todo o carbono, se houver, em gás carbônico e todo o hidrogênio, se hou-ver, em água, dividida pela massa molar do explosivo e multiplicada por 100. O gráfico a seguir traz o calor libe-rado na decomposição de diversos explosivos, em fun-ção de seu balanço de oxigênio.

– 80 – 60

– ∆H

/kJ k

g–1

– 40 – 20 0 20

7.000

6.000

5.000

4.000

3.000

2.000

1.000

Substância O PETNmassa moℓar/g moℓ–1 16 316

Substância PETN(s) CO2 (g) CO (g) H2O (g)Entaℓpia de

formação kJ moℓ–1

– 538 – 394 – 110 – 242

Um desses explosivos é o tetranitrato de pentaeri-tritol (PETN, C5H8N4O12). A equação química da decom-posição desse explosivo pode ser obtida, seguindo-se as seguintes regras:

- Átomos de carbono são convertidos em monóxido de carbono.

- Se sobrar oxigênio, hidrogênio é convertido em água.- Se ainda sobrar oxigênio, monóxido de carbono é

convertido em dióxido de carbono.- Todo o nitrogênio é convertido em nitrogênio

gasoso diatômico.

a) Escreva a equação química balanceada para a decomposição do PETN.

b) Calcule, para o PETN, o balanço de oxigênio.c) Calcule o ∆H de decomposição do PETN, utilizando

as entalpias de formação das substâncias envolvidas nessa transformação.

d) Que conclusão é possível tirar, do gráfico apresentado, relacionando calor liberado na decomposição de um explosivo e seu balanço de oxigênio?

222. (Uerj) Na série homóloga dos álcoois, os quatro pri-meiros são: metanol, etanol, propanol e butanol. Dentre as propriedades apresentadas por esses compostos, des-tacam-se a combustão e a grande solubilidade na água. Com o objetivo de comprovar a qualidade de um com-bustível, foi determinado seu teor de etanol em uma amostra. Foram totalmente queimados 287,5 g de álcool

hidratado, o que resultou na liberação de 1.632 kcal, a 25 °C e 1 atm.

A tabela a seguir fornece os valores das entalpias-pa-drão de formação nas condições da experiência.

Substância ∆Ho formação (kcaℓ . moℓ–1)

Etanol – 66,7Vapor d'água – 68,3

Gás carbônico – 94,1

a) Determine a porcentagem da massa de etanol contida na amostra de álcool hidratado.

b) Para comparar as solubilidades do etanol e do butanol puros, foram preparadas duas amostras contendo as mesmas quantidades dessas substâncias, dissolvidas separadamente em 1 L de água pura, à temperatura ambiente.Aponte em que amostra a fração de álcool solubili-

zada é maior e justifique sua resposta.

223. (Ufrrj) Em aluminotermia, o alumínio, além de reduzir o óxido de ferro III a ferro metálico, se oxida a óxido de alumínio. Para esse processo, dados:

∆H0 Fe2O3 = - 197,3 kcal/mol∆H0 Al2O3 = - 400,5 kcal/mol

a) dê a reação devidamente balanceada.b) informe a quantidade de calor envolvida na reação

quando dois mols de óxido de ferro III reagem com alumínio?

c) diga se a reação, em função do tipo de calor envolvido, é endotérmica ou exotérmica e, em seguida, justifique essa resposta.

224. (Unicamp) Uma das grandes novidades em comu-nicação é a fibra óptica. Nesta, a luz é transmitida por grandes distâncias sem sofrer distorção ou grande ate-nuação. Para fabricar fibra óptica de quartzo, é necessá-rio usar sílica de alta pureza, que é preparada industrial-mente usando uma sequência de reações cujas equações (não balanceadas) estão representadas a seguir:

I. SiO2(s) + C(s) → Si(s) + CO2(g)II. Si(s) + Cl2(g) → SiCl4(g)III. SiCl4(g) + O2(g) → SiO2(s) + Cl2(g)

a) Na obtenção de um tarugo de 300 g de sílica pura, qual a quantidade de energia (em kJ) envolvida? Considere a condição padrão.Dados de entalpia padrão de formação em kJ mol-1:SiO2(s) = - 910; CO2(g) = - 394; SiCl4(g) = - 657.

b) Com a sílica produzida (densidade = 2,2 g cm-3), foi feito um tarugo que, esticado, formou uma fibra de 0,06 mm de diâmetro. Calcule o comprimento da fibra esticada, em metros.

225. (Uel) Considere a reação de combustão de 440,0 g de propano, a 25 oC e 1 atm, com liberação de 22.200 kJ.

Para se obter 1.110 kJ de calor, nas condições mencio-nadas, a massa de propano, em gramas, que deve ser uti-lizada é a) 44 b) 22 c) 11 d 8,8 e) 4,4

111

226. (Uel) Considere a reação de combustão de 440,0 g de propano, a 25 oC e 1 atm, com liberação de 22.200 kJ.

O ∆H de combustão do propano, em kJ/mol, vale(Dado: massa molar do propano = 44 g/mol)

a) - 22.200 b) + 22.200 c) - 2.220 d) + 2.220 e) - 555,0

227. (Cesgranrio) O acetileno é um gás de grande uso comercial, sobretudo em maçaricos de oficinas de lanter-nagem. Assinale a opção que corresponde à quantidade de calor fornecida pela combustão completa de 5,2 kg de acetileno (C2H2) , a 25 oC, sabendo-se que as entalpias de formação, a 25 oC, são:

1. do CO2(g) = - 94,1 kcal/mol2. da H2O(l) = - 68,3 kcal/mol3. do C2H2(g) = + 54,2 kcal/mol

a) 1615 kcal b) 6214 kcal c) 21660 kcal d) 40460 kcal e) 62140 kcal

228. (Ufmg) O metano, CH4 , principal constituinte do gás natural, é um combustível conhecido. Um segundo composto também empregado como combustível é o nitrometano, CH3NO2, que é utilizado em certos carros de corrida e em aeromodelos.

Analise a equação balanceada que representa a com-bustão completa de cada um desses combustíveis:

CH4(g) + 2 O2(g) →CO2(g) + 2 H2O(g)

CH3NO2(g) + 3/4 O2(g) →CO2(g) + 3/2 H2O(g) + 1/2 N2(g)

a) Uma característica importante de um combustível está relacionada à capacidade de os produtos de sua queima exercerem pressão sobre o pistão de um cilindro do motor. Isso pode ser avaliado por meio de um quociente Q, que se obtém aplicando-se esta fórmula:Q = Quantidade em mols de produtos gasosos/Quan-

tidade em mols de reagentes gasososConsiderando-se as equações acima representadas,

CALCULE o valor de Q para a combustão do metano e do nitrometano.

(Deixe seus cálculos indicados, evidenciando, assim, seu raciocínio.)

b) Outra característica de um combustível, também importante, é a sua entalpia de combustão, ∆H0.No quadro da Figura 1, estão indicados os valo-

res de ∆H0 de formação de alguns compostos na mesma temperatura.

Considerando esses valores de ∆H0 de formação, CALCULE o ∆H0 de combustão de 1 mol de nitrome-tano gasoso.

(Deixe seus cálculos indicados, evidenciando, assim, seu raciocínio.)

c) No funcionamento de um motor, uma mistura de combustível e ar entra no cilindro e é comprimida pelo pistão.

Ao ser queimada, essa mistura provoca o desloca-mento do pistão dentro do cilindro, como mostrado na Figura 2.

Analise o quadro da Figura 3, em que se apresentam o ∆H0 de combustão e as quantidades estequiométricas de dois combustíveis e do oxigênio em um cilindro, que opera ora com um, ora com outro desses combustíveis.

Com base no valor de ∆H0 de combustão do nitrome-tano obtido no item b desta questão, CALCULE o calor liberado na combustão de 1,7 mol de nitrometano.d) Considerando a resposta dada no item a - ou seja,

o valor calculado de Q - e no item c, ambos desta questão, EXPLIQUE por que o nitrometano, em comparação com o metano, é um combustível que imprime maior potência a um motor.

Figura 1

Composto ∆Ho de formação (kJ/moℓ)

Nitrometano, CH3NO2 (g) – 75Dióxido de carbono, CO2 (g) – 394

Água, H2O (g) – 242

Figura 2

Mistura comprimida decombustivel e ar Combustível queimado

Figura 3

Combustíveℓ

∆Ho de com-

bustão (kJ/moℓ)

Quantidades em moℓ

Combustíveℓ Oxigênio Totaℓ

CH4 – 804 1,0 2,0 3,0

CH3NO2

Valor obtido no

item 21,7 1,3 3,0

229. (Fuvest) Existem vários tipos de carvão mineral, cujas composições podem variar, conforme exemplifica a tabela a seguir.

tipo de carvão umi-dade

(% em massa)

materiaℓ voℓátiℓ* (% em

massa)

carbo-no não voℓátiℓ (% em

massa)

outros constitu-

intes** (% em

massa)antracito 3,9 4,0 84,0 8,1

betuminoso 2,3 19,6 65,8 12,3sub-betuminoso 22,2 32,2 40,3 5,3

lignito 36,8 27,8 30,2 5,2

* Considere semelhante a composição do material volátil para os quatro tipos de carvão.

** Dentre os outros constituintes, o principal composto é a pirita, Fe2+S2–

2 .

112

a) Qual desses tipos de carvão deve apresentar menor poder calorífico (energia liberada na combustão por unidade de massa de material)? Explique sua resposta.

b) Qual desses tipos de carvão deve liberar maior quantidade de gás poluente (sem considerar CO e CO2) por unidade de massa queimada? Justifique sua resposta.

c) Escreva a equação química balanceada que representa a formação do gás poluente a que se refere o item b (sem considerar CO e CO2).

d) Calcule o calor liberado na combustão completa de 1,00 × 103 kg de antracito (considere apenas a porcentagem de carbono não volátil).

Dados: entalpia de formação do dióxido de carbono gasoso .... - 400 kJ/mol

massa molar do carbono .............. 12 g/mol

230. (Unicamp) A população humana tem crescido ine-xoravelmente, assim como o padrão de vida. Consequen-temente, as exigências por alimentos e outros produtos agrícolas têm aumentado enormemente e hoje, apesar de sermos mais de seis bilhões de habitantes, a produ-ção de alimentos na Terra suplanta nossas necessidades. Embora um bom tanto de pessoas ainda morra de fome e um outro tanto morra pelo excesso de comida, a solução da fome passa, necessariamente, por uma mudança dos paradigmas da política e da educação.

Não tendo, nem de longe, a intenção de aprofundar nessa complexa matéria, essa prova simplesmente toca, de leve, em problemas e soluções relativos ao desen-volvimento das atividades agrícolas, mormente aque-les referentes à Química. Sejamos críticos no trato dos danos ambientais causados pelo mau uso de fertilizan-tes e defensivos agrícolas, mas não nos esqueçamos de mostrar os muitos benefícios que a Química tem propor-cionado à melhoria e continuidade da vida.

Quando se utiliza um biossistema integrado numa propriedade agrícola, a biodigestão é um dos proces-sos essenciais desse conjunto. O biodigestor consiste de um tanque, protegido do contato com o ar atmosférico, onde a matéria orgânica de efluentes, principalmente fezes animais e humanas, é metabolizada por bacté-rias. Um dos subprodutos obtidos nesse processo é o gás metano, que pode ser utilizado na obtenção de energia em queimadores.

A parte sólida e líquida que sobra é transformada em fertilizante. Dessa forma, faz-se o devido trata-mento dos efluentes e ainda se obtêm subprodutos com valor agregado.

a) Sabe-se que a entalpia molar de combustão do metano é de - 803 kJ/mol; que a entalpia molar de formação desse mesmo gás é de - 75 kJ/mol; que a entalpia molar de formação do CO2 é de - 394 kJ/mol. A partir dessas informações, calcule a entalpia molar de formação da água nessas mesmas condições.No aparelho digestório de um ruminante ocorre um

processo de fermentação de hexoses, semelhante ao que ocorre nos biodigestores. A equação a seguir tem sido utilizada para representar essa fermentação:

58C6H12O6 → 59CH3COOH + 24CH3CH2COOH + 15CH3CH2CH2COOH + 62,5CO2 + 35,5CH4 + 27H2O

b) Considere a seguinte afirmação: “o processo de fermentação digestiva de ruminantes contribui para o aquecimento global”, você concorda? Responda SIM ou NÃO e explique sua resposta.

c) Qual seria o número de moles de gás metano produzido na fermentação de 5,8 quilogramas de hexose ingeridos por um ruminante?

231. (Pucsp) A vegetação da Floresta Amazônica capta energia solar e a converte em energia química, armaze-nando-a em substâncias que integram a sua biomassa. Durante esse processo de conversão de energia, ocorre liberação de O2, o qual, por sua vez, é utilizado pelas pró-prias plantas no processo de respiração, para obtenção da energia necessária à manutenção de seus proces-sos vitais.

Diversas indústrias que requerem grandes quantida-des de energia fazem uso da biomassa da Floresta Ama-zônica, a partir da combustão do carvão vegetal.

Assim, um intenso desmatamento tem ocorrido na região para abastecer as carvoarias que, em fornos arte-sanais, transformam lenha extraída da floresta em car-vão vegetal. Esse é um combustível bem mais eficiente que a lenha, uma vez que sua capacidade calorífica é de 25.000 kJ/kg, mais que o dobro da capacidade calorífica da lenha, que é de 10.500 kJ/kg.

A prática de queimadas que visam ao preparo de ter-renos para plantio é outro fator que agrava o desmata-mento da Floresta Amazônica e é responsável pela maior parte do CO2 emitido pelo Brasil.

Responda:Considerando que 900 g de glicose (C6H12O6) foram

obtidos a partir desse processo, determine o volume de O2 produzido e a massa de CO2 consumida.

Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; H = 1 g/molVolume de 1 mol de gás nas condições atmosféricas

da Amazônia = 25 L

- Como a ocorrência de queimadas e o desmatamento de grandes áreas da floresta contribuem para as altas concentrações de CO2 na atmosfera?

- Equacione a reação de transformação de glicose (C6H12O6) em carvão (C). Determine a variação de ental-pia dessa transformação a partir dos dados fornecidos a seguir. Represente, em um único diagrama, as energias envolvidas nas seguintes reações:

I. Combustão completa de 1 mol de glicose (∆H(I)).II. Transformação de 1 mol de glicose em carvão

(∆H(II)).III. Combustão completa do carvão formado no

processo II (∆H(III)).

- Explique a diferença entre a capacidade calorífica da lenha e a do carvão vegetal.

Dados:∆H0 (COMBUSTÃO) da glicose = - 2800 kJ/mol∆H0 (FORMAÇÃO) da glicose = - 1250 kJ/mol∆H0 (FORMAÇÃO) da água = - 285 kJ/mol∆H0 (FORMAÇÃO) do gás carbônico = - 390 kJ/mol

113

232. (Puc-rio) Considere o processo industrial de obten-ção do propan-2-ol (isopropanol) a partir da hidrogena-ção da acetona, representada pela equação a seguir.

O OH

H

C CHH3C H3CCH3(g) CH3(g)H(g)+

Acetona Isopropanol

Ligação Energia de ℓigação (kJ/moℓ)

C == = O 745H — H 436C — H 413C — O 358O — H 463

Fazendo uso das informações contidas na tabela anterior, é correto afirmar que a variação de entalpia para essa reação, em kJ/mol, é igual a: a) - 53. b) + 104. c) - 410. d) + 800. e) - 836.

233. (Mackenzie)

H3C — CH3 + Br2 H3C — CH2 — Br2 + HBrλ

Na monobromação do etano, a energia liberada na reação é:

Dados:energia de ligação em kcal/mol (25 oC)C - Br = 68; C - H = 99; Br - Br = 46; H - Br = 87

a) 31 kcal/mol b) 22 kcal/mol c) 41 kcal/mol d) 20 kcal/mol e) 10 kcal/mol

234. (Fuvest) Com base nos dados da tabela,

Ligação Energia de ℓigação (kJ/moℓ)

H — H 436Cl — Cl 243H — Cl 432

pode-se estimar que o ∆H da reação representada por

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g),

dado em kJ por mol de HCl(g), é igual a: a) - 92,5 b) - 185 c) - 247 d) + 185 e) + 92,5

235. (Ufrgs) Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro abaixo.

Ligação Energia de ℓigação (kJ/moℓ)

C — H 413O == = O 494C == = O 804O — H 463

Considerando a reação representada porCH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(v)

o valor aproximado de ∆H, em kJ, é de a) -820 b) -360 c) +106 d) +360 e) +820

236. (Fuvest) Pode-se conceituar energia de ligação quí-mica como sendo a variação de entalpia (∆H) que ocorre na quebra de 1 mol de uma dada ligação.

Assim, na reação representada pela equação:

NH3(g) → N(g)+3H(g); ∆H = 1.170 kJ/mol NH3

são quebrados 3 mols de ligação N-H, sendo, por-tanto, a energia de ligação N-H igual a 390 kJ/mol.

Sabendo-se que na decomposição:

N2H4(g) → 2N(g)+4H(g);∆H=1.720 kJ/mol N2H4,

são quebradas ligações N-N e N-H, qual o valor, em kJ/mol, da energia de ligação N-N ? a) 80 b) 160 c) 344 d) 550 e) 1330

237. (Mackenzie) C2H4(g) → 2C(g) + 4H(g)

∆H = +542 kcal/mol

Na reação representada pela equação anterior, sabe-se que a energia da ligação C-H é igual a 98,8 kcal/mol. O valor da energia de ligação C=C, em kcal/mol, é: a) 443,2 b) 146,8 c) 344,4 d) 73,4 e) 293,6

114

238. (Mackenzie)

H3C — Cl + 3 Cl2 →λ CCl4 + 3 HCl

Na halogenação total do cloreto de metila dada ante-riormente, a variação de entalpia da reação, em kcal/mol, é:

Obs.: Energia de ligação (kcal/mol)C-H = 99; Cl - Cl = 58; H - Cl = 103; C - Cl = 81

a) -1023 b) - 243

c) + 54 d) - 81

e) + 81

239. (Unirio) O gás cloro (Cl2), amarelo-esverdeado, é altamente tóxico. Ao ser inalado, reage com a água exis-tente nos pulmões, formando ácido clorídrico (HCl), um ácido forte capaz de causar graves lesões internas, con-forme a seguinte reação:

Cl2 (g) + H2O (g) → HCl (g) + HClO (g)

Ligação Energia de ℓigação (kJ/moℓ; 25 oC e 1 atm)

Cl — Cl 243H — O 464H — Cl 431Cl — O 205

Utilizando os dados constantes na tabela anterior, marque a opção que contém o valor correto da variação de entalpia verificada, em kJ/mol. a) + 104 b) + 71

c) + 52 d) - 71

e) - 104

240. (Mackenzie) A variação de entalpia para a reação, dada pela equação:

4HCl(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 2Cl2(g) é:

Dados: (Energia de ligação em kcal/mol)H — Cl → 103,1H — O → 110,6O = O → 119,1Cl — Cl → 57,9

a) + 1089,2 kcal b) - 467,4 kcal c) -26,7 kcal d) +911,8 kcal e) -114,8 kcal

241. (Ufmg) Metano, o principal componente do gás natural, é um importante combustível industrial. A equação balanceada de sua combustão está represen-tada na figura adiante. Consideram-se, ainda, as seguin-tes energias de ligação, em kJ mol-1:

E(C-H) = 416E(C=O) = 805E(O=O) = 498E(O-H) = 464

(g) + 2 O O (g) O C O(g) + 2 O (g)C

H

HH

HHH

Utilizando-se os dados anteriores, pode-se estimar que a entalpia de combustão do metano, em kJ mol-1, é a) - 2660 b) - 806

c) - 122 d) 122

e) 806

242. (Cesgranrio) Sendo dadas as seguintes entalpias de reação:

C (s) → C (g)∆H = + 170,9 kcal/mol

2 H2 (g) → 4H (g)∆H = + 208,4 kcal/mol

C (s) + 2 H2 (g) → CH4 (g)∆H = -17,9 kcal/mol,

indique a opção que apresenta a energia de ligação H-C, aproximada:

a) 5 kcal/mol b) 20 kcal/mol c) 50 kcal/mol d) 100 kcal/mol e) 400 kcal/mol

243. (Uerj) No metabolismo das proteínas dos mamí-feros, a ureia, representada pela fórmula (NH2)2CO, é o principal produto nitrogenado excretado pela urina. O teor de ureia na urina pode ser determinado por um método baseado na hidrólise da ureia, que forma amônia e dióxido de carbono.

A seguir são apresentadas as energias das ligações envolvidas nessa reação de hidrólise.

Ligação Energia de ℓigação (kJ · moℓ-1)

N-H 390N-C 305C=O 800O-H 460

A partir da fórmula estrutural da ureia, determine o número de oxidação do seu átomo de carbono e a varia-ção de entalpia correspondente a sua hidrólise, em kJ · mol-1.

244. (Ufrj) O Complexo Petroquímico do Estado do Rio de Janeiro (COMPERJ), atualmente em fase de implan-tação no município de Itaboraí, utilizará como matéria-prima principal o petróleo pesado produzido no Campo de Marlim, na Bacia de Campos. Os produtos mais impor-tantes do COMPERJ podem ser vistos na tabela a seguir.

Principais produtos do COMPERJ

Produ-tos de

1a geração

Produção mensaℓ

(em 1.000 ton.)

Produtos de2a geração

Produção mensaℓ

(em 1.000 ton.)

Eteno 1.300 Polipropileno 850Propeno 881 Polietileno 800Benzeno 608 Estireno 500

Butadieno 157 Etilenoglicol 600p-xileno 700 Ácido

tereftálico500

Enxofre 45 PET 600

115

O etilenoglicol (HOCH2CH2OH) é um dos produtos de 2a geração do COMPERJ. Ele pode ser produzido a partir do eteno, segundo as reações descritas a seguir:

Reação 1: C2H4(g) + 1/2 O2 (g) → C2H4O(g)Reação 2: C2H4O(g) + H2O(g) → HOCH2CH2OH(g)

a) Sabendo que as duas reações são exotérmicas e que a reação 1 produz 25 kcal por mol de eteno reagido, e usando a escala de entalpia padrão de formação mostrada no diagrama ao lado, calcule o calor envolvido na reação 2, em kcal por mol de etilenoglicol produzido.

C2H4(g)

O2(g)

H2O(g)

HOCH2CH2OH (g)

13

0

– 58

– 110

kcal

/mol

b) Sabendo que a energia da ligação C – H é de 100 kcal/(mol de ligação) e que a energia envolvida na reação C2H4 (g) → 2C (g) + 4 H (g) é igual a 547 kcal por mol de eteno, calcule a energia da ligação C=C, em kcal/mol.

245. (Ufc) Dadas as reações:

I. H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) II. N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

e as energias de ligação:

Ligação Entaℓpia de ℓigação (kJ/moℓ)H — H 432N — N 942H — Cl 428Cl — Cl 240N — H 386

a) Determine o ∆H para as reações I e II.b) Baseado apenas nos valores de ∆H, qual das reações

é mais favorável.

246. (Uerj) O ciclopropano, anestésico, e o 2,4,6-trime-til-s-trioxano, sedativo, cuja estrutura é apresentada a seguir (figura 1), são dois compostos químicos utilizados como medicamentos.

A reação de combustão completa do ciclopropano tem, como produtos finais, dióxido de carbono e água. Na tabela adiante são apresentados os valores médios de energia de ligação envolvidos neste processo, nas condições-padrão.

O O

O

Figura 1

Ligação Energia de ℓigação(kJ ∙ moℓ–1)

C — C 83C — H 99C = O 178

H — O 111O — O 119

a) Determine a fórmula mínima do 2,4,6-trimetil-s-trioxano.

b) Calcule a entalpia-padrão de combustão do ciclopropano.

247. (Uff) O diagrama mostra os valores de entalpia para a interconversão do vapor d’água, da água líquida e de seus elementos.

H2(g) + O2 (g)12

H2O (g)H2O (l)

– 44 kJ

– 286 kJ

– 242 kJ+ 242 kJ

+ 286 kJ

+ 44 kJ

Com base nesse diagrama, pode-se afirmar que: a) A formação de H2O(g), a partir de seus elementos,

constitui um processo endotérmico. b) A decomposição da H2O(g) constitui um processo

exotérmico. c) A transformação da H2O(l) em H2O(g) constitui um

processo endotérmico. d) A formação da H2O(l), a partir de seus elementos,

constitui um processo endotérmico. e) A decomposição da H2O(l) constitui um processo

exotérmico.

248. (Mackenzie) Observando o diagrama a seguir, é correto afirmar que:

H2 (g) + 1/2 O2 (g)

∆H2 (g) = – 57,8 kcal

∆H1 = – 68,3 kcalH2 O (g)

H2 O (l)

H

[Dadas as massas molares (g/mol): H = 1 e O = 16]

116

a) para vaporizar 18 g de água são liberados 10,5 kcal. b) o calor de reação, na síntese da água líquida, é igual

ao da água gasosa. c) a entalpia molar de vaporização da água é +10,5 kcal. d) a síntese da água gasosa libera mais calor que a da

água líquida. e) o ∆H na síntese de água gasosa é igual a – 126,1

kcal/mol.

249. (Pucmg) O diagrama a seguir contém valores das entalpias das diversas etapas de formação do NaCl(s), a partir do Na(s) e do Cl2(g).

Na (g) + Cl (g)

Na (g) + Cl2 (g)

– 153,0 kCal

+29,0 kCal

+26,0 kCal

H(kcal)

estados iniciais

estado finalNaCl (s)

12

Na (s) + Cl2 (g) 12

Para a reação

Na(s) + 12

Cl2(g) → NaCl(s)

a variação de entalpia (∆H), em kcal, a 25 oC e 1 atm, é igual a: a) - 98 b) - 153 c) - 55

d) + 153 e) + 98

250. (Pucsp) Para projetar um reator um engenheiro precisa conhecer a energia envolvida na reação de hidro-genação do acetileno para a formação do etano

+ →C H (g) 2 H (g) C H (g)2 2 2 2 6

Embora não tenha encontrado esse dado tabelado, ele encontrou as seguintes entalpias padrão de combustão:

C H g O g CO g H O H c kJ molC H g

2 2 2 2 2

2 6

2 1301( ) ( ) ( ) ( )( )

+ → + ∆ ° = −

+

5/2 /�

77/2 /1/2

O g CO g H O H c kJ molH g O

2 2 2

2 2

2 3 1561( ) ( ) ( )( ) (

→ + ∆ ° = −

+

�

gg H O H c kJ mol) ( )→ ∆ ° = −2 286� /

A energia liberada na obtenção de 12,0 t de etano a partir dessa reação de hidrogenação é de a) 312 kJ. b) 260 kJ. c) 1,25 x 108 kJ. d) 1,04 x 108 kJ. e) 1,04 x 107 kJ.

251. (Mackenzie) A hidrogenação do acetileno é efe-tuada pela reação desse gás com o gás hidrogênio, ori-ginando, nesse processo, o etano gasoso, como mostra a equação química abaixo.

+ →C H 2 H C H2 2 2(g) 2 6(g)

É possível determinar a variação da entalpia para esse processo, a partir de dados de outras equações ter-moquímicas, por meio da aplicação da Lei de Hess.

�+ → +C H52

O 2 CO H O( )2 2(g) 2(g) 2(g) 2

∆ ° = −H 1301 kJ/molC

�+ → +C H72

O 2 CO 3 H O2 6(g) 2(g) 2(g) 2 ( )

∆ ° = −H 1561 kJ/mo lC

�+ →H12

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

∆ ° = −H 286 kJ/molC

Assim, usando as equações termoquímicas de com-bustão no estado-padrão, é correto afirmar que a varia-ção da entalpia para a hidrogenação de 1 mol de aceti-leno, nessas condições, é de a) – 256 kJ/mol. b) – 312 kJ/mol. c) – 614 kJ/mol. d) – 814 kJ/mol. e) – 3148 kJ/mol.

252. (Uftm) Células a combustível são dispositivos que geram energia elétrica a partir da reação dos gases hidro-gênio e oxigênio do ar. O gás hidrogênio, empregado para esta finalidade, pode ser obtido a partir da reforma cata-lítica do gás metano, que é a reação catalisada do metano com vapor d’água, gerando, ainda, monóxido de carbono como subproduto.

Dadas as reações de combustão,

CH g O g CO g H O g H kJ mol

CO g O g4 2 2 2

0 1

12 2

2 2 890( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( )

+ → + = − ⋅

+ →

−∆

CCO g H kJ mol

H g O g H O g H kJ mol2

0 1

21

2 2 20

284

241

( )

( ) ( ) ( )

∆

∆

= − ⋅

+ → = − ⋅

−

−11,

e considerando que seus valores de entalpia não se alteram na temperatura de reação da reforma, pode-se afirmar que a energia envolvida na reforma de um mol de gás metano, em kJ, é igual a a) +117. b) +365. c) +471.

d) –117. e) –365.

253. (Mackenzie) A hidrazina, cuja fórmula química é N2H4, é um composto químico com propriedades simila-res à amônia, usado entre outras aplicações como com-bustível para foguetes e propelente para satélites arti-ficiais. Em determinadas condições de temperatura e pressão, são dadas as equações termoquímicas abaixo.

I N N H H kJ mol

II

g g g. , /

.

( ) ( ) ( )

(

H

H

2 2 2 4

2

2 95 0+ → = +∆

gg g gO H O mol) ( ) ( ) , /+ → = −12 242 02 2 H kJ∆

117

A variação da entalpia e a classificação para o processo de combustão da hidrazina, nas condi-ções de temperatura e pressão das equações termo-químicas fornecidas são, de acordo com a equação

+ → +N H O N 2 H O2 4(g) 2(g) 2(g) 2 (g) , respectivamente,

a) – 579 kJ/mol; processo exotérmico. b) + 389 kJ/mol; processo endotérmico. c) – 389 kJ/mol; processo exotérmico. d) – 147 kJ/mol; processo exotérmico. e) + 147 kJ/mol; processo endotérmico.

254. (Ueg - modificado) Encontrei uma preta que estava a chorar, pedi-lhe uma lágrima para analisar. Recolhi-a com todo cuidado num tubo de ensaio bem esterilizado. Olhei-a de um lado, do outro e de frente: tinha um ar de gota muito transparente. Mandei vir os ácidos, as bases e os sais, as drogas usadas em casos que tais. Ensaiei a frio, experimentei ao lume, de todas as vezes deu-me o que é costume: nem sinais de negro, nem vestígios de ódio. Água (quase tudo) e cloreto de sódio.

Disponível em: <http://www.users.isr.ist.utl.pt/~cfb.Vds/v122.txt> Acesso em: 17 mai. 2007. [Adaptado].

As equações termoquímicas a seguir representam etapas de alguma forma relacionadas com a formação do cloreto de sódio.

Na(s) → Na(g) ∆H1Na(g) → Na+(g) + e- ∆H22Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl ∆H3Cl-(g) → Cl(g) + e- ∆H4Cl2(g) → 2Cl(g) ∆H5

Sobre esse assunto, é CORRETO afirmar: a) Na transformação Na(s) → Na(g) ∆H1 é a diferença

entre o calor de fusão e o de vaporização do sódio metálico.

b) A Lei de Hess estabelece que a variação de entalpia de uma transformação física ou química independe da temperatura e do número de etapas intermediárias em que o processo possa ser dividido. Como é uma propriedade de estado, seu valor depende apenas dos estados final e inicial.

c) É possível concluir que a reação Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) libera um calor sob pressão constante equivalente a ∆H4 + ∆H3/2 - (∆H1 + ∆H2 + ∆H5/2).

d) Se ∆H5 > ∆H4, então a reação Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(g) será endotérmica.

255. (Ufpr) O etanol (C2H5-OH) é um combustível ampla-mente utilizado no Brasil para abastecer o tanque de automóveis. Dados:

2C(grafite) + 3H2(g) + 1/2O2(g) → C2H5-OH(l) ∆H = -277,7 kJ

C(grafite) + O2(g) → CO2(g)∆H = -393,5 kJ

H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) ∆H = -285,8 kJ

Sobre a combustão completa de 1 mol de etanol em oxigênio suficiente para formar CO2(g) e H2O(g), de acordo com a estequiometria, é correto afirmar:

I. A variação de entalpia na reação de combustão é ∆H = -1366,7 kJ.

II. A combustão completa de 1 mol de etanol exige 3/2 mol de O2(g).

III. Se a combustão for desenvolvida em um meio com excesso de O2(g), produzirá mais calor do que na presença de oxigênio estequiométrico.

IV. A variação de volume observada na transformação do etanol em água e gás carbônico é positiva nas C.N.T.P.

V. A “Lei de Hess” determina que uma reação química pode ser descrita pela soma de duas ou mais reações adequadas.

Assinale a alternativa correta. a) Somente as afirmativas I, II e III são verdadeiras. b) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras. c) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. d) Somente as afirmativas I, IV e V são verdadeiras. e) Somente as afirmativas I, III e V são verdadeiras.

256. (Ufsj) Um dos principais componentes da chuva ácida é o ácido sulfúrico, o qual é formado pela reação do trióxido de enxofre com água. A origem do trióxido de enxofre na atmosfera é a combustão do enxofre, que ocorre segundo a sequência de reações a seguir:

+ → ∆ = −

+ → ∆ = −( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

S O SO H 297 kJ mol

2SO O 2SO H 196 kJ mols 2 g 2 g

0

2 g 2 g 3 g0

Com base nessas informações, é CORRETO afirmar que a) o calor liberado na combustão completa do enxofre é

395 kJ/mol. b) a combustão do SO2 é um processo endotérmico. c) são absorvidos 98 kJ/mol a cada mol de SO2 que

reage com O2.d) o valor de ∆Ho da reação total é – 493 kJ/mol.

257. (Pucrj) Dadas as reações termoquímicas de forma-ção de CO2 (reações 1a e 1b):

2C (s) + 2O2 (g) → 2CO2 (g)∆H0 = - 787 kJ reação 1a

2CO (g) + O2 (g) → 2CO2 (g) ∆H0 = - 566 kJ reação 1b

a) calcule a variação de entalpia para a formação de 1 mol de CO a partir da reação do carbono com o gás oxigênio, dada a seguir:

2C (s) + O2 (g) → 2CO (g)

b) calcule quantos mols de monóxido de carbono serão produzidos pela combustão completa de 2400 kg de carbono?

258. (Uem) O metanol é um líquido combustível que pode ser considerado como um substituto da gasolina. Ele pode ser sintetizado a partir do gás natural metano, de acordo com a reação a seguir.

2 CH4(g) + O2(g) → 2 CH3OH(l)

118

Considerando as equações a seguir e as afirmações acima, assinale o que for correto.

(Dados (massas molares em g/mol): H = 1; C = 12; O = 16)

CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2(g) ∆Ho = +206,1 kJ2 H2(g) + CO(g) → CH3OH(l) ∆Ho = -128,3 kJ2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ∆Ho = - 483,6 kJ

01) Entalpia de combustão de uma substância é o calor liberado na reação de combustão completa de 1 mol dessa substância, a 25 oC e 1 atm.

02) Uma reação exotérmica possui variação de entalpia padrão negativa.

04) Fusão e vaporização são exemplos de processos endotérmicos, enquanto solidificação e liquifação são exemplos de processos exotérmicos.

08) O calor de formação de 2 mols de metanol a partir do metano e do oxigênio a 25 oC e 1 atm é igual a - 328 kJ.

16) Considerando a reação de formação do metanol a partir de metano e de oxigênio a 25 oC e 1 atm, ao aquecer o sistema, favorece-se a produção de metanol, pois essa reação é exotérmica.

259. (Uff) Considere as informações:

I. A + B → C + D ∆H0 = - 10,0 kcalII. C + D → E ∆H0 = +15,0 kcal

Calcule o ∆Ho para cada uma das reações a seguir:a) C + D → A + Bb) 2C + 2D → 2A + 2Bc) A + B → E

260. (Ufpr) O fluoreto de magnésio é um composto inor-gânico que é transparente numa larga faixa de compri-mento de onda, desde 120 nm (região do ultravioleta) até 8 mm (infravermelho próximo), sendo por isso empre-gado na fabricação de janelas óticas, lentes e prismas.

Dados:

∆formHo (kJ · moℓ–1)Mg2+ (aq) – 467

F– (aq) – 335MgF2

(s) – 1.124

Mg2+ (aq) + 2 F– (aq) → MgF2 (s)

a) Escreva as equações químicas associadas às entalpias de formação fornecidas na tabela e mostre como calcular a entalpia da reação de formação do fluoreto de magnésio a partir de seus íons hidratados, utilizando a Lei de Hess.

b) Calcule a entalpia para a reação de formação do fluoreto de magnésio a partir de seus íons hidratados (equação fornecida nos dados acima), com base nos dados de entalpia de formação padrão fornecidos.

261. (Uepg) A seguir, são apresentadas as equações (I) de combustão do etanol; (II) de combustão do etileno; e (III) de obtenção do etanol a partir do etileno sob condi-ções adequadas.

I. C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ∆H = – 1.368 kJ/mol

II. C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆H = – 1.410 kJ/mol

III. C2H4 (g) + H2O (g) → C2O5OH (l)Com relação a essas reações, assinale o que for

correto. 01) As reações (I) e (II) são exotérmicas. 02) Nas reações (I) e (II), o valor da entalpia dos

produtos é menor que a dos reagentes. 04) Segundo a Lei de Hess, utilizando-se as equações

(I) e (II) é possível calcular a entalpia da reação do etanol a partir do etileno, de acordo com a equação (III).

08) O ∆H da reação (III) é de –42 kJ/mol. 16) Sabendo-se que a entalpia de formação da H2O é de

–286 kJ/mol e que a do C2H4 é 52 kJ/mol, a entalpia de formação do C2H5OH é de –276 kJ/mol.

262. (Uftm) O cloreto de cálcio é um composto que tem grande afinidade com água, por isso é utilizado como agente secante nos laboratórios químicos e como anti-mofo nas residências. Este sal pode ser produzido na rea-ção de neutralização do hidróxido de cálcio com ácido clorídrico. A entalpia dessa reação pode ser calculada utilizando as seguintes equações termoquímicas:

� ��

� ( )( ) ( )

+ → + ∆ = −

+ → ∆ = −

→ ∆ = −

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( )

CaO 2HC CaC H O H 186 kJ

CaO H O Ca OH H 65 kJ

Ca OH Ca OH H 13 kJ

s aq 2 aq 2

0

s 2 2 s0

2 s 2 aq0

a) Calcule a entalpia da reação de neutralização da solução de hidróxido de cálcio com solução de ácido clorídrico.

b) Calcule a energia envolvida na neutralização de 280 g de óxido de cálcio sólido com solução de ácido clorídrico. Essa reação é endotérmica ou exotérmica?

263. (Unesp) No processo de obtenção de hidrogênio molecular a partir da reforma a vapor do etanol, estão envolvidas duas etapas, representadas pelas equações químicas parciais que se seguem.

C2H5OH(g) + H2O(v) → 4H2(g) + 2CO(g)∆H = + 238,3 kJ · mol- 1

CO(g) + H2O(v) → CO2(g) + H2(g)∆H = - 41,8 kJ · mol-1

Considerando 100% de eficiência no processo, escreva a equação global e calcule a variação de entalpia total envolvida na reforma de um mol de etanol, usando a Lei de Hess. Mostre os cálculos necessários.

264. (Ufsm) Com base nas reações

I. I. 2 Na(s) + H2(g) + 2 C(graf.) + 3 O2(g) → 2 NaHCO3(s)

∆H = - 1901,6 kJ

II. 2 Na(s) + C(graf.) + 3/2 O2(g) → Na2CO3(s)∆H = -1130,7 kJ

III. C(graf.) + O2(g) → CO2(g)∆H = - 393,5 kJ

IV. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g)∆H = - 241,8 kJ

119

Assinale a alternativa que apresenta a entalpia da reação de decomposição do bicarbonato de sódio:

2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

( ) - 3667,6 kJ ( ) - 11901,6 kJ ( ) - 135,6 kJ ( ) + 135,6 kJ ( ) + 3667,6 kJ

265. (Ufmg) A produção de ácido nítrico é importante para a fabricação de fertilizantes e explosivos.

As reações envolvidas no processo de oxidação da amônia para formar ácido nítrico estão representadas nestas três equações:

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(l)∆H0 = - 1170 kJ/mol

2 NO2(g) → 2 NO(g) + O2(g) ∆H0 = 114 kJ/mol

6 NO2(g) + 2 H2O(l) → 4 HNO3(aq) + 2 NO(g)∆H0 = - 276 kJ/mol

a) ESCREVA a equação química balanceada da reação completa de produção de ácido nítrico aquoso, HNO3(aq), e água a partir de NH3(g) e O2(g).

b) CALCULE o ∆H0 da reação descrita no item “a”. (Deixe seus cálculos registrados, explicitando, assim, seu raciocínio.)

c) CALCULE a massa, EM GRAMAS, de ácido nítrico produzido a partir de 3,40 g de amônia. (Deixe seus cálculos registrados, explicitando, assim, seu raciocínio.)

Dados (massas molares em g/mol): N = 14; H = 1; O = 16.

266. (Unesp) A glicose, C6H12O6, um dos carboidratos provenientes da dieta, é a fonte primordial de energia dos organismos vivos. A energia provém da reação com oxigênio molecular, formando dióxido de carbono e água como produtos. Aplicando a Lei de Hess, calcule a ental-pia máxima que pode ser obtida pela metabolização de um mol de glicose.

Entalpias molares de formação, kJ · mol-1:

C6H12O6(s) = - 1270; CO2(g) = - 400; H2O(l) = - 290.

267. (Ufg) A variação de entalpia (∆H) é uma grandeza relacionada à variação de energia que depende ape-nas dos estados inicial e final de uma reação. Analise as seguintes equações químicas:

�

�

+ → + ∆ ° = −+ → ∆ ° = −

+ → ∆ ° = −

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

iii) H (g) 12 O (g) H O( ) H 296 kJ

3 8 2 2 2

2 2

2 2 2

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

268. (Uem) Dadas as reações abaixo, a 25 oC e 1 atm de pressão, assinale o que for correto.

N 3H 2NH H 9 kJ mol

H 12 O H O H 2

2 g 2 g 3 g

2 g 2 g 2

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

+ → = −

+ → = −

∆

∆

0

� 886 kJ mol

CO 2H O N CO NH 32 O H 631 kJ2 g 2 2 g 2 2 s 2 g( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ + → ( ) + = +� ∆ mmol

01) A reação que indica a produção de ureia a partir de dióxido de carbono, água e dinitrogênio é uma reação exotérmica.

02) A reação de produção de ureia e água a partir de 2 NH3(g) e CO2(g) possui variação de entalpia igual a – 137 kJ/mol.

04) A variação de entalpia na formação da água a partir de H2(g) e 1/2 O2(g) é negativa, pois há liberação de energia.

08) A entalpia padrão de formação da amônia é igual a – 45 kJ/mol.

16) As entalpias de H2(g) e de O2(g) são iguais a zero.

269. (Ufpr) A dissolução de sais pode provocar varia-ções perceptíveis na temperatura da solução. A entalpia da dissolução de KBr(s) pode ser calculada a partir da Lei de Hess. A seguir são fornecidas equações auxiliares e respectivos dados termoquímicos:

I K aq K g H kJ mol

II Br aq( ) ( ) → ( ) = ⋅

( ) (+ + −

−

∆ 321 1

)) → ( ) = ⋅

( ) ( ) → ( ) +− −

+

Br g H kJ mol

III KBr s K g Br

∆ 337 1

−− −( ) = ⋅g H kJ mol ∆ 669 1

Utilizando os dados termoquímicos fornecidos, responda:a) A dissolução do brometo de potássio em água é um

processo endotérmico ou exotérmico?b) Qual o valor da entalpia em kJ · mol-1 da dissolução

do brometo de potássio?c) Ao se dissolver 1 mol de brometo de potássio em

881 g de água a 20 oC, qual o valor da temperatura final? Considere que não há troca de calor com as vizinhanças e a capacidade calorífica da solução salina é 4,18 J · g-1K-1. Dados: M (g · mol-1) K = 39,09; Br = 79,90.

270. (Uerj) Mudanças de estado físico e reações químicas são transformações que produzem variações de energia.

As equações termoquímicas a seguir exemplificam algumas dessas transformações e suas correspondentes variações de energia ocorridas a 25 oC e 1 atm.

I) H2O (l) → H2O (v) ∆H = 44,0 kJ × mol-1

II) C2H5OH (l) → C2H5OH (v) ∆H = 42,6 kJ × mol-1

III) C2H5OH (l) + 3O2 (g) →→ 2CO2(g) + 3 H2O (l) ∆H = -x kJ × mol-1

IV) C2H5OH (v) + 3O2 (g) →→ 2CO2(g) + 3 H2O (v) ∆H = -y kJ × mol-1

a) Classifique a equação I quanto ao aspecto termoquímico e identifique o tipo de ligação intermolecular rompida na transformação exemplificada pela equação II.

b) Com base na Lei de Hess, calcule a diferença numérica entre a quantidade de calor liberada pela reação III e a quantidade de calor liberada pela reação IV.

120

Gabarito106. E

107. D

108. C

109. B

110. 60

111. 20

112. 25

113. a) 500 Lb) 100 g de NaCl / pessoac) A água do mar evapora. O sal continua dissolvido na água do mar. A água da chuva é devida á água existente na atmosfera, praticamente isenta de sal.

114. 50 mL

115. C

116. B

117. E

118. E

119. a)

5,0 mLV1C1

50 mLV2C2

10 mLV3C3

25 mLV4C4

etanolDiluição 1 Alíquota Diluição 2

Na diluição 1, o volume aumento 10 vezes e a concentra-ção de capsaicina fi cou 10 vezes menor.Na diluição 2, o volume aumentou 2,5 vezes e a concen-tração de capsaicina fi cou 2,5 vezes menor.A concentração de capsaicina na solução de 5,0 mL será 10 × 2,5 = 25 vezes maior que na solução fi nal.V1C1 = V2C25,0 · C1 = 50 · C2C2 = 0,1 · C1C2 = C3 = 0,1 C1

V3C3 = V4C410 · 0,1 · C1 = 25 · C4C1 = 25 · C4

b) A quantidade de cada soluto presente no sistema é determinada a partir da área sob cada pico.

Pico A

A = b h⋅ = ⋅ =2

3 12

1,5 unidades arbitrárias

Pico B

A’ = b h⋅ = ⋅ =2

2 32

3 unidades arbitrárias

Como foi dito no texto que a concentração da capsai-cina é a metade da de di-hidrocapsaicina, temos:

A → capsaicinaB → di-hidrocapsaicina

O instrumento utilizado poderia ser um cromatógrafo.

120. E

121. D

122. A

123. A

124. E

125. D

126. C

127. C

128. B

129. B

130. A

131. B

132. B

133. 01 + 02 + 04 + 08 = 15.

134. E

135. a) 1 L 0,05 mol (NaClO) 1 L 0,05 x 74,5 g (NaClO) 10 L m m = 37,25 g

b) 0,05 mol · L– 1 · 500 mL = 5 · 10 3 mol · L– 1 · Vf Vf = 5000 mLc) c = 0,1 mol · L– 1 · 74,5 g · mol–1 = 7,45 g · L– 1 136. D

137. D

138. E

139. C

140. B

141. A

142.

C6H8O7 → 3H+ + C6H5O7

3NaOH →3Na+ + 3OH

Equação global:

C6H8O7 + 3NaOH → 3H2O + C6H5O7Na3

30 mL de uma solução de NaOH 0,1 mol/L:

0,1 mol 1000 mL

n(NaOH) 30 mL

n(NaOH) = 0,003 mol

C6H8O7 + 3NaOH → 3H2O + C6H5O7Na3

121

1 mol 3 mols

0,001 mol 0,003 mol

0,001 mol (C6H8O7) = 0,001 x 192 g = 0,192 g.

0,384 g 100 % da amostra

0,192 g % (m/m)

% (m/m) = 50 %. 143. a) 6,24 mol/lb) 8,74 %

144. a) Reação química:HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

b) 0,500 mol NaOH 1000 mL n 12 mLn = 0,006 mol de NaOH.

c) HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) 0,006 mol 0,006 molMolaridade (HCl) = 0,006 mol/0,010 L = 0,6 M

Com a diluição o número de mols do ácido é constante, então:M(antes)V(antes) = M(depois)V(depois)M(antes) x 0,01 = 0,6 x 0,05 M(antes) = 3,00 mol L– 1

145. a) 2 gb) Adicionando água até completar 1 L a 100 mL da solu-ção inicial.c) 20 mL 146. a) HNO3 + NaOH → H2O + NaNO3b) 0,06 mol · L– 1c) 50 % 147. a) A solução aquosa de cloreto de sódio não pode ser utilizada como soro fi siológico, pois a porcentagem do NaCl na solução é 1,17%, maior que 0,90%.b) 0,29 g

148. a) Al(OH)3(aq)+3HCl(aq) → → AlCl3(aq)+3H2O(l)b) V = 0,03 L ou 30 mL

149. Teremos:

NaOH 1,0 mol/L

Vinagre 25 mL48% (m/V)

4,8 % (m/V):

100 mL 4,8 g de ácido acético 25 mL mm = 1,2 g de ácido acético

1 mol de NaOH (40,0 g) neutraliza 1 mol de ácido acético (60,0 g), logo:40,0 g 60,0 g m’ 1,2 gm’ = 0,8 g de NaOH

Como em uma análise utiliza-se 0,8 g de NaOH, em 264 análises serão consumidos (264 x 0,8 g) 211,20 g de NaOH.

150. C

151. E

152. E

153. B

154. C

155. E

156. A

157. E

158. C

159. E

160. B

161. V F F F V

162. D

163. D

164. A

165. a) Observe a fi gura a seguir:

Bureta

Erlenmeyer

b) 3,99 % 166. B

167. C

168. C

169. D

170. B

171. A

172. B

173. A

174. B

175. A

176. A

177. Como o DH < 0 concluímos que a reação é exotérmica.

178. 02 + 04 = 06.

179. Teremos:

a) Reação balanceada de combustão completa do etanol:

+ → +1 C H O 3O 2CO 3H O2 6 2 2 2

122

b) Energia produzida, na forma de calor, pela combustão de 1 kg de etanol:

+ → + ∆ = −

=

1 C H O 3O 2CO 3H O H 295 kcal46 g 295 kcal liberados

1000 g EE 6.413,04 kcal

2 6 2 2 2

c) Massa de CO2 produzida pela combustão completa de 46 g de etanol:

��� ��

+ → +×

=

1 C H O 3O 2CO 3H O46 g 2 44 g

m 88 g

2 6 2 2 2

88 g

CO2

180. a) C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

b) 46 g (C2H6O) 1,37 × 103 kJ (liberado) 460 g (C2H6O) EE = 13,7 × 103 kJ.

c) O aumento da concentração de CO2 provocaria um aumento do efeito estufa, ou seja, haveria maior absor-ção de energia solar em consequência da elevação na quantidade de moléculas na atmosfera. Com isso a tem-peratura dos ecossistemas aumentaria.

181. São necessários de 2,5 a 3,0 sanduíches para fornecer

a um adulto 2 500 kcal a 3 000 kcal diárias.- O princípio que fundamenta essa resposta é o da con-servação da energia.- Fatores que influem no valor da variação de entalpia da reação de combustão de carboidratos, de lipídios e de proteínas: quantidades de reagentes e de produtos ou temperatura.

182. É um processo endotérmico, ocorre com absorção de

energia na presença de luz e converte gás carbônico em carboidratos.

183. a) 2NH4ClO4 → N2 + 2O2 + Cl2 + 4H2O

b) 6NH4ClO4+8Al →→ 3N2+3Cl2+12H2O+4Al2O3c) 2NH4ClO4+8/3Al →→ N2+Cl2+4H2O+4/3Al2O3 1 mol de Al2O3 – 1,68 x 103 kJ 4/3 mol de Al2O3 X X = – 2,24 x 103 kJ (calor liberado a mais)

184. 0,124 kJ

185. a) A evaporação de água na superfície do recipiente é um processo endotérmico, ou seja, apresenta variação e entalpia positiva. Dessa forma, quando ocorre a evapora-ção, a água absorve calor do recipiente para a mudança de estado. O recipiente então, com temperatura infe-rior à do líquido interno acaba absorvendo calor desse líquido, o que provoca seu resfriamento.

b) A opção correta é a [2]. A vaporização ocorre de forma espontânea com as moléculas que apresentam maior grau de agitação, ou seja, maior energia cinética. Num sistema de muitas partículas (água líquida) as ener-gias cinéticas individuais não são as mesmas. Apenas as moléculas com maior energia cinética conseguem se libertar da superfície do líquido atingindo assim a fase de vapor.

c) Cálculo do calor perdido pelo sistema Água + Recipiente:

( ) ( )+ = × × − ° + × × − ° =

= − − = −

Q Q 2000 4, 2 1 C 2000 0,92 1 C

8400 1840 10.240J.água recipeinte

Assim, durante o resfriamento do sistema água + reci-piente, foram liberados 10.240J.

Cálculo da massa de água que sofreu evaporação a partir da entalpia de evaporação.1 2400

102404 27

2g de H O evaporada Jm J

m g de água� , .

A massa de água calculada sofreu evaporação devido à absorção de calor do sistema água + recipiente. No entanto, podemos considerar também a absorção de calor do próprio ambiente, que também resulta na eva-poração de uma massa adicional de água.

186. a) Energia (ingestão de carboidratos) = (36 + 35 + 33 + 5 x 11) x 17 = 2703 kJEnergia (ingestão de proteínas) = (31 x 4,1 + 2,20) x 17 = 634,1 kJEnergia (ingestão de lipídeos) = (32 + 15 + 11) x 38 = 2204 kJEnergia total = (2703 + 634,1 + 2204) = 5541,1 kJCalculo do percentual de VDE:

=

8400 kJ 100%5541, 1 kJ pp 66 %

b) Quantidade de sódio na refeição = (1,22 + 0,31 + 0,18) = 1,71 g.Massa molar do NaCl = 58,5 g/mol.Massa molar do Na = 23 g/mol.

�

=

NaC Na58, 5 g 23 g

m 1,71 g

m 4, 35 g de sal.

O consumo diário máximo de sal comum não foi atin-gido com essa refeição.

187. B

188. a) Metabolismo aeróbico:1 mol de glicose: 38 x 8 = 304 kcal.Oxidação completa de um mol de glicose: 673 kcal.A taxa de aproveitamento é dada por:673 kcal ----- 100 % (aproveitamento)304 kcal ----- pp = (304 × 100)/673 = 45,17 % = 45 %.

123

b) Consumo total de energia = 15,2 min × 10 kcal /min = 152 kcal. Como 1 mol de glicose no metabolismo aeróbico fornece 304 kcal, então teremos:1 mol de glicose 180 g 304 kcal x 152 kcalx = 90 g de glicose.

189. O calor liberado é 352 × 103 kJ.

190. B

191. B

192. C

193. (02) + (16) + (32) = 50

194. B

195. D

196. C

197. C

198. B

199. C

200. 01 + 04 + 16 = 21

201. C

202. C

203. B

204. E

205. D

206. a) Equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a C60:

� �+ → +10C H ( ) 15O (g) 30H O( ) C (s)6 6 2 2 60

b) Teremos:� �

� ��� ��� � ����� �����

+ → ++ − +

∆ = −

∆ = − + − + +∆ = −∆ = −

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 CH 674, 3 kJ / mol C H

6 6 2 2 60

HRe agentes HPr odutos

Pr odutos Re agentes

60

6 6

207. a) Teremos as seguintes equações de combustão:Para o metanol:

� �+ → +

− − −∆ = − + − − − +∆ = −

CH OH( )32

O (g) CO (g) 2H O( )

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

3 2 2 2

=

32 g 638, 5 kJ liberados1 g E

E 19,95 kJ liberadosMetanol

Metanol

Para o etanol:

� �+ → +− − −∆ = − + − − − +∆ = −

C 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

2 5 2 2 2

=

46 g 1234,7 kJ liberados1 g E

E 26,84 kJ liberadosEtanol

Etanol

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 cir-cuito, então:

= =

=

=

5 L 5000 mL; d 0,80 g / mL.1 mL 0,80 g

5000 mL mm 4000 g

1 g(e tanol) 26,84 kJ liberados4000 g(e tanol) EE 107.360 kJ

etanol

etanol

etanol

208. Reação de hidrogenação do benzeno líquido ao cicloe-xano líquido:

� �+ →+ −∆ = −

∆ = − − + = −−

= −

C H ( ) 3H (g) C H ( )49 kJ 0 155 kJ (para 3 mols de H )H H H

H 155 kJ ( 49 kJ ) 204 kJ3mols H 204 kJ1 mols H EE 68 kJ

6 6 2 6 12

2

produtos reagentes

2

2

O calor liberado será de 68 kJ por mol de H2.

209. Para obteremos a equação global, devemos:

1º) Inverter a primeira equação.2º) Manter a segunda equação e multiplicar por cinco.3º) Multiplicar a terceira equação por seis.

Teremos:�

�

+ → + ∆ = +

+ → ∆ = × −

+ → ∆ = × −

+ →

∆ = ∆ + ∆ + ∆∆ = + + × − + × − = −

5CO (g) 6H O( ) C H (g) 8O (g) H 3537 kJ

5C(grafite) 5O (g) 5CO (g) H 5 ( 394 kJ)

6H (g)62

O (g) 6H O( ) H 6 ( 286 kJ)

5 C(grafite) 6 H C H (g)

H H H H

H 3537 kJ 5 ( 394 kJ) 6 ( 286 kJ) 149 kJ

2 2 5 12 2 1

2 2 2

2 2 2 3

2 5 12

Total 1 2 3

Total

124

210. a) A partir da equação química (6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g)) podemos calcular a variação de entalpia.

∆

∆

H H H H

H

reação f C H O f CO f H O

reação

0 0 0 0

06 12 6 2 2

6 6

1275 6

= − +( )= − −

, , ,

−−( ) + −( ) = − − −( )=

394 6 286

1275 4080

2805

0

0

∆

∆

H

H kreação

reação JJ

=

Para 1 m :6 mol CO 2.805 kJ6 x 44 g 2.805 kJ

m 34.000 kJ

m 3200 g

2

2

CO2

CO2

b) Teremos:

6 28056 32 2805

34 000

2327

2

22

22

2

mol O kJx g O kJ

m kJ m

m g mO

O

. ⋅

= ⋅

−

−

211. A partir da equação de combustão de um mol de metano, vem:

1 2 1 24 2 2 2CH g O g CO g H O gzero

Hinicial

( ) ( ) ( ) ( )

,

+ → + ∆∆ °

HH

r

f CH4� ���� ����� � ������ ������∆ ° ×∆ °

∆ = −

( )H H

H

f CO2 f H2O g

r

, ,2

Hfinal

final iH H nnicial

∆ = ∆ ° + ×∆ ° − ∆ ° +

∆ = ∆ °( )H H H H

H Hr f CO2 f H2O g f CH4

r f C

( ) ( ), , ,

,

2 0

OO2 f H2O g f CH4

f CH4 f CO2 f H2O g

H H

H H H

+ ×∆ ° −∆ °

∆ ° = ∆ ° + ×∆ ° −( )

( )

2

2, ,

, , , ∆∆Hr

212. a) Teremos:

+ → + ∆ = − ⋅

×= ×

−

−

−

X(g) 3O (g) Y(s) 3H O(g); H 2035 kJ mol27,7 g 2035 kJ (liberados)

1,0 10 g E kJ (liberados)

E 73, 47 10 kJ

2 2 c0 1

3

3

b) Teremos:

+ → + ∆ = − ⋅

×= ×

−X(g) 3O (g) Y(s) 3H O(g); H 2035 kJ mol1,0 mol 2035 kJ (liberados)

1,0 10 mol E' kJ (liberados)

E' 203, 50 10 kJ

2 2 c0 1

2

3

125

c) Teremos:

X g O g Y s H O g

moléc( ) ( ) ( ) ( );

,

+ → + = − ⋅

×

−3 3 2035

6 02 102 2

0 1

23

H kJ mol∆

cculas kJ liberados

moléculas E kJ liberadosE

2035

2 6 1022

( )

, '' ( )'

×

'' ,= 87 89 kJ

d) Teremos:

+ → + ∆ = − ⋅

+ → + ∆ = − ⋅

=

+ → + ∆ = − ⋅

=

−

−

−

X(g) 3O (g) Y(s) 3H O(g); H 2035 kJ mol27,7 g 96 g 2035 kJ (liberados)

10,0 g 10,0 g E kJ (liberados)

(excesso)

X(g) 3O (g) Y(s) 3H O(g); H 2035 kJ mol27,7 g 96 g

m 10,0 gm 2,89 g

Então :X(g) 3O (g) Y(s) 3H O(g); H 2035 kJ mol

27,7 g 2035 kJ (liberados)2, 89 g E'''' kJ (liberados)

E'''' 212, 32 kJ

2 2 c0 1

2 2 c0 1

X

X

2 2 c0 1

213. E

214. B

215. A

216. C

217. A

218. ∆H = 337,2 kcal

219. B

220. ∆H = - 97,8 kJ × mol -1Observe a figura a seguir:

O

O O

S ou

O

O O

S

221. a) C5H8N4O12 → 2CO + 3CO2 + 2N2 + 4H2O

b) Massa faltante de oxigênio = - 32 g.

Balanço = −

32316

x 100 = - 10,12 %.

c) ∆H = - 1832 kJ/mol.d) No intervalo de - 80% a 0 %, quanto maior a quantidade de oxigênio no explosivo, maior a quantidade de calor liberado. A partir daí diminui a libe-ração de calor.

222. a) 80%b) Na amostra contendo etanol e água. O etanol apresenta maior polaridade.

223. a) 2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Feb) 2 mols de óxido de ferro III liberam 406,4 kcal.c) Como o ∆H0 da reação é negativo, a reação é exotérmica.

224. a) A quantidade de energia libe-rada será de 1970 kJ, ou seja, ∆H = – 1970 kJ.b) d = m/vv(sílica pura) = m/d = 300/2,2 = = 136,36 cm3

Fazendo, v(sílica pura) = v e diâmentro = D, teremos:v = [(π × D2)/4] × comprimentocomprimento = 136,36 × 4/π(6 × 10 3)2

comprimento = 4,83 × 106 cm = 4,83 × 104 m.O comprimento da fibra esticada será de 4,83×104 m

225. B

226. C

227. E

228. a) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)Produtos gasosos = 3 molsReagentes gasosos = 3 molsQ = 3 mols/3 mols = 1

CH3NO2(g) + 3/4 O2(g) →CO2(g) + 3/2 H2O(g) + 1/2 N2(g)Produtos gasosos = 3 molsReagentes gasosos = 1,75 molsQ = 3 mols/1,75 mols = 1,71

b) CH3NO2 + 0,75O2 → CO2 + 1,5H2O + 0,5N2

∆H0 (comb) = H(produtos) - H(reagentes)∆H0 (comb) = [ – 394 – 363] – [ – 75] = – 682 kJ

c) A partir da equação de combustão, temos:1 mol (CH3NO2) 682 kJ (calor liberado)1,7 mol (CH3NO2) EE = 1159,4 kJ

d) O nitrometano imprime maior potência a um motor, pois a energia liberada na queima de um mol desse combustível é maior do que a liberada por um mol de metano e, além disso, de acordo com o valor de Q, percebe-mos que o nitrometano apresenta um quociente maior e utiliza menor quan-tidade de gás oxigênio na combustão.

229. a) O tipo de carvão lignito deve apre-sentar o menor poder calorífico, pois, tem a menor porcentagem em massa de carbono não volátil. Então, uma unidade de massa de lignito apresen-

126

tará 0,302 unidade de massa de carbono não volátil que é uma quantidade menor do que a dos outros tipos de car-vão. Observe:Antracito: 0,84 unidade de massa.Betuminoso: 0,658 unidade de massa.Antracito: 0,84 unidade de massa.Sub-betuminoso: 0,403 unidade de massa.Lignito: 0,302 unidade de massa.

b) Além do CO e do CO2, ocorrerá a liberação de SO2 devido à combustão da pirita (FeS2). Consequente-mente o carvão que apresentar maior teor de pirita, ou seja, o carvão betuminoso, liberará maior quantidade de poluentes.

c) Formação do gás poluente:2FeS2(s) + 5O2(g) → 2FeO(s) + 4SO2(g).

d) Calor liberado na combustão completa de 1,00 x 103 kg de antracito:

De acordo com a tabela, a porcentagem em massa de car-bono no antracito é de 84 %. Então:100 kg (antracito) ----- 84 kg de carbono1,00 x 103 kg (antracito) ----- m(C)

m(C) = 840 kg = 840 x 103 g.CO2 (formação) = – 400 kJ/mol, então:

C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 400 kJ/mol 12 g 400 kJ (liberados)840 x 103 g XX = 2,8 x 107 kJ.

230. a) ∆H0f (H2O) = - 242 kJ/mol de H2O(l).

b) Sim, pois o CO2 e CH4 são liberados no processo de fer-mentação, logo eles contribuem para o efeito estufa.c) x = 19,72 mol. 231. M(C6H12O6) = 180g/mol; M(CO2) = 44g/mol

6CO2(g) + 6H2O(l) → 1C6H12O6(s) + 6O2(g) 6 mols 1 mol 6 mols

180 g 6 × 25 L900 g VV = 750 L de O2

6 × 44 g 180 g m 900 gm = 1320 g de CO2

- As queimadas produzem entre outras substâncias, fuli-gem, monóxido de carbono e CO2. Com o desmatamento diminui a absorção do CO2 pela vegetação e o processo de fotossíntese diminui. Ocorre um aumento na con-centração de CO2 na atmosfera contribuindo para o efeito estufa.

– C6H12O6 → 6C + 6H2O– 1250kJ 0kJ 6(- 285kJ)

∆H = ∑∆H [f(produtos)] – ∑∆H [f(reagentes)]∆H = – 1710 kJ – (– 1250 kJ)∆H = – 460 kJ

Combustão completa da glicose:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

∆H(I) = – 2800 kJ

Glicose transformada em carvão:

C6H12O6 → 6C + 6H2O

∆H(II) = – 460 kJ

Combustão completa do carvão:

6C + 6O2 → 6CO2 ∆H(III) = – 2340kJ

0kJ 0kJ 6 (– 390kJ)

Temos o seguinte diagrama:

– 1.250

∆HII= – 460 kJ

∆HII= – 2.800 kJ

∆HIII= – 2.340 kJ

Entalpia (kJ)

C6H12O6 + 6 O2

6 C + 6H2O + 6 O2

6 CO2 + 6H2O

– 1.710

– 4.050

Como o carvão vegetal possui maior teor de carbono, a sua capacidade calorífica é maior do que a da lenha.

232. A

233. E

234. A

235. A

236. B

237. B

238. D

239. B

240. C

241. B

242. D

243. Número de oxidação do carbono = +4.Hidrólise da ureia:

(NH2)2CO + H2O → 2 NH3 + CO2 ∆H = (4 × 390) + (2 × 305) + (800 × 1) + (2 × 460) – (6 × 390) – (2 × 800) = – 50 kJ · mol –1 244. a) De acordo com o diagrama fornecido podemos obter as entalpias de formação dos compostos mencionados no texto.

Reação 1:C2H4(g) + 1/2 O2 (g) → C2H4O(g) ∆H1 = – 25 kcal 13 kcal 0 x

∆H1 = HPRODUTOS – HREAGENTES– 25 kcal = x – (13 kcal + 0)x = – 12 kcal

127

Reação 2: C2H4O(g) + H2O(g) → HOCH2CH2OH(g) ∆H2 = ? – 12 kcal – 58 kcal – 110 kcal

∆H2 = HPRODUTOS – HREAGENTES

∆H2 = – 110 kcal – (– 12 kcal + (– 58 kcal)) = – 40 kcal.∆H2 = – 40 kcal (calor envolvido na reação 2).

b) A partir da equação fornecida no texto, teremos:C2H4 (g) → 2C (g) + 4 H (g) ouH2C=CH2 (g) → 2C (g) + 4 H (g) ∆H = 547 kcal

Teremos a quebra de 4 ligações simples (do tipo C – H) = 4(100 kcal) = + 400 kcalTeremos a quebra de 1 ligação dupla (do tipo C = C) = 1(x)A energia total envolvida no processo será dada pela soma:

+ 400 kcal + x = 547 kcal → x = 147 kcal/mol de ligação C=C.Conclusão, ELigação C=C = + 147 kcal.

245. a) I. ∆H = – 184 kJ; II. ∆H = – 78 KJ.

b) A reação mais favorável é aquela mais exotérmica, portanto, a reação I.

246. a) (C2H4O)nb) C3H6 + 4,5O2 → 3CO2 + 3H2O

Total de ligações rompidas: 1379 kcal. Total de ligações formadas: 1734 kcal. ∆H = 1379 - 1734 = - 355 kcal/mol.

247. C

248. C

249. A

250. C

251. B

252. A

253. A

254. C

255. D

256. A

257. a) A reação 2 pode ser obtida pela soma da reação 1a e a inversa da reação 1b, mostrado a seguir:

(1a) 2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H0 = - 787 kJ

(1b) 2CO2(g) → 2CO(g) + O2(g) ∆H0 = + 566 kJ

2C(s) + O2(g) → 2CO(g) ∆H0 = - 221 kJ

para a formação de 1 mol de CO(g) a variação de entalpia seria então a metade do valor: - 110,5 kJ.

b) A reação e completa e a estequiometria da reação é 1 mol C para 1 mol CO2. Assim, se 2400 kg de C equivalem a 200.000 mols de C, tem-se a formação de 200.000 mols de CO.

258. 15

259. a) C + D → A + B ∆H0 = + 10,0 kcalb) 2C + 2D → 2A + 2B ∆H0 = 2(+10,0) ∆H0 = + 20,0 kcalc) A + B → C + D ∆H1 = - 10,0 kcal C + D → E ∆H2 = + 15,0 kcal A + B → E ∆H0 = + 5,0 kcal

128

260. a) A partir da tabela obtemos as seguintes equações:

Mg s Mg aq e H H k mol inverter

F g e

formo( ) ( ) ( )

( )

→ + = − ⋅

+

+ − −2 1

2

2 46712

1

∆

−− − −→ = − ⋅1 335 21F aq H H k mol inverter e multiplicar por

Mg

formo( ) ( )∆

(( ) ( ) ( ) ( )s F g MgF s H H k mol manterformo+ → = − ⋅ −

2 211124∆

Mg aq e Mg s H H k mol

F aq F g e Hform

o

f

2 1

2

2 467

2 2

+ − −

− −

+ → = + ⋅

→ +

( ) ( )

( ) ( )

∆

∆ oormo

formo

H k mol

Mg s F g MgF s H H k mo

= + ⋅

+ → = − ⋅

−2 335

1124

1

2 2

( )

( ) ( ) ( ) ∆ ll

Mg aq F aq MgF s

H

Global

total

−

+ −+ →

= + + +

1

222

467 2 335

( ) ( ) ( )

( (∆ )) )− = +1124 13kJ kJ

b) Teremos:

� ����� ����� ��� ��

+ →− − −

∆ = −

∆ = − − − + − = +

+ −Mg (aq) 2F (aq) MgF (s)467 kJ 2( 335) kJ 1124 kJ

H H H

H 1124 ( 467 2( 335)) 13 kJ

22

HRe agentes HPr odutos

Pr odutos Re agentes

261. 01 + 02 + 04 + 08 + 16 = 31.

262. a) Aplicando a Lei de Hess, vem:

� ��

� ( )( ) ( )

+ → + ∆ = −

+ → ∆ = −

→ ∆ = −

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( )

CaO 2HC CaC H O H 186 kJ (manter)

CaO H O Ca OH H 65 kJ (inverter)

Ca OH Ca OH H 13 kJ (inverter)

s aq 2 aq 2

0

s 2 2 s0

2 s 2 aq0

Então,

� �

� �

�

�

�

( )( ) ( )

( )

+ → + ∆ = −

→ + ∆ = +

→ ∆ = +

+ → +

∆ = ∆ + ∆ + ∆ = − + + = −

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

CaO 2HC CaC H O H 186 kJ

Ca OH CaO H O H 65 kJ

Ca OH Ca OH H 13 kJ

2HC Ca OH CaC 2H O

H H H H 186 65 13 108 kJ

s aq 2 aq 20

1

2 s s 20

2

2 aq 2 s0

3

aq 2 aq 2 aq 2

final0

10

20

3

b) A partir da primeira reação � ��

+ → +( ) ( ) ( ) ( )CaO 2HC CaC H Os aq 2 aq 2 , teremos:

� ��

+ → + ∆ = −

= ⇒

( ) ( ) ( ) ( )CaO 2HC CaC H O H 186 kJ

56 g 186 kJ (liberados)280 g EE 930 kJ Reação exotérmica.

s aq 2 aq 2

(liberada)

263. Temos:C2H5OH(g) + H2O(v) → 4H2(g) + 2CO(g)∆H = + 238,3 kJ · mol–1

129

CO(g) + H2O(v) → CO2(g) + H2(g)∆H = - 41,8 kJ · mol– 1

Para obtermos a equação global etanol devemos multiplicar por dois a segunda etapa e somar com a primeira:

C2H5OH(g) + H2O(v) → 4H2(g) + 2CO(g) ∆H = + 238,3 kJ · mol–1

2CO(g) + 2H2O(v) → 2CO2(g) + 2H2(g) ∆H = (2 × - 41,8) kJ · mol –1

C2H5OH(g) + 3H2O(v) → 2CO2(g) + 6H2(g) (equação global)

Aplicando a lei de Hess, ou seja, somando os dois valores de ∆H, teremos a variação de entalpia total:

∆H(total) = + 238,3 - 2 x 41,8 = + 154,7 kJ · mol– 1.

264. D

265. a) Somando a primeira equação com a segunda, multiplicada por três, mais a terceira, teremos:

4NH3 + 8O2 → 4H2O + 4HNO3.

b) Somando o ∆H da primeira equação com o da segunda, multiplicado por três, mais o ∆H da terceira equação, teremos:

∆H(total) = - 1170 + 3(- 114) - 276 = - 1788 kJc) 4NH3 + 8O2 → 4H2O + 4HNO3 4 × 17 g 4 × 63 g 3,40 g m m = 12,6 g 266. Aplicando a Lei de Hess, teremos:

6C + 6H2 + 3O2 → 1C6H12O6 ∆H1 = – 1270 kJ · mol –1

C + O2 → 1CO2 ∆H2 = – 400 kJ · mol– 1

H2 + 1/2O2 → 1H2O ∆H3 = – 290 kJ · mol– 1Invertendo a primeira equação, multiplicando a segunda e a terceira por seis e somando as três etapas, teremos a global:1C6H12O6 → 6C + 6H2 + 3O2 ∆H1 = +1270 kJ.mol–1

6C + 6O2 → 6CO2 ∆H2 = – 6 x 400 kJ · mol –1

6H2 + 3O2 → 6H2O ∆H3 = – 6 x 290 kJ · mol–1

1C6H12O6 → 6CO2 + 6H2O (global)∆H(global) = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 ∆H(global) = +1270 – (6 x 400) – (6 x 290)

∆H(global) = – 2870 kJ · mol– 1

267. Teremos, de acordo com a Lei de Hess:

�

�

+ → + ∆ ° = −+ → ∆ ° = − ×

+ → ∆ ° = − ×

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)

iii) H (g) 12 O (g) H O( ) H 296 kJ ( 4)

3 8 2 2 2

2 2

2 2 2

�

�

+ → + ∆ ° = +

+ → ∆ ° = −

+ → ∆ ° = −

+ → ∆ = ∆ ° + ∆ ° + ∆ °∆ = + + − + −∆ = −

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

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

iii) 4H (g) 2O (g) 4H O( ) H 4( 286) kJ

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

H 2.220 kJ 3( 394) kJ 4( 286) kJH 106 kJ

2 2 3 8 2 1

2 2 2

2 2 2 3

2 3 8 1 2 3

130

268. 02 + 04 + 08 + 16 = 30.

269. a) Dissolução do brometo de potássio: → ++ −KBr K Br(s)

H2O(aq) (aq)

. Invertendo as equações (I) e (II) e mantendo a (III), vem:

I K K H kJ mol

II Bg aq I( ) → = − ⋅

( )

+( )

+( )

−

∆ 321 1

rr Br H kJ mol

III KBrg aq II

s

−( )

−( )

−→ = − ⋅

( )

∆ 337 1

(( )+( )

−( )

−

( )+( )

−

→ + = ⋅

→ +

K Br H kJ mol

KBr K Br

g g III

s aq aq

∆ 689 1

(( ) = − − + = +

= +

∆

∆

H kJ

H kJ a dissolução do KBr é um proce

321 337 689 31

31 ; ssso endotérmico.

b) O valor da entalpia da dissolução do brometo de potássio é de 31 kJ · mol-1.

c) Sabemos que Q = m . c . ∆T, então:Q = 31.000 JMassa de 1 mol KBr = 39,09 + 79,90 = 118,99 gMassa de água = 881 gMassa total = 881 + 118,99 = 999,99 g = 1.000 gc = 4,18 J · g-1 K-1

Então,Q m c T31.000 999,99 4, 18 T

T 7, 42 C;como o processo é endotérmico(absorve calor) T 7, 42 CT T T

7, 42 T 20 T 12, 58 C

o o

final inicial

final finalo

= × × ∆= × × ∆

∆ = ⇒ ∆ = −∆ = −

− = − ⇒ =

270. a) Classificação: endotérmica. Ligação rompida: ligação de hidrogênio ou pontes de hidrogênio.

b) Observe os cálculos a seguir:equação I×3: 3 H2O (l) → 3 H2O (v) ∆H = 3×44,0 kJ × mol-1

equação III repetida: C2H5OH (l) + 3O2 (g) → 2CO2(g) + 3 H2O (l) ∆H = -x kJ × mol-1

equação II invertida: C2H5OH (v) → C2H5OH (l) ∆H = -42,6 kJ × mol-1

C2H5OH (v) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 3 H2O (v) ∆H = -y = (132,0 - 42,6 - x) kJ × mol-1

Logo: - y = 89,4 - x ⇒ x - y = 89,4 kJ × mol-1.