lista 09 - termoquímica

Curso Semi-extensivo
LISTA EXERCÍCIOS - 09
Disciplina: Química
Professor: Eduar Fernando Rosso
TERMOQUÍMICA
01 (Enem 2016) O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do
petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas
temperaturas, conforme a equação química:
3 C2H2(g)  C6H6( )
A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão
das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais:
5
Hc0  310 kcal mol
I. C2H2(g)  O2(g)  2 CO2(g)  H2O( )
2
15
O2(g)  6 CO2(g)  3 H2O( )
Hc0  780 kcal mol
II. C6H6( ) 
2
A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de benzeno é mais próxima de
a) 1.090.
b) 150.
c) 50.
d) 157.
e) 470.
02 (Enem PPL 2015) O urânio é um elemento cujos átomos contêm 92 prótons, 92 elétrons e entre 135 e 148 nêutrons. O
isótopo de urânio 235 U é utilizado como combustível em usinas nucleares, onde, ao ser bombardeado por nêutrons, sofre
fissão de seu núcleo e libera uma grande quantidade de energia (2,35  1010 kJ mol). O isótopo 235 U ocorre
naturalmente em minérios de urânio, com concentração de apenas 0,7%. Para ser utilizado na geração de energia nuclear,
o minério é submetido a um processo de enriquecimento, visando aumentar a concentração do isótopo 235 U para,
aproximadamente, 3% nas pastilhas. Em décadas anteriores, houve um movimento mundial para aumentar a geração de
energia nuclear buscando substituir, parcialmente, a geração de energia elétrica a partir da queima do carvão, o que
diminui a emissão atmosférica de CO2 (gás com massa molar igual a 44 g mol).
A queima do carvão é representada pela equação química:
C(s)  O2 (g)  CO2 (g)
H  400 kJ mol
Qual é a massa de CO2 , em toneladas, que deixa de ser liberada na atmosfera, para cada 100 g de pastilhas de urânio
enriquecido utilizadas em substituição ao carvão como fonte de energia?
a) 2,10
b) 7,70
c) 9,00
d) 33,0
e) 300
03 (Enem 2015) O aproveitamento de resíduos florestais vem se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte
renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, sendo ΔH1 a variação
de entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico e água líquida, e ΔH2 , a variação de
entalpia envolvida na conversão de 1 g de água no estado gasoso para o estado líquido.
A variação de entalpia, em kJ, para a queima de 5 g desse
bio-óleo resultando em CO2 (gasoso) e H2O (gasoso) é:
a) 106.
b) 94.
c) 82.
d) 21,2.
e) 16,4.
04 (Enem PPL 2014) A escolha de uma determinada substância para ser utilizada como combustível passa pela análise da
poluição que ela causa ao ambiente e pela quantidade de energia liberada em sua combustão completa. O quadro
apresenta a entalpia de combustão de algumas substâncias. As massas molares dos elementos H, C e O são,
respectivamente, iguais a 1g mol, 12g mol e 16g mol.
Fórmula
Entalpia de
combustão
(kJ mol)
Acetileno
C2H2
1298
Etano
C2H6
1558
Etanol
C2H5OH
1366
H2
242
558
Substância
Hidrogênio
Metanol
CH3OH
Levando-se em conta somente o aspecto energético, a substância mais eficiente para a obtenção de energia, na combustão
de 1kg de combustível, é o
a) etano.
b) etanol.
c) metanol.
d) acetileno.
e) hidrogênio.
05 (Enem 2011) Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é que sua queima produz dióxido de carbono.
Portanto, uma característica importante, ao se escolher um combustível, é analisar seu calor de combustão ( hc o ) ,
definido como a energia liberada na queima completa de um mol de combustível no estado padrão. O quadro seguinte
relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu Hc o .
Substância
Fórmula
Hc o (kJ/mol)
benzeno
C6H6 ( )
- 3 268
etanol
C2H5OH ( )
- 1 368
glicose
C6H12O6 (s)
- 2 808
metano
CH4 (g)
- 890
octano
C8H18 ( )
- 5 471
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais dióxido de carbono no ambiente
pela mesma quantidade de energia produzida?
a) Benzeno.
b) Metano.
c) Glicose.
d) Octano.
e) Etanol.
06 (Enem 2010) O abastecimento de nossas necessidades energéticas futuras dependerá certamente do desenvolvimento
de tecnologias para aproveitar a energia solar com maior eficiência. A energia solar é a maior fonte de energia mundial.
Num dia ensolarado, por exemplo, aproximadamente 1 kJ de energia solar atinge cada metro quadrado da superfície
terrestre por segundo. No entanto, o aproveitamento dessa energia é difícil porque ela é diluída (distribuída por uma área
muito extensa) e oscila com o horário e as condições climáticas. O uso efetivo da energia solar depende de formas de
estocar a energia coletada para uso posterior.
Atualmente, uma das formas de se utilizar a energia solar tem sido armazená-la por meio de processos químicos
endotérmicos que mais tarde podem ser revertidos para liberar calor. Considerando a reação:
CH4(g) + H2O(v) + calor
CO(g) + 3H2(g)
e analisando-a como potencial mecanismo para o aproveitamento posterior da energia solar, conclui-se que se trata de
uma estratégia
a) insatisfatória, pois a reação apresentada não permite que a energia presente no meio externo seja absorvida pelo
sistema para ser utilizada posteriormente.
b) insatisfatória, uma vez que há formação de gases poluentes e com potencial poder explosivo, tornando-a uma reação
perigosa e de difícil controle.
c) insatisfatória, uma vez que há formação de gás CO que não possui conteúdo energético passível de ser aproveitado
posteriormente e é considerado um gás poluente.
d) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre com absorção de calor e promove a formação das substâncias
combustíveis que poderão ser utilizadas posteriormente para obtenção de energia e realização de trabalho útil.
e) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre com liberação de calor havendo ainda a formação das substâncias
combustíveis que poderão ser utilizadas posteriormente para obtenção de energia e realização de trabalho útil.
07 (Enem 2010) No que tange à tecnologia de combustíveis alternativos, muitos especialistas em energia acreditam que
os alcoóis vão crescer em importância em um futuro próximo.
Realmente, alcoóis como metanol e etanol têm encontrado alguns nichos para uso doméstico como combustíveis há muitas
décadas e, recentemente, vêm obtendo uma aceitação cada vez maior como aditivos, ou mesmo como substitutos para
gasolina em veículos.
Algumas das propriedades físicas desses combustíveis são mostradas no quadro seguinte.
Álcool
Densidade a
25°C (g/mL)
Calor de
Combustão
(kJ/mol)
0,79
– 726,0
0,79
– 1367,0
Metanol
(CH3OH)
Etanol
(CH3CH2OH)
Dados: Massas molares em g/mol:
H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0.
Considere que, em pequenos volumes, o custo de produção de ambos os alcoóis seja o mesmo. Dessa forma, do ponto de
vista econômico, é mais vantajoso utilizar
a) metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de combustível queimado.
b) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de combustível queimado.
c) metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro de combustível queimado.
d) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de combustível queimado.
e) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 33,7 MJ de energia por litro de combustível queimado.
08 (Unioeste 2012) O ferro possui calor especifico de 0,46 J  g1  °C e o alumínio o dobro deste valor. A densidade do
ferro é 7,9 g  cm3 e do alumínio é a 2.700 kg  m3 . Com estas informações, assinale, respectivamente, a alternativa que
possui a energia necessária para aquecer uma panela de ferro e outra de alumínio, ambas com cerca de 500 mL dos
metais, em 1°C.
a) 1817 J e 1242 J.
d) 1887 J e 3634 J.
b) 1877 J e 1717 J.
e) 1887 J e 1212 J.
c) 3726 J e 1212 J.
09 (Uepg 2016) Dadas as equações abaixo, que representam a combustão dos compostos metanol e etanol, e
considerando iguais as densidades dos dois líquidos, assinale o que for correto.
Dados: C  12; O  16; H  1
I. CH4O( )  3 2 O2(g)  CO2(g)  2 H2O(g) H  726 kJ mol
II. C2H6O( )  3 O2(g)  2 CO2(g)  3 H2O(g) H  1.368 kJ mol
01) Na combustão de volumes iguais dos dois compostos, o etanol libera maior quantidade de calor.
02) Volumes iguais dos dois compostos apresentam massas iguais.
04) Nas CNTP, a queima de 1mol de etanol consome 22,4 L de O2 .
08) 32 g de metanol liberam 726 kJ de calor.
10 (Uepg 2016) A partir das reações químicas abaixo, com os respectivos valores de variação de entalpia (  H), assinale
o que for correto.
NaC (s)  1 H2(g)  Na(s)  HC (g)
2
H  318,8 kJ mol
(equação 1)
1 C
 1 H2(g)  HC (g)
2 2(g)
2
H  92,3 kJ mol
(equação 2)
01) A reação de formação de NaC sólido, a partir de Na sólido e gás cloro, não é uma reação espontânea.
02) A equação 2 é uma reação exotérmica.
04) A variação de entalpia da reação Na(s)  1 C 2(g)  NaC (s) é 411,1kJ mol.
2
08) Observa-se, na equação 1, que a formação de 1mol de HC gasoso libera 318,8 kJ.
16) Através da equação 2 pode-se obter 184,6 kJ se ocorrer a reação de 2 mols de C 2(g) e 2 mols de H2(g) .
11 (Uepg 2015) Observando o gráfico abaixo, que representa o desenvolvimento de uma reação, assinale o que for
correto.
01) A reação X  Y  Z é uma reação endotérmica.
02) 32 kcal é a energia do complexo ativado.
04) Na formação de Z, a energia dos reagentes é menor do que a do produto.
08) 42 kcal é a energia de ativação para X  Y  Z.
16) A reação Z  X  Y tem H  12 kcal.
12 (Uepg 2015) Com base nas reações de combustão (não balanceadas) dos combustíveis listados abaixo, assinale o que
for correto.
Dados:
H  1g mol
C  12g mol
O  16 g mol
ΔHoc (kJ mol)
CH4(g)  O2(g)  CO2(g)  H2O( )
C2H5OH( )  O2(g)  CO2(g)  H2O( )
CH3OH( )  O2(g)  CO2(g)  H2O( )
1370
H2(g)  O2(g)  H2O( )
286
890
726
01) O gás hidrogênio (H2 ) é o combustível relacionado que libera mais energia por grama.
02) A reação que consome mais gás oxigênio (O2 ) é a combustão do etanol (C2H5OH).
04) As reações de combustão apresentadas são reações endotérmicas.
08) O metano (CH4 ) libera mais energia por grama que o metanol (CH3OH).
13 (Uepg 2014) Deseja-se determinar o valor de ΔH da reação de hidrogenação do eteno, representada abaixo.
C2H4(g)  H2(g)  C2H6(g)
ΔH  ?
Para tanto, dispõem-se das seguintes entalpias-padrão de combustão:
I. C2H4(g)  3O2(g)  2CO2(g)  2H2O( )
II. H2(g)  1 2O2(g)  H2O( )
ΔHc  1.411,2 kJ / mol
ΔHc  285,8 kJ / mol
III. C2H6  7 2O2(g)  2CO2(g)  3H2O( )
ΔHc  1.560,7 kJ / mol
Assim, utilizando a Lei de Hess para calcular o valor de ΔH desejado, assinale o que for correto.
01) Deve-se multiplicar a reação I por 2.
02) Deve-se inverter a reação III.
04) O valor do ΔH desejado é –136,3 kJ.
08) A reação de hidrogenação do eteno é endotérmica.
14 (Ufpr 2011) A dissolução de sais pode provocar variações 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
II Br   aq  Br   g
III KBr  s   K   g  Br   g
H  321 kJ.mol1
H  337 kJ.mol1
H  669 kJ.mol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 °C, 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.mol1) K = 39,09; Br = 79,90.
15 (Ufpr 2010) Num experimento, um aluno dissolveu 4,04 g de nitrato de potássio em água a 25 ºC, totalizando 40 g de
solução salina. Considere que não há perda de calor para as vizinhanças e a capacidade calorífica da solução salina é 4,18
J.g-1.K-1. A entalpia de dissolução do nitrato de potássio é
H = 34,89 kJ.mol-1. Massas molares (g.mol-1): K = 40, N = 14, O = 16.
Com base nos dados fornecidos, a temperatura final da solução será de:
a) 20,1 ºC.
b) 16,6 ºC.
c) 33,4 ºC.
d) 29,9 ºC.
e) 12,8 ºC.
16 (Acafe 2016) O benzeno é um hidrocarboneto aromático que pode ser usado nas refinarias de petróleo e nas
indústrias de álcool anidro.
Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos químicos, assinale a alternativa que contém a energia liberada (em
módulo) na combustão completa de 156 g de benzeno, nas condições padrão.
Dados: Entalpias de formação nas condições padrão: C6H6( ): 49,0 kJ mol; CO2(g) :  393,5 kJ mol;
H2O( ) :  285,8 kJ mol. C : 12 g mol; H : 1g mol.
a) 6.338,8 kJ
c) 3.169,4 kJ
b) 6.534,8 kJ
d) 3.267,4 kJ
17 (Acafe 2015) O nitrato de amônio pode ser utilizado na fabricação de fertilizantes, herbicidas e explosivos. Sua reação
de decomposição está representada abaixo:
NH4NO3(s)  N2O(g)  2H2O(g)
H  37 kJ
A energia liberada (em módulo) quando 90 g de água é formada por essa reação é:
Dados: H : 1g / mo ; O : 16 g / mo ; N : 14 g / mo .
a) 74 kJ.
b) 92,5 kJ.
c) 185 kJ.
d) 41,6 kJ.
18 (Espcex (Aman) 2017) O propan-2-ol (álcool isopropílico), cuja fórmula é C3H8O, é vendido comercialmente como
álcool de massagem ou de limpeza de telas e de monitores. Considerando uma reação de combustão completa com
rendimento de 100% e os dados de entalpias padrão de formação (  Hº f ) das espécies participantes desse processo e da
densidade do álcool, a quantidade de energia liberada na combustão completa de 10,0L desse álcool será de
Dados:
Entalpia de
Formação
(  Hº f )
Massa Atômica
(u)
Densidade do
Álcool (g mL)
(H2O)(v)  242 kJ mol
(CO2 )(g)  394 kJ mol
(C3H8O)  163 kJ mol
C  12
H1
O  16
d  0,78
a) 974.783 kJ.
b) 747.752 kJ.
c) 578.536 kJ.
d) 469.247 kJ.
e) 258.310 kJ
19 (Espcex (Aman) 2017) Uma das aplicações da trinitroglicerina, cuja fórmula é C3H3N3O9 , é a confecção de
explosivos. Sua decomposição enérgica gera como produtos os gases nitrogênio, dióxido de carbono e oxigênio, além de
água, conforme mostra a equação da reação a seguir:
4 C3H3N3O9( )  6 N2(g)  12 CO2(g)  1O2(g)  10 H2O( ).
Além de explosivo, a trinitroglicerina também é utilizada como princípio ativo de medicamentos no tratamento de angina,
uma doença que acomete o coração. Medicamentos usados no tratamento da angina usam uma dose padrão de 0,6 mg de
trinitroglicerina na formulação. Considerando os dados termoquímicos da reação a 25 C e 1atm e supondo que essa
massa de trinitroglicerina sofra uma reação de decomposição completa, a energia liberada seria aproximadamente de
Dados:
- massas atômicas: C  12 u; H  1u; N  14 u; O  16 u.
- Hºf (H2O)  286 kJ mol; Hºf (CO2 )  394 kJ mol; Hºf (C3H5N3O9 )  353,6 kJ mol.
a) 4,1 J.
b) 789,2 J.
c) 1.432,3 J.
d) 5,3 kJ.
e) 362,7 kJ.
20 (Espcex (Aman) 2016) Quantidades enormes de energia podem ser armazenadas em ligações químicas e a quantidade
empírica estimada de energia produzida numa reação pode ser calculada a partir das energias de ligação das espécies
envolvidas. Talvez a ilustração mais próxima deste conceito no cotidiano seja a utilização de combustíveis em veículos
automotivos. No Brasil alguns veículos utilizam como combustível o Álcool Etílico Hidratado Combustível, conhecido pela
sigla AEHC (atualmente denominado comercialmente apenas por ETANOL).
Considerando um veículo movido a AEHC, com um tanque de capacidade de 40 L completamente cheio, além dos dados
de energia de ligação química fornecidos e admitindo-se rendimento energético da reação de 100%, densidade do AEHC
de 0,80 g / cm3 e que o AEHC é composto, em massa, por 96% da substância etanol e 4% de água, a quantidade
aproximada de calor liberada pela combustão completa do combustível deste veículo será de
Dados: massas atômicas: C  12 u ; O  16 u ; H  1u
Energia de ligação (kJ  mol1)
Tipo de ligação
Energia (kJ  mol1)
Tipo de ligação
Energia (kJ  mol1)
CC
C H
CO
348
413
799
HO
OO
CO
463
495
358
a) 2,11 105 kJ
b) 3,45  103 kJ
c) 8,38  105 kJ
d) 4,11 104 kJ
e) 0,99  104 kJ
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
O fosgênio é um gás extremamente venenoso, tendo sido usado em combates durante a Primeira Guerra Mundial como
agente químico de guerra. É assim chamado porque foi primeiro preparado pela ação da luz do sol em uma mistura dos
gases monóxido de carbono (CO) e cloro (C 2 ), conforme a equação balanceada da reação descrita a seguir:
CO(g)  C 2(g)  COC 2(g) .
21 (Espcex (Aman) 2015) Considerando os dados termoquímicos empíricos de energia de ligação das espécies, a entalpia
da reação de síntese do fosgênio é
Dados:
Energia de Ligação
745 kJ / mol
1080 kJ / mol
328 kJ / mol
243 kJ / mol
a) 522 kJ
b) 78 kJ
c) 300 kJ
d) 100 kJ
e) 141 kJ
22 (Espcex (Aman) 2011) Considere o gráfico abaixo da reação representada pela equação química:
N2(g)  3H2(g)  2NH3(g)
Relativo ao gráfico envolvendo essa reação e suas informações são feitas as seguintes afirmações:
I. O valor da energia envolvida por um mol de NH3 formado é 22 kcal.
II. O valor da energia de ativação dessa reação é 80 kcal.
III. O processo que envolve a reação N2(g)  3 H2(g)  2 NH3(g) é endotérmico.
Das afirmações feitas, está(ão) correta(s)
a) apenas III.
b) apenas II e III.
c) apenas I e II.
d) apenas II.
e) todas.
23 (Pucpr 2015) Um automóvel cujo consumo de etanol é de 10 Km / L de combustível roda em torno de 100 Km por
semana. O calor liberado pela combustão completa do etanol consumido em um período de 4 semanas é de,
aproximadamente:
Dados:
Calor de formação (KJ / mol)
C2H5OH( )  278; H2O( )  286; CO2 (g)  394.
Densidade do etanol  0,8 Kg / L
a) 1,9  105 KJ.
b) 2,8  105 KJ.
d) 5,6  105 KJ.
e) 3,8  104 KJ.
c) 9,5  105 KJ.
24 (Pucpr 2003) Dadas as energias de ligação em kcal/mol :
C = C – 147
Cℓ - Cℓ - 58
C - Cℓ - 79
C - H – 99
C - C - 83
Calcular a energia envolvida na reação:
H2C = CH2 (g) + Cℓ2 (g)  H2CCℓ - CH2Cℓ (g)
a) - 1.238 kcal
d) - 36 kcal
b) + 1.238 kcal
e) + 2.380 kcal
c) + 36 kcal
25 (Ufrgs 2016) Com base no seguinte quadro de entalpias de ligação, assinale a alternativa que apresenta o valor da
entalpia de formação da água gasosa.
Entalpia (kJ mol1)
Ligação
H O
464
H H
436
OO
498
O O
134
a) 243 kJ mol1
b) 134 kJ mol1
d) 258 kJ mol1
e) 1.532 kJ mol1
c) 243 kJ mol1
26 (Ufrgs 2015) A reação de cloração do metano, em presença de luz, é mostrada abaixo.
CH4  C
2
 CH3C  HC
H  25kcal  mol1
Considere os dados de energia das ligações abaixo.
C H
 105kcal  mol1
C  C  58kcal  mol1
HC
 103kcal  mol1
A energia da ligação C  C , no composto CH3 C , é
a) 33kcal  mol1.
b) 56kcal  mol1.
c) 60kcal  mol1.
d) 80kcal  mol1.
e) 85kcal  mol1.
Gabarito:
Resposta da questão 1:
[B]
5
O2(g)  2 CO2(g)  H2O( )
2
15

O2(g)  6 CO2(g)  3 H2O(
2
Hc0  310 kcal mol (manter e multiplicar por 3)
C2H2(g) 
C6H6(
)
3 C2H2(g) 
Hc0  780 kcal mol (inverter)
)
15
O
 6 CO2(g)  3 H2O( )
2 2(g)
15
6 CO2(g)  3 H2O( )  C6H6( ) 
O
2 2(g)
Global
3 C2H2(g) 
 C6H6( )
H  150 kcal mol
H0c  3  ( 310) kcal mol
H0c  780 kcal mol
H  [3  ( 310)  780] kcal mol
Resposta da questão 2:
[D]
100 g de pastilhas de urânio têm 3% de U  235.
mU235  0,03  100 g  3,0 g
2,35  1010 kJ
235 g de U  235
3,0 g g de U  235
E
8
E  3,0  10 kJ
MCO2  44 g / mol
C(s)  O2 (g)  CO2 (g)
H  400 kJ mol
44 g
400 kJ liberados
mCO2
3,0  108 kJ liberados
mCO2  0,33  108 g  33,0  106 g
mCO2  33,0 t
Resposta da questão 3:
[C]
A partir da análise do diagrama, vem:
Bio  óleo  O2(g)  CO2(g)  H2O( )
H1  18,8 kJ / g
CO2 (g)  H2O(g)  CO2(g)  H2O( )
H2   2,4 kJ / g
Invertendo a segunda equação e aplicando a Lei de Hess, teremos:
Bio  óleo  O2(g)  CO2(g)  H2O( )
H1  18,8 kJ / g
CO2(g)  H2O( )  CO2(g)  H2O(g)
Global
H2   2,4 kJ / g
Bio  óleo  O2(g) 
 CO2(g)  H2O(g) H  H1  H2
H  18,8  2,4  16,4 kJ / g
1g
 16,4 kJ (liberados)
5g
5  ( 16,4) kJ (liberados)
82,0 kJ
Variação de entalpia  82,0 kJ
Resposta da questão 4:
[E]
Substância
Fórmula
Energia
1298 kJ / mol de C2H2
C2H2  26 g / mol
Acetileno
C2H2
1298 kJ / mol de C2H2
 49,923 kJ / g
26 g / mol
Para 1000 g (1 kg) : 49.923 kJ
1558 kJ / mol de C2H2
E
C2H6  30 g / mol
Etano
C2H6
Etanol
C2H5OH
1558 kJ / mol de C2H2
 51,933 kJ / g
30 g / mol
Para 1000 g (1 kg) : 51.933 kJ
1366 kJ / mol de C2H2
E
C2H5OH  46 g / mol
1366 kJ / mol de C2H2
 29,696 kJ / g
46 g / mol
Para 1000 g (1 kg) : 29.696 kJ
242 kJ / mol de C2H2
E
H2  2 g / mol
Hidrogênio
H2
242 kJ / mol de C2H2
 121 kJ / g
2 g / mol
Para 1000 g (1 kg) : 121.000 kJ
558 kJ / mol de C2H2
E
CH3O  31 g / mol
Metanol
CH3OH
558 kJ / mol de C2H2
 18 kJ / g
31 g / mol
Para 1000 g (1 kg) : 18.000 kJ
E
Conclusão: a substância mais eficiente para a obtenção de energia, na combustão de 1kg (1.000 g) de combustível, é o
hidrogênio (121.000 kJ).
Resposta da questão 5:
[C]
Reações de combustão:
15
O2  6CO2  3H2O
2
1C2H5 OH  3O2  2CO2  3H2O
hC  1368 kJ
1C6H12O6  6O2  6CO2  6H2O
hC  2808 kJ
1CH4  2O2  1CO2  2H2O
hC  890 kJ
1C6H6 
1C8H18 
25
O2  8CO2  9H2O
2
hC  3268 kJ
hC  5471 kJ
Para uma mesma quantidade de energia liberada (1000 kJ), teremos;
1C6H6 
15
O2  6CO2  3H2O
2
6 mols
hC  3268 kJ
3268 kJ (liberados)
x mols
1000 kJ (liberados)
x  1,84 mol
1C2H5 OH  3O2  2CO2  3H2O
hC  1368 kJ
2 mols
1368 kJ (liberados)
y mols
1000 kJ (liberados)
y  1,46 mol
1C6H12O6  6O2  6CO2  6H2O
hC  2808 kJ
6 mols
2808 kJ (liberados)
z mols
1000 kJ (liberados)
z  2,14 mol
1CH4  2O2  1CO2  2H2O
hC  890 kJ
1 mols
890 kJ (liberados)
t mols
1000 kJ (liberados)
t  1,12 mol
1C8H18 
25
O2  8CO2  9H2O
2
8 mols
w mols
hC  5471 kJ
5471 kJ (liberados)
1000 kJ (liberados)
w  1,46 mol
Conclusão: Para uma mesma quantidade de energia liberada (1000 kJ) a glicose libera maior quantidade de CO2 .
Resposta da questão 6:
[D]
Considerando a reação:
CH4(g) + H2O(v) + calor
CO(g) + 3H2(g) (reação endotérmica)
E analisando-a como potencial mecanismo para o aproveitamento posterior da energia solar, conclui-se que se trata de
uma estratégia satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre com absorção de calor e promove a formação das
substâncias combustíveis que poderão ser utilizadas posteriormente para obtenção de energia e realização de trabalho
útil.
Resposta da questão 7:
[D]
Cálculo da energia liberada por litro de metanol:
Massa molar do metanol = 32 g.mol-1
1 L metanol  790 g
32 g (metanol)  726 kJ
790 g (metanol)  E1
E1 = 17923,1 kJ = 17,9 MJ
Cálculo da energia liberada por litro de etanol:
Massa molar do etanol = 46 g.mol-1
1L etanol  790 g
46 g (etanol)  1367 kJ
790 g (etanol)  E2
E2 = 23476,7 kJ = 23,5 MJ
É mais vantajoso usar o etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de
combustível queimado.
Resposta da questão 8:
[A]
1 – Cálculo das massas de metais a partir de suas densidades (lembrar que 1 cm 3 = 1 mL)
Alumínio:
1 mL ---------- 2,7 g
500 mL ---------- mAl
mAl = 1350 g
Ferro:
1 mL ---------- 7,9 g
500 mL ---------- mFe
mAl = 3950 g
Pela calorimetria, calcula-se o calor absorvido para um corpo usando-se a seguinte expressão: Q  m  c  ΔT
Para o ferro, teremos: Q  3950  0,46  1  1817 J.
Para o alumínio, teremos: Q  1350  0,92  1  1242 J.
Resposta da questão 9:
01 + 02 + 08 = 11.
Análise das afirmações:
[01] Correta: Supondo que sejam iguais as densidades do metanol e do etanol, volumes iguais apresentam a mesma massa.
Na combustão de massas iguais dos dois compostos, o etanol libera maior quantidade de calor.
CH4 O( )  3 2 O2(g)  CO2(g)  2 H2O(g) H  726 kJ mol
32 g
1g
726 kJ liberados
Eme tanol
Eme tanol  22,7 kJ liberados
C2H6 O(
)
 3 O2(g)  2 CO2(g)  3 H2O(g) H  1.368 kJ mol
46 g
1.368 kJ liberados
1g
Ee tanol
Ee tanol  29,7 kJ liberados
29,7 kJ  22,7 kJ
[02] Correta: Volumes iguais dos dois compostos apresentam massas iguais, pois as densidades são consideradas iguais.
m
m
dmetanol  metanol ; detanol  etanol
Vmetanol
Vetanol
dmetanol  detanol  d
Vmetanol  Vetanol  V
mmetanol metanol

 mmetanol  metanol
V
V
[04] Incorreta: Nas CNTP, a queima de 1mol de etanol consome 3  22,4 L de O2 .
1C2H6O( )  3 O2(g)  2 CO2(g)  3 H2O(g)
1mol
3 volumes
1mol
3  22,4 L
[08] Correta: 32 g de metanol liberam 726 kJ de calor.
CH4O( )  3 2 O2(g)  CO2(g)  2 H2O(g) H  726 kJ mol
32 g
1 mol
726 kJ liberados
Resposta da questão 10:
02 + 04 = 06.
[01] Incorreta. A reação de formação de NaC sólido, a partir de Na sólido e gás cloro, é uma reação espontânea, pois a
variação de entalpia é negativa.
Na(s)  HC (g)  NaC (s)  1 H2(g) H1  318,8 kJ mol
2
(equação 1; invertida)
1 C
2
2(g)
 1 H2(g)  HC
2
H2  92,3 kJ mol
(g)
(equação 2; mantida)
Global
Na(s)  1 C 2(g) 

2
NaC
(s)
ΔH  H1  H2
ΔH  318,8  ( 92,3)  411,1 kJ / mol
[02] Correta. A equação 2 é uma reação exotérmica, pois o valor da variação de entalpia é negativo.
1 C
 1 H2(g)  HC (g) ; H  92,3 kJ mol; H  0 (equação 2)
2 2(g)
2
[04] Correta. A variação de entalpia da reação Na(s)  1 C 2(g)  NaC (s) é 411,1kJ mol.
2
Global
1
Na(s) 
C

 NaC (s) ; ΔH  411,1 kJ/ mol
2 2(g)
[08] Incorreta. Observa-se, na equação 1, que a formação de 1mol de HC gasoso absorve 318,8 kJ (ΔH  0).
1NaC (s)  1 H2(g)  1Na(s)  1HC (g); H  318,8 kJ mol (equação 1)
2
[16] Incorreta. Através da equação 2 pode-se obter a liberação de 369,2 kJ se ocorrer a reação de 2 mols de C 2(g) e
2 mols de H2(g) .
1 C
 1 H2(g)  HC (g) ; H  92,3 kJ mol (multiplicar por 4)
2 2(g)
2
2C 2(g)  2H2(g)  4HC (g) ; H  4  ( 92,3 kJ)
H  369,2 kJ
Resposta da questão 11:
01 + 04 = 05.
Gabarito Oficial: 01 + 04 + 16 = 21.
Gabarito SuperPro®: 01 + 04 = 05.
[01] Correta. A reação X  Y  Z é uma reação endotérmica, pois a entalpia de Z (30 kcal) é maior do que a de X  Y
(10 kcal), de acordo com o gráfico.
[02] Incorreta. 32 kcal (42  10  32 kcal) é a energia de ativação da reação X  Y  Z.
[04] Correta. Na formação de Z, a energia dos reagentes (10 kcal) é menor do que a do produto (30 kcal).
[08] Incorreta. 32 kcal (42  10) é a energia de ativação para X  Y  Z.
[16] Incorreta. A reação inversa Z  X  Y tem H  20 kcal.
ΔH  Hprodutos  Hreagentes  10  30  20 kcal.
Resposta da questão 12:
01 + 02 + 08 = 11.
[01] Correta.
 890KJ
16 g CH4
1 g CH4
x
x  55,62kJ
46g C2H5 OH
 1370kJ
1 g C2H5OH
x
x  29,78kJ
32g CH3 OH
 726kJ
1g
x  22,68kJ
x
2g H2
1g
 286kJ
x
x  143kJ
[02] Correta. Pelo balanceamento teremos:
CH4(g)  2O2(g)  CO2(g)  2H2O( )
C2H5OH( )  3O2(g)  2CO2(g)  3H2O( )
CH3OH( )  3 O2(g)  CO2(g)  2H2O( )
2
H2(g)  1 O2(g)  H2O( )
2
O etanol irá consumir 3 mols de gás oxigênio para sua combustão.
[04] Incorreta. Toda reação de combustão libera calor, sendo, portanto, exotérmica.
[08] Correta.
16g CH4
1 g CH4
 890KJ
x
x  55,62kJ
32g CH3OH
 726kJ
1g
x  22,68kJ
x
O gás metano libera cerca de 2,5 vezes mais energia que o metanol por grama.
Resposta da questão 13:
02 + 04 = 06.
Teremos:
C2H4(g)  3O2(g)  2CO2(g)  2H2O(
H2(g)  1 2O2(g)  H2O(
)
)
C2H6  7 2O2(g)  2CO2(g)  3H2O(
H2(g)  1 2O2(g)  H2O(
2CO2(g)  3H2O(
)
(manter)
ΔHc  285,8 kJ / mol
(manter)
ΔHc  1.560,7 kJ / mol (inverter)
)
C2H4(g)  6 O2(g)  2CO2(g)  2H2O(
2
ΔHc  1.411,2 kJ / mol
)
ΔHc  285,8 kJ / mol
)
 C2H6  7 2O2(g)
C2H4(g)  H2(g)  C2H6(g)
ΔHc  1.411,2 kJ / mol
ΔHc  1.560,7 kJ / mol
ΔH  ( 1.411,2  285,8  1.560,7) kJ   136,3 kJ
Resposta da questão 14:

2 K 
a) Dissolução do brometo de potássio: KBr(s) 
(aq)  Br(aq) . Invertendo as equações (I) e (II) e mantendo a
H O
(III), vem:
HI   321 kJ.mol1
I K  g  K aq
HII   337 kJ.mol1
II Br  g  Br aq
III KBr s  K  g  Br  g HIII  689 kJ.mol1
KBr s  K   aq  Br   aq
H  321  337  689  31 kJ
H  31 kJ; a dissolução do KBr é um processo 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 J
Massa de 1 mol KBr = 39,09 + 79,90 = 118,99 g
Massa de água = 881 g
Massa total = 881 + 118,99 = 999,99 g  1.000 g
c = 4,18 J.g-1K-1
Então,
Q  m  c  T
31.000  999,99  4,18  T
T  7,42 o C;como o processo é endotérmico(absorve calor)  T  7,42 o C
T  Tfinal  Tinicial
7,42  Tfinal  20  Tfinal  12,58 o C
Resposta da questão 15:
[B]
102 g
4,04 g
34,89 kJ
Q
Q  1,38 kJ
Q = m x c x T
1,38 = 40 x 4,18 x 10-3 x T
T = – 8,25 ºC
T(final) = 25 – 8,25 = 16,75 ºC.
Resposta da questão 16:
[B]
C6H6
15
O2  6 CO2 
2
0 kJ
6  393,5 kJ

49,0 kJ
3 H2O
3  285,8 kJ
H  [Hprodutos ]  [Hreagentes ]
H  [6  393,5 kJ  3  285,8 kJ]  [49,0 kJ  0 kJ]
H  [ 3.218,4 kJ]  [49,0]  3.267,4 kJ
C6H6  78
15
O2  6CO2  3H2O
2
C6H6 
H  3.267,4 kJ
78 g
liberam 3.267,4 kJ
156 g
E
E  6.534,8 kJ liberados
Resposta da questão 17:
[B]
Teremos:
NH4NO3(s)  N2O(g)  2H2O(g)
2  18 g
90 g
H  37 kJ
37 kJ (liberados)
E
E  92,5 kJ (liberados)
Resposta da questão 18:
[E]
dálcool  0,78 g / mL  780 g / L
1L
780 g
10 L
7.800 g
1C3H8O 
163 kJ
9
O2  3CO2  4H2O
2
3394 kJ
0 kJ
4242 kJ
ΔH  Hprodutos  Hreagentes
ΔH  [ 1.182  ( 968)]  [ 163  0]  1.987 kJ / mol
C3H8O  60
60 g
1.987 kJ liberados
7.800 g
E
E  258.310 kJ liberados
Resposta da questão 19:
[A]
4 C3H3N3 O9(
)
 6 N2(g)  12 CO2(g)  1 O2(g)  10 H2O(
4( 353,6 kJ)
0 kJ
12( 394 kJ)
0 kJ
)
10( 286 kJ)
ΔH  Hprodutos  Hreagentes
ΔH  [0kJ  12  ( 394 kJ)  0kJ  10  ( 286 kJ)]  [4  ( 353,6 kJ)]
ΔH  [ 7.588]  [ 1.414,4]  6.173,6 kJ
C3H3N3 O9  225
4  225 g
0,6  10
3
g
6.173,6 kJ liberados
E
E  0,0041157 kJ liberados  4,1 J liberados
Resposta da questão 20:
[C]
d  0,80 g / cm3  800 g / L
1L
800 g
40L
m
m  32.000 g
32.000 g
me tanol
100 %
96 %
me tanol  30.720 g
ne tanol 
30.720
 667,826 mols
46
1 mol (e tanol)
667,826 mols
1255 kJ liberados
E
E  8,38  105 kJ liberados
Resposta da questão 21:
[B]
A partir das energias de ligação fornecidas, vem:
CO
1080 kJ

C 2

CC 2O
243 kJ
(2  328  745) kJ
quebra
quebra
absorção de absorção de
energia
energia
formação
liberação de
energia
ΔH  1080  243  1401  78 kJ
ΔH  78 kJ
Resposta da questão 22:
[D]
Teremos:
I. O valor da energia envolvida por um mol de NH3 formado é 11 kcal.
II. O valor da energia de ativação dessa reação é 80 kcal:
III. O processo que envolve a reação N2(g)  3 H2(g)  2 NH3(g) é exotérmico ( H  22 kcal ).
Resposta da questão 23:
[C]
C2H5 OH  3O2  2CO2  3H2O
ΔH  Hp  Hr
ΔH  [2( 394)  3( 286)]  [ 278]
ΔH  788  858  278
ΔH  1368 kJ/mol
4 semanas
400km
10km / 1 L
40L de combustível
m
 0,8  40  m
V
m  32kg
d
1 mol de etanol
x
46g
32000g
x  695,65mol
1 mol
1368 kJ
695,65
y
5
y  9,5  10 kJ
Resposta da questão 24:
[D]
Resposta da questão 25:
[A]
Cálculo da entalpia de formação da água gasosa:
1
1 H2 
O2  H2O
2
HH
436 kJ
O O
0,5498 kJ
HO H
2464 kJ
ΔH  436  0,5  498  2  464  243 kJ
ΔH  243 kJ  mol1
Resposta da questão 26:
[E]
CH4
4  C  H


C 2
C C
4  105 kcal  58 kcal
CH3 C

3C H C C
 (3  105 kcal  C  C )
HC
H  25kcal  mol1
HC
 103 kcal
H  Hreagentes  Hprodutos
25 kcal  4  105 kcal  58 kcal  (3  105 kcal  C  C )  103 kcal
25  420  58  315  C  C  103
C  C  420  58  315  C  C  103  25
C  C  85 kcal