Química C – Extensivo – V. 4

GABARITO
Química C – Extensivo – V. 4
Exercícios
01)C
I. Errada. O degelo de um freezer (fusão do gelo) é
um processo que absorve energia (endotérmico).
II. Errada. A sublimação ocorre com absorção de
energia (endotérmico).
III.Certa. O vapor d’água, quando perde calor
(exotérmica), condensa formando as nuvens.
IV.Certa. Reações de combustão liberam calor
(exotérmica).
06)28
02)D
a)Errada. Pela tabela observa-se que o aumento
de temperatura favorece a dissolução. Isso quer
dizer que a dissolução é endotérmica, ou seja,
ocorre com aumento de temperatura.
b)Errada. Pela tabela pode-se ver que o aumento
de temperatura prejudica a dissolução do carbonato de lítio. Por isso a dissolução é exotérmica,
ou seja, ocorre com a liberação de calor.
c)Errada. O cloreto de potácio ao dissolver absorve calor. O reflexo disso é o resfriamento do
ambiente, podendo ser usado para compressas
frias.
d)Certa. Ao absorver calor para dissolver, o cloreto
de potássio causa o resfriamento do ambiente,
podendo então ser usado para compressas frias.
e)Errada. O carbono de lítio tem a dissolução
prejudicada pelo aumento da temperatura.
03)A reação é exotérmica, pois a energia do reagente
(H2O2) é maior que a energia dos produtos (H2O e
O2). Isso demonstra que durante a reação houve
liberação de energia para o ambiente – reação
exotérmica.
04)D
A reação apresentada é de um ácido (HNO3) com
uma base (KOH) formando sal e água. Essa é uma
reação de neutralização (ácido-base); logo, o calor
produzido é chamado calor de neutralização.
05)C
I. Errada. Na reação de fotossíntese há a formação
de gás oxigenado, que é um comburente, e não
um combustível.
II. Certa. Na fotossíntese, ocorre absorção de energia solar (endométrica).
III.Certa. Energia luminosa e calor provenientes do
Sol e convertidos em energia química, que ficará
armazenada na glicose.
IV.Errada. Na fotossíntese, o calor fica no lado dos
reagentes, uma vez que é absorvido.
O gráfico representa uma reação exotérmica (liberação de
calor) em que a energia dos reagentes é maior que a dos
produtos.
01.Errada. Fusão ocorre com absorção de calor (endotérmica).
02.Errada. Vaporização ocorre com absorção de calor
(endotérmico).
04.Certa. Na oxidação (queima) da gordura, ocorre liberação de energia (exotérmica).
08.Certa. Em reações de combustão ocorre liberação de
energia (exotérmica).
16.Certa. O aquecimento do frasco representa calor
liberado na dissolução (exotérmica).
07)A
H2O (v) → H2O ()
início
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –285,8 – (–241,8)
∆H = –285,8 + 241,8 ∆H = –44 kJ
O aluno pode calcular a diferença e reduzir sem cálculo
que a mudança de vapor para líquido só pode ocorrer com
liberação de calor.
final
08)A
I. Certa. O teor calórico é obtido experimentalmente,
quando o nutriente é "queimado" em um aparelho conhecido como calorímetro, que mede o calor liberado
durante a combustão.
II. Errada. A degradação de um alimento não tem relação
com as calorias contidas nele.
III.Errada. Calor de neutralização é o calor liberado na
reação de um ácido com uma base.
Química C
1
GABARITO
09)B
I. Certa. Na reação endotérmica a energia dos produtos
é maior que a dos reagentes. DH = Hprod – Hreag Ao diminuir um valor maior de um valor menor o resultado será
positivo.
II. Errada. Quando o calor transfere-se ao meio ambiente,
a reação é exotérmica (calor liberado).
III.Certa. A reação absorve energia.
IV.Errada. DH é negativo em reações exotérmicas.
10)a) 6 L b) 0,25 L
a)Água de coco: 100 mL ––– 200 mg de potássio
300 mL ––– x
x = 600 mg de potássio
Isotônico: 100 mL ––– 10 mg
y ––– 600 mg
y = 6000 mL
y=6L
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –877,1 – (–239)
∆H = –638,1 kJ
14)D
CH4 + 2O2 → CO2 +2H2O
∆Hf° → –74,8 + 2 . 0 → –393,5 + 2.(–241,8)
–74,8 → –393,5 –483,6
–74,8 → –877,1
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –877,1 – (–74,8)
∆H = –802,3 kJ/mol
CH4: 1 mol ––– –802,3 kJ
0,5 mol ––– x
x = –401,1 kJ
15)C – C – E – E
b)Nadar: 10 Kcal ––– 1 min
x Kcal ––– 17 min
x = 170 Kcal
Água de coco:
∆Hf° → 0 + 2.(–285,8) → –924,5 + 0
–571,6 → –924,5
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –924,5 – (–571,6)
∆H = –352,9 kJ
100 mL ––– 68 Kcal
y mL ––– 170 Kcal
y = 250 mL
y = 0,25 L
11)B
Na reação apresentada, formam-se 2 mol de HF com liberação de 5,4 K cal. O calor de formação é o calor liberado
na formação de 1 mol da substância.
2 mols de HF ––– –5,4 Kcal
1mol de HF ––– x
x = –2,7 Kcal/mol
12)C
a)Certa. Durante todo o trecho representado a reação ocorre com liberação de calor, pois a energia dos reagentes
(A e B) é maior que a energia dos produtos (C).
b)Certa. Os reagentes possuem maior quantidade de
energia.
c)Errada. A reação é exotérmica (liberação de calor).
d)Certa. Com o aumento da temperatura, a diferença de
entalpia dos reagentes e produtos também aumenta;
logo, o DH (variação da entalpia) em módulo aumentará.
e)Certa. Com o aumento da temperatura, a entalpia dos
reagentes e produtos também aumenta.
13)C
3
OH2 → CO2 + 2H2O
2
3
∆Hf° → –239,0 + . 0 → –393,5 + 2.(–241,8)
2
→ –393,5 –483,6
–239 → –877,1
–239 2
CH3O3 +
Química C
(C)O calor nos produtos representa calor liberado.
(C)O magnésio oxida (perde elétrons) e o hidrogênio reduz (recebe elétrons).
(E)Libera 352,9 kJ/mol.
(E) O magnésio participa da reação como reagente.
16)E
C2H4 + H2O → C2H5OH ∆H = –42 kJ/mol
+52 – 286 → x
∆H = Hfinal – Hinicial
–42 = x – (+52 –286)
–42 = x – 52 + 286
–276 = x
x = –276 kJ/mol
17)E
Gasolina: C8H12
libera
114 g 
→ –5110 kJ
(1 mol)
22800 g ––– x
x = 1022000 kJ
Metano: CH4 + O2 → CO2 + 2H2O
∆Hf° → –75 + 0 → –393 + 2.(–286)
–75 → –965
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –965 – (–75)
∆H = –890 kJ/mol
GABARITO
Metano: CH4
libera
16 g 
→ –890 kJ
(1 mol)
y g → –1022000 kJ
y = 18373 g
y = 18,4 kg
c)Errada. 395,4 é o valor para 1 mol de C(diam) = 12 g,
porém, é calor liberado.
d)Errada. Representa calor de combustão.
e)Certa. Cgraf ––– CO2
1 mol = 12 g ––– 1 mol
24 g ––– 2 mol
23)E
18)A
1
O2(g) → CO2(g) ∆H = –284 kJ
2
–110 kJ + 0 → x
∆H = Hfinal – Hinicial
–284 = x – (–110)
–284 = x +110
x = –394 kJ/mol
∆H = –65,3 kJ
H2O+ CaO → Ca(OH)2 ∆Hf° → –285,8 – 635,5 → x
∆H = Hfinal – Hinicial
–65,3 = x – (–285,8 – 635,5)
–65,3 = x + 921,3
–986,6 = x
x = 986,6 kJ/mol
CO(g) +
24)33
19)C
3
NaC + O2 → NaCO3
2
∆Hf° → –411 + O → –365
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –365 – (–411)
∆H = +46 kJ/mol
a)Certa. ∆H = +46 kJ/mol
b)Certa. O clorato de sódio (NaCO3) se decompõe
liberando oxigênio e deixando como resíduo cloreto
de sódio, liberando calor.
c)Errada. A síntese do NaCO3 ocorre com absorção
de energia térmica.
d)Certa. A síntese do clorato de sódio ocorre a quente
com a eletrólise de NaC em tanque agitado ou em
solução quente de NaOH com gás cloro.
20)A
C2H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2
∆Hf° → –302 → 2 . –66 + 2.(–94)
–302 → –132 – 188
–302 → –320
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –320 – (–302)
∆H = –18 kJ/mol
Calor de vaporização:+
10, 98
kcal/g
32
08.Errada. Vaporização não libera calor; logo, não tem
sinal negativo.
16.Errada. Liquefação libera calor; logo, deve ter sinal
negativo.
32.Certa. Sublimação de enxofre:
S(s) → S(g) 82,20 – 70,92 = 11,28 sublimação
é calor absolvido: + 11,28 1 mol S – 32 g ∴ ca11, 28
kcal/g
lor de sublimação: +
32
C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
–277,8 + 0 → 2 . –393,3 + 3 . (–285,8)
–277,8 → –786,6 – 857,4
–277,8 → –1644
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –1644 – (–277,8) ∆H = –1366,2 kJ
a)Certa. Calor positivo nos regentes representa calor
absorvido.
b)Errada. É endotérmica.
c)Errada. São necessários 3 mols de C para 1 mol de
Fe2O3.
d)Errada. 3C → 3CO o número de mols é o mesmo.
e)Errada. 491,5 kJ é a energia absorvida na transformação de 1 mol de Fe2O3.
a)Errada. As reações são exotérmicas.
b)Errada. ∆H = Hfinal – Hinicial ∴ ∆H = –395,4 –(–393,5) ∴ ∆H = +1,9 kJ/mol
25)C
21)A
22)E
01.Certa. Fusão enxofre: S(s) → S() 71,22 – 70,92
= 0,30 fusão é calor absorvido: +0,30
0, 30
kcal/g.
1 mol de S – 32 g ∴ calor de fusão: +
32
02.Errada. Fusão não libera calor; logo, não tem sinal
negativo.
04.Errada. Vaporização enxofre:
S() → S(g) 82,20 – 71,22 = 10,98
26)C
3MgO(s) + 2Al(s) → 3Mg(s) + Al2O3(s)
3.–604 + 0 → 0 + –(1670)
–1812 → –1670
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –1670 – (–1812)
∆H = –1670 + 1812
∆H = +142 kJ
27)B
A+B → C ∆H = –20,5 kcal
C → D+B ∆H = +25,5 kcal
A → D ∆H = +5,0 kcal
Química C
3
GABARITO
28)B
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –241,8 – (–285,8)
∆H = –241,8 + 285,8
∆H = +44 kJ
29)A
a)Errada. A entalpia de formação de H2O(s) é –328 kJ/mol (–242 – 44 – 42).
b)Certa. –286 kJ = (–242 – 44).
c)Certa. Quanto mais água formada, mais energia é liberada. Os valores
apresentados são em kJ por mol formado.
d)Certa. Substâncias simples no estado-padrão possuem entalpia zero.
e)Certa. 86 kJ (–44 – 42).
30)C
Octano + 25 O2 → 8CO2 + 9H2O ∆H = –5116 kJ
2
25
Isoctano + O2 → 8CO2 + 9H2O ∆H = –5099 kJ
2
Reescrevendo:
25
O → 8CO2 + 9H2O ∆H = –5116 kJ
2 2
25
O ∆H = +5099 kJ (invertida)
8CO2 + 9H2O → Isoctano +
2 2
Octano → Isoctano ∆H = –17 kJ
Octano +
Como no gráfico o octano já partia de –208,2 kJ, segue: –208,2 –17 kJ = –225,2 kJ energia liberada.
31)C
I. Errada. C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O Soma = 1+3+2+3 = 9
II. Errada. n-octano: C8H18 → –5471 kJ/mol
1mol = 114 g ––– –5471
50 g ––– x
x = –2399,6 kJ
propano: C3H8 → –2220 kJ/mol
1 mol = 44 g ––– –2220
100 g ––– y
y = –5045,5 kJ
III.Certa. Somente hidrogênios e carbonos e cadeia com apenas ligações simples entre carbonos.
IV.Certa.
Propano: C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
1 mol de propano ––– 3 mols de CO2
25
n-octano: C8H18 +
O → 8CO2 + 9H2O
1 mol de n-octano ––– 8 mols de CO2
2 2
etanol: C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
1 mol de etanol ––– 2 mols de CO2
32)B
33)C
I. Certa. Quanto mais energia libera durante a
formação, maior é a estabilidade da substância
H2O → –242 kJ/mol
II. Errada. A formação do H2S é exotérmica (tabela), e o
gráfico da figura 2 é endotérmico. De forma inversa, a
formação do H2Se é endotérmica (tabela), e o gráfico
representa um processo exotérmico.
III.Errada. A formação do H2O ocorre com liberação de
energia.
IV.Certa. Possui a maior constante de ionização (2,3-10–3);
logo possui maior grau de ionização de hidrogênio.
4
Química C
1
O + C( graf ) ∆H = +26 Kcal
2 2( g )
(invertida)
CO(g) → C( graf ) + O2( g ) → CO2(g) ∆H = –94 Kcal
1
CO(g) + O2(g) → CO2(g) ∆H = –68 Kcal
2
GABARITO
34)A
Energia dos produtos menor que a dos
reagentes: AH negativo (reação exotérmica).
35)a)A reação é exotérmica pois ocorre com liberação de calor, na medida em que a entalpia dos produtos é menor
que a dos reagentes. ∆AB representa a energia de ativação.
b)Mantendo-se as mesmas condições de temperatura, a quantidade de energia liberada na oxidação de um mol
de glicose em nosso organismo até CO2 e H2O é a mesma liberada na combustão de um mol de glicose em
um frasco de laboratório, pois a variação de entalpia por mol de glicose é a mesma.
A reação de oxidação da glicose no nosso organismo ocorre na presença de enzimas que catalisam o processo,
e por isso ele ocorre em temperaturas menores do que num frasco de laboratório.
36)C
CO +½O2 → CO2
–110,5 –393,5
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –393,5 – (–110,5)
∆H = –393,5 + 110,5
∆H = –283,5 ––– ½O2
x ––– 1O2
x = 566 kJ
37)a)
b)2C5H10
→ C4H8 + C6H12
→ 2 buteno + 3-hexeno
2-penteno 2 . –32 → –11 – 54
–64 → –65
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –65 – (–64)
∆H = –1 kJ ––– 2 mols de 2–penteno
x ––– 1 mol
x = –0,5 kJ/mol
38)B
N2 + 3H2 → 2NH3 ∆H = –92 kJ (2.–46) Formação da amônia
N2 + 2H2 → N2H4 ∆H = +50 kJ Formação da hidrazina
N2 + 3H2 → 2NH3 ∆H = –92 kJ (repetida)
N2H4 → N2 + 2H2 ∆H = –50 kJ (invertida)
N2H4 + H4 → 2NH3 ∆H = –142 kJ (redução da hidrazina)
39)B
I. Errada. 1 Kcal ––– 4,18 kJ
150 Kcal ––– x
x = 627 kJ
II. Errada. Produto II: Produto I: 1 porção ––– 150 kcal
3 porções ––– 450 kcal
1 porção ––– 75 kcal
4 porções ––– 300 kcal
III.Certa. Produto I: porção de 30 g ––– 100%
carboidratos: 18 g ––– 60%
Produto II: porção de 40 g ––– 100%
carboidratos: 24 g ––– 60%
Produto III: porção de 15 g ––– 100%
carboidratos: 10 g ––– 66,7%
Química C
5
GABARITO
43)B
40)
a)
I. H2(g) + C2(g) → 2HC(g)
I. Certa. Metano: 14 g ––– 212,8 Kcal x = 15,2 Kcal/g
1 g ––– x
Butano: 58 g ––– 635,9 Kcal x = 10,96 Kcal/g
1 g ––– x
Octano: 114 g ––– 1320,6 Kcal x = 11,58 Kcal/g
1 g ––– x
H H + C C → H C
H 428 C
432 + 240 → 2.428
672 → 856
432
240
428
 
energia absorvida energia liberada
∆H = 672 – 856 = –184 KJ
II. Errada. 1C4H10+
II. N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
N 942 N + H 432 H → H 386 N 386 H
1 mol 5 mols
III.Errada. 1 g de octano produz 11,58 Kcal.
H 432 H 386
H 432 H H
H 386 N 386 H
IV.Certa. 1CH4+2O2 → 1CO2 + 2H2O
1 mol 2 mols
1C4H10+
386
H
942 + 3 . 432 → 6 . 386
2238 → 2316
1 mol C6H6+
∆H = 2238 – 2316 = –78 kJ
b)A reação mais favorável é a mais exotérmica,
portanto a reação I.
C8H18 C2H6O
114 g → 5100 kJ
46 g → 1200 kJ
0,7 g ––– 1 mL
0,8 g ––– 1 mL
114 g ––– x
195,5 g ––– x
x = 162,86 mL x = 244,4 mL
2
Gasolina 162, 86 mL
=
=0,666 =
244, 4 mL
3
E tan ol
42)C
H2 + I2 → 2HI
H 434 H + I 150 I → H 298 I
H 298 I
584 → 596
13
O2 → 4CO2 + 5H2O
2
6,5 mols
44)E
 
energia absorvida energia liberada
41)B
13
O2 → 4CO2 + 5H2O
2
15
O2 → 6CO2 + 3H2O
2
+12 (6.–94,1) + (3. –68,3)
+12 → –564,6 – 204,9
+12 → –769,5
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –769,5 – 12
∆H = –781,5 Kcal
45)E
C60 + 60O2 → 60CO2
+2300 + 0 → 60 . (–390)
+2300 → –23400
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –23400 – 2300
∆H = –25700 kJ
Cada átomo ligado a outros 3 átomos de carbono:
 
energia absorvida energia liberada
∆H = 584 – 596
∆H = –12 kJ para 2 mols de HI
∆H = –6 kJ/mol
Ligações simples: 2
Ligações duplas: 1
Razão:
2
=2
1
46)A
→ Água pura: 25 °C
Água + NaNO3: 21 °C
Houve resfriamento, pois o NaNO3 absorveu calor da água – dissolução endotérmica
com ∆H>O.
Neste tipo de dissolução, o aumento da temperatura favorece o processo, como mostrado na figura 2-curva I.
→ Água pura: 25 °C
Água + Ca(OH)2: 29 °C
Houve aquecimento, pois o Ca(OH)2 liberou calor ao se dissolver – dissolução exotérmica com ∆H<O.
Neste caso, a diminuição da temperatura auxilia o processo, como mostrado na figura
2 – curva II.
6
Química C
GABARITO
47)21
48)B
01.Certa. Calor positivo nos produtos representa calor
liberado (exotérmica).
02.Errada. Os processos são exotérmicos.
04.Certa. Para produzir a mesma energia, metano
produz menos CO2.
I. 1 mol CO2 ––– 393 kJ
x ––– 888 kJ
x = 2,26 mols de CO2 a partir do C(s).
II. 1 mol CO2 ––– 888 kJ
1 mol de CO2 a partir do metano.
III. 8 mols CO2 ––– 5440 kJ
x ––– 888 kJ
x = 1,3 mol de CO2 a partir do C8H18().
A dissociação do ácido em água libera calor (dissociação exotérmica).
49)D
Energia liberada exotérmica.
08.Errada. A ordem crescente de produção de CO2 é:
metano (1 mol de CO2), gasolina (1,3 mol de CO2),
carvão (2,26 mol de CO2).
16.Certa. 888 kJ
50)A
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = –1274,4 – (–4075,8)
∆H = –1274,4 + 4075,8
∆H = + 2801,4 kJ
6CO2 + 6H2O → C6H12O6+ 6O2
(6. –393,5) + (6. –285,8) → –1274,4 + 6.0
–2361 –1714,8 → –1274,4
–4075,8 → –1274,4
51)B
o
H2O2 → H2 + O2 ∆H = +136,3 kJ (A equação foi invertida. ∆H muda de sinal.)
2O3 → 3O2 ∆Ho = –326,2 kJ (A equação foi toda multiplicada por 2, inclusive ∆H, e também invertida.)
H2 + O2 → 2OH ∆Ho = +78 kJ
(A equação foi toda multiplicada por 2, inclusive ∆H.)
H2O2 + 2O3 → 2OH + 3O2 ∆Ho = –111,9 kJ
52)E
55)A
A reação é uma combustão onde o calor aparece nos
produtos (calor liberado).
Reação exotérmica:
53)a)Ocorre evaporação e condensação;
b)A evaporação ocorre na superfície da água salobra
e a condensação ocorre na superfície do plástico;
c)A evaporação absorve a energia proveniente do sol.
54)B
A lenha sofre combustão liberando calor para o forno
(exotérmica).
Química C
7
GABARITO
56)D
1 mol C6H12O6 ––– 180 g
0,1 mol ––– 18 g
↑
1 décimo de mol
1 g de açúcar ––– 4 Kcal
18 g ––– x
61) a)
C2H5 OH() + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g)
x = 72 Kcal
etanol: 1 mol ––– –1368 kJ
0,5 mol ––– y
y = –684 kJ
x + y = –3419,5 kJ
c) 0,72 g ––– 1 cm3
x g ––– 1000 cm3 (1 Litro) x = 720 g
1 mol ––– 80,1 g
y mols ––– 720 g y = 8,99 mols
1 mol ––– –3419,5 kJ
8,99 mols ––– z
z = 3,07.104 kJ
58)B
x = 114 g
59)C – E – E – C
(C)O H2SO4() vai liberar maior quantidade de calor do
que H2SO4(aq).
(E)H2SO4(aq), já havia sido liberado algum calor durante
a dissociação em água.
(E)H2SO4() libera mais calor.
(C)A diferença é o calor liberado na dissociação do
H2SO4() em água.
60)C – E – E
1
Combustão do H2: H2 + O2 → H2O  produto da
2
combustão
(C)H2O() → H2O(g) 1 g ––– 539 cal
vaporização
18 g ––– x
(1 mol)
x = 9702 cal = 9,7 Kcal
(E)O ∆H é de 9,7 Kcal/mol. Quanto maior a quantidade
de H2 (combustível), maior a energia produzida.
(E)Nas mesmas condições, ∆H da combustão de H2
(1 mol) será igual ao ∆H° formação de H2O.
etenol
b)1 mol de gasolina contém 0,5 mol de n-octano + 0,5
mol de etanol.
n-octano: 1 mol ––– –5471 kJ
0,5 mol ––– x
x = –2735,5 kJ
57)a)A hipótese de Avogrado diz que em volumes iguais
de gases estarão presentes a mesma quantidade de
mol dos constituintes.
Metano: 208 Kcal/mol
Butano: 689 Kcal/mol
Butano vai liberar mais energia em igual quantidade
de número de mol que o metano.
b)CH4
16 g (1 mol) ––– 208 Kcal
1000 g (1 kg) ––– x
x = 13000 Kcal
1 h de ciclismo ––– 1800 kJ
C12H22O11
342 g ––– 5400 kJ
x g ––– 1800 kJ
C8H18 + 25O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(g)
n-octano
z = 30.737,08 kJ
62)A
H2 + C2 → 2HC
H 436 H + Cl 243 Cl → H 432 Cl
H 432 Cl
436 + 243 → 2 . 432
679 → 864
 
calor absorvido calor liberado
∆H = 679 – 864
∆H = –185 kJ para 2 mol de HC
∆H = –92,5 kJ/mol
63)D
C2 H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O ∆H = –1295,5 kJ
a)Errada. 6,02.1023 moléculas = 1 mol.
1 mol de etanol ––– 2 mol de CO2
b)Errada. 1 mol de etanol ––– 3 mol de O2
c)Errada. 2 mols de etanol ––– 4 mol de CO2
1 mol ––– 22,42 L
4 mols ––– 89,6 L
d)Certa. 1 mol de etanol (46 g) ––– 3 mol de H2O
e)Errada. Exotérmica – H reagentes > H produtos
64)C
3
O
→ W O3( s ) ∆H = –840,3 kJ (a equação foi dividida por 2, inclusive ∆H)
2 2( g )
C(graf) + O2( g ) → CO2( g ) ∆H = –393,5 kJ (nenhuma alteração)
W(s) +
5
W O3( s ) + CO2( g ) → WC + O2( g ) ∆H = +1195,8 kJ (a equação foi invertida e dividida por 2)
(s)
2
→
W
+
C
WC
∆H = –38 kJ
(s)
(graf)
(s)
↓
8
a reação é exotérmica
Química C
GABARITO
65)A
CH4(g) + 2O
→ CO2(g) + 2H2O(v)
2(g)
H
413
494
O == O H 463 O 463 H
804
804
H 413 C 413 H +
→ O ==
== O +
494
C
O == O H 463 O 463 H
413
H
(4.413) + (2.494) → (2.804) + (4.463)
1652 + 988 + → 1608 + 1852
26040 → 3460
 
energia absorvida energia liberada
∆H = 2640 – 3460
∆H = –820 kJ
66)B
2H2(g) + O
→ 2H2O(g)
2(g)
494
H H + O == O → H 463 O 463 H
H 437 H H 463 O 463 H
2.437 + 494 → 4.463
1368 → 1852
437
 
energia absorvida energia liberada
∆H = 1368 – 1852
∆H = –484 kJ para 2 mol de H2O
∆H = –242 kJ/mol
Química C
9