QUESTÕES OBJETIVAS

Reforco de
4-(UFF) O diagrama mostra os valores de entalpia para a
interconversão do vapor d'água, da água líquida e de seus
elementos.
UIMICA
TERMOQUÍMICA
1-(UFF) Considere os valores de entalpia padrão de formação
(Hf) em kJ.mol–1 à 25 C, das seguintes substâncias:
– 74,8
– 134,5
– 92,3
CH4 (g)
CHCl3 (l)
HCl (g)
Para a reação
CH4(g) + 3Cl2(g)  CHCl3 + 3HCl(g)
o H será:
(A) – 151,9 kJ.mol –1
(B) + 168,3 kJ.mol –1
(C) – 336,6 kJ.mol –1
(D) – 673,2 kJ.mol –1
(E) + 841,5 kJ.mol –1
2-(UFF) Quando o benzeno queima na presença de excesso de
oxigênio, a quantidade de calor transferida à pressão constante
está associada à reação:
C6H6(l) + 15/2 O2(g)  6 CO2(g) + 3 H2O(l)
O calor transferido nesta reação é denominado calor de
combustão.
Considere as reações:
6C
+ 3H2(g) 
(grafite)
C6H6(l)
H = 49,0 kJ
C
+ O2(g)
(grafite)

CO2(g)
H = -393,5 kJ
H2(g) + ½ O2(g)

H2O(l)
H = -285,8 kJ
O calor de combustão do benzeno em kJ, será:
(A) + 3267,4
(B) + 2695,8
(C) – 1544,9
(D) – 3267,4
(E) – 2695,8
3-(UFPA) O metano é um poluente atmosférico e sua combustão
completa é descrita pela equação química balanceada e pode ser
esquematizada pelo diagrama abaixo.
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)
(A) A formação da 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.
5-(Uni-Rio) Os soldados em campanha aquecem suas refeições
prontas, contidas dentro de uma bolsa plástica com água. Dentro
desta bolsa existe o metal magnésio, que se combina com a água
e forma hidróxido de magnésio, conforme a reação:
Mg(s) + 2H2O(l)  Mg(OH)2(s) + H2(g)
A variação de entalpia desta reação, em kJ/mol, é:
Dados:
H f H2O(l) = -285,8 kJ/mol
H f Mg(OH) 2(s) = -924,5 kJ/mol
(A) - 1.496,1
(B) - 638,7
(C) - 352,9
(D) + 352,9
(E) + 1.496,1
6-(UFRRJ) O óxido nitroso, substância anestésica, é também
conhecido como gás hilariante (gás do riso). Sua preparação, em
geral, se faz pelo aquecimento do nitrato de amônio muito puro,
conforme a equação:
NH4NO3 (conc.)  N2O(g) + 2H2O(g)
Qual a quantidade de calor liberado, em kcal, no processo de
obtenção do gás hilariante sabendo-se que as formações das
substâncias N2O, H2O e NH4NO3 ocorrem por meio das seguintes
equações termoquímicas:
N2 (g) + ½ O2 (g) + 19,5 kcal  N2O (g)
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (g) + 57,8 kcal
N2 (g) + 2 H2 (g) + 3/2 O2 (g)  NH4NO3 (s) + 87,3 kcal
7-(UFRN) Nas salinas, observa-se a vaporização da água como
uma etapa do processo de obtenção do sal.
As reações de formação da água líquida e da água gasosa, a
250C e 1,0 atm de pressão, são representadas por:
H2(g) + ½O2(g)  H2O(l) H0 = - 285,8 kJ/mol
H2(g) + ½O2(g)  H2O(g) H0 = - 241,8 kJ/mol
Sobre este processo químico, podemos afirmar que:
(A) a variação de entalpia é –890 kJ/mol, e portanto é exotérmico.
(B) a entalpia de ativação é –1140 kJ/mol.
(C) a variação de entalpia é –1140 kJ/mol, e portanto é
endotérmico.
(D) a entalpia de ativação é 890 kJ/mol.
(E) a entalpia de ativação é –890 kJ/mol.
Nessas condições de temperatura e pressão, a variação de
entalpia, para a transformação de 1,0 mol de água líquida em 1,0
mol de água gasosa, é:
(A) - 44,0 kJ
(B) + 44,0 kJ
(C) - 527,6 kJ
(D) + 527,6 kJ
8-(UFMG) Nos diagramas abaixo, as linhas horizontais
correspondem a entalpias de substâncias ou de misturas de
substâncias.
O diagrama que, qualitativamente, indica as entalpias relativas de
1 mol de etanol líquido, 1 mol de etanol gasoso e dos produtos da
combustão de 1 mol desse álcool, 2CO2 + 3H2O, é:
12-(UFRJ) O metanol, um combustível líquido, tem sido utilizado
como substituto da gasolina, e pode ser produzido a partir do
metano, conforme a reação representada a seguir:
I) 2CH4(g) + O2(g)  2CH3OH(l)
Dado que:
II) CH4(g) + H2O(g)  CO(g) + 3H2(g)
III) 2H2(g) + CO(g)  CH3OH(l)
IV) 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)
Ho = + 206 kJ
Ho = - 128 kJ
Ho = - 483 kJ
Calcule a variação de entalpia (H°) da reação I, a partir dos
dados fornecidos.
9-(UFMG) Considere o seguinte diagrama de entalpia, envolvendo
o dióxido de carbono e as substâncias elementares diamante,
grafita e oxigênio.
13-(Uni-Rio) Em 1867, Alfred Nobel desenvolveu e patenteou a
dinamite, uma mistura de nitroglicerina e argila. O invento seria
valioso na área da construção civil, mas tornou-se uma arma
mortal durante a primeira guerra mundial, para desgosto de seu
inventor. No final da vida, Nobel deixou toda a sua fortuna para o
Instituto que leva o seu nome, que anualmente distribui prêmios
para trabalhos relevantes em medicina, ciência e paz. A
nitroglicerina pura é uma substância extremamente explosiva, que
ao detonar se decompõe formando quatro gases distintos:
2 C3H5(NO3)3 (l)  3 N2 (g) + 1/2 O2 (g) + 6 CO2 (g) + 5 H2O (g)
H (kJ/mol)
- 241,8
- 393,5
- 364,0
Substancia
H2O
CO2
C3H5(NO3)3
Determine a variação de entalpia resultante da decomposição da
nitroglicerina.
14-(UFRRJ) Calcule o H de formação da sacarose, sabendo-se
que a sua reação de combustão é:
C12(H2O)12 + O2  CO2 + H2O
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.
(C) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de CO2 (g), a
partir da grafita, é igual a –394 kJ/mol.
(D) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de diamante, a
partir da grafita,é igual a 2 kJ/mol
10-(UFRRJ) Dadas as entalpias de formação:
H0(Fe2O3) = - 198,5 kcal/mol
H0(CO2) = - 94,0 kcal/mol
H0(CO) = - 26,4 kcal/mol
Calcule a entalpia envolvida em um processo de redução para a
obtenção de ferro, conforme a reação abaixo.
Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g)
11-(UFRRJ) Adicionando bicarbonato de sódio para auxiliar o
cozimento dos alimentos, tem-se a seguinte reação:
2NaHCO3  Na2CO3 + CO2(g) + H2O
Considerando os dados abaixo, calcule a quantidade de calor
envolvida, quando utiliza-se 0,2 mols de bicarbonato de sódio.
Dados:
H NaHCO3 =  226,5 kcal / mol
H Na2CO3 =
H
=
 270,3 kcal / mol
=  57,8 kcal / mol
H2O
14-(UFF) Utiliza-se o carbeto de tungstênio na fabricação das
brocas de máquinas para perfuração de rochas, ferramentas de
corte etc. Tal composto é formado, a partir de seus elementos,
pela reação:
W(s) + C(grafita)  WC(s)
Como essa reação ocorre a 1400 0C, sua variação de entalpia
(H) não é facilmente medida. Entretanto, obtém-se o valor de H
da reação a partir do cálculo dos calores de combustão dos
elementos e do carbeto.
Sabe-se que:
(I) 2W (s) + 3O2(g)  2WO3(s)
H = - 1680,6 KJ/mol
(II) C(grafita) + O2(g)  CO2(g)
H = - 393,5 KJ/mol
(III) 2WC(s) + 5O2(g)  2WO3(s) + 2CO2 (g) H = - 2391,6 KJ/mol
Determine o calor de formação do carbeto de tungstênio.
15-(UFF) Considere as informações:
I) A + B  C + D H = – 10,0 Kcal
II) C + D  E
H = + 15,0 Kcal
Calcule o H para cada uma das reações abaixo:
a) C + D  A + B
b) 2C + 2D  2A + 2B
c) A + B  E
17-(UFF) Utilize os dados apresentados na tabela abaixo e calcule
o H para a reação:
N2O4(g) + 3CO (g)  N2O (g) + 3CO2(g)
 94 kcal / mol
CO2
H
H da reação = - 1349 Kcal
H de formação CO2(g) = - 94,1 Kcal
H de formação H2O(l) = - 68,2 Kcal
composto
CO
CO2
N2O
N2O4
H0f (kJ/mol)
- 110,0
- 393,0
+ 81
+ 9,7