Prova discursiva gabaritada

COLÉGIO NACIONAL
PROVA DE QUÍMICA – PROF. JOÃO NETO – 3ª SÉRIE DO ENSINO MÉDIO
1. De acordo com a Lei de Hess, a quantidade de calor liberado ou absorvido em uma
reação química depende unicamente dos estados inicial e final. Dessa forma, resolva
os exercícios seguintes:
A) (UFLA–2007/2) Observe as reações a seguir:
Reação 1: A + B Æ C ĂH= –100,0 kJ
Reação 2: C + B Æ D ĂH= –50,0 kJ
CALCULE a entalpia-padrão de formação do produto D, partindo do reagente A,
ESCREVENDO a equação química resultante.
A B o C
'H
100 kJ
C B o D
'H
50 kJ
A 2B o D
'H
150 kJ
Critérios de correção
Questãocorreta=1,6
Reaçãocorreta+cálculoerrado=1,2
Reaçãocorreta=0,8
B) (UFTM–2008/1 – 2ª FASE) O ácido nítrico, HNO3, é um dos ácidos mais utilizados
na indústria química, e o primeiro método sintético para sua produção ocorreu na
Noruega, em 1903, processo chamado de Birkeland-Eyde, que consistia das
seguintes etapas:
I.
reação entre os gases nitrogênio e oxigênio, utilizando arco voltaico à
temperatura acima de 3 000ºC, para obtenção do monóxido de nitrogênio;
II.
oxidação do monóxido de nitrogênio com oxigênio para obtenção do dióxido
de nitrogênio;
III.
reação do dióxido de nitrogênio com água para obtenção do ácido nítrico e
do monóxido de nitrogênio.
Esse método é obsoleto, devido ao elevado custo de energia elétrica utilizada. O
método atual, método de Ostwald, utiliza a amônia como matéria-prima. O ácido
nítrico também pode ser obtido, sob condições adequadas, a partir da reação do
pentóxido de dinitrogênio com água: N2O5(g) + H2O(l) Æ2HNO3(aq)
Dadas as equações termoquímicas:
N2(g) + 3O2(g) + H2(g) Æ2HNO3(aq) H= –415 kJ
2H2(g) + O2(g) Æ 2H2O(l) H= –572 kJ
2N2(g) + 5O2(g) Æ 2N2O5(g) H= +22 kJ
UTILIZANDO as equações termoquímicas, CALCULE a entalpia-padrão da reação de
formação do ácido nítrico a partir da reação do pentóxido de dinitrogênio e água.
N2(g) + 3O2(g) + H2(g) Æ2HNO3(aq)
2H2(g) + O2(g)
Æ 2H2O(l)
N2O5(g)
Æ N2(g) +
N2O5(g) + H2O(g) Æ2HNO3(aq)
5
/2O2(g)
Critérios de correção
Questãocorreta=1,7
Reaçãocorretaemdobro=1,2
Reaçãocorreta=0,8
H= –415 kJ
H= –286 kJ (dividido por 2)
H= – 11 kJ (divid.por 2 e invertido)
H= –140 kJ
2. (UFTM–2009/2 – 2ª FASE) O óxido de cálcio é um material empregado na preparação
de revestimento de paredes e na produção de cerâmicas, além de outras aplicações
industriais. O óxido de cálcio não é encontrado na natureza e é obtido industrialmente
do calcário (CaCO3), quando aquecido a temperaturas superiores a 900ºC. A equação
que descreve essa transformação é a seguinte: CaCO3(s) Æ CO2(g) + CaO(s).
Dados: Massa molar (mol.g–1): C = 12; O = 16; Ca = 40
Entalpias de formação a 25ºC, 1 atm:
Hf CaCO3(s) = –1207 kJ.mol–1; Hf CaO(s) = –635 kJ.mol–1; Hf CO2(g) = –393 kJ.mol–1
A) CALCULE a quantidade, em kg, de óxido de cálcio produzido pelo aquecimento de
12250 kg de carbonato de cálcio.
CaCO3(s) Æ CO2(g) + CaO(s).
100g----------------------56g
12250kg------------------x
x=6860 kg
B) CALCULE a entalpia de reação.
CaCO3(s) Æ CO2(g) + CaO(s).
+1207
-635
H= +179
-393
Critérios de correção
Questãocorreta=1,6
Cálculoerrado=1,0
Critérios de correção
Questãocorreta=1,6
Montagemcerta,cálculoerrado=1,0