CadernoEO-CnaturezaV4_2022 (1)

354VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 2. A matriz energética brasileira é constituída, principalmente, por usinas hidrelétricas, termelétricas, nucleares e eólicas, e também por combustíveis fósseis (por exemplo, petróleo, gasolina e óleo diesel) e combustíveis renováveis (por exemplo, etanol e biodiesel). A entalpia de combustão do metano gasoso, principal componente do gás natural, corrigida para 25°C, é –213 kcal/mol e a do etanol líquido, à mesma temperatura, é –327 kcal/mol. Calcule a energia liberada na combustão de um grama de metano e na combustão de um grama de etanol. Com base nesses valores, qual dos combustíveis é mais vantajoso sob o ponto de vista energético? Justifique. Dados: Massa molar(g/mol): CH4 =16; C2 H6 O = 46. 3. (UFPR) Fulerenos são compostos de carbono que podem possuir forma esférica, elipsoide ou cilíndrica. Fulerenos esféricos são também chamados buckyballs, pois lembram a bola de futebol. A síntese de fulerenos 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 DHf 0 (kJ ⋅ mol–1) H2 O (ℓ) –286 C6 H6 (ℓ) 49 C60 (ℓ) 2327 4. (PUC-RJ) O mercúrio tem número atômico igual a 80 e é o único metal líquido na temperatura ambiente. O mercúrio pode ser produzido a partir a decomposição do seu óxido HgO, que tem massa molar igual a 216,6 g mol–1 . A decomposição de uma quantidade de HgO liberou 40 kJ de energia. Considerando o mercúrio e a reação de decomposição de seu óxido indicada abaixo, faça o que se pede. HgO(s) → Hg(ℓ) + 1/2 O2(g); DH= –200 kJ Dado: R = 0,082 atm L mol–1 K–1 a) Calcule a massa de HgO que se decompôs. b) Calcule o volume que O2(g) produzido ocupa a 1 atm e 25ºC. c) Indique o número de nêutrons do isótopo 200Hg. d) Calcule a percentagem em massa de Hg no HgO. 5. (UFES) O metanol sofre combustão total, formando dióxido de carbono e vapor de água. Substância Calor padrão de formação a 25°C (kJ ∙ mol-1) H2 O(g) –241,8 CO2 (g) –393,5 CH3 OH(g) –239,0 a) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão do metanol. b) Calcule o calor de combustão da reação, em kJ∙mol–1 , com base nos valores da tabela abaixo. c) Calcule a massa de CO2 (em gramas), produzida na combustão de 128 gramas de metanol. 6. (Fac. Santa Marcelina – Medicina) A cal virgem para uso culinário, óxido de cálcio (CaO) com alto grau de pureza, tem o poder de conferir aos doces de frutas uma fina camada de aspecto vítreo na superfície. São as famosas frutas cristalizadas que causam reações de amor e ódio entre os comedores de panetone. (SUPER.ABRIL.COM.BR. ADAPTADO.) O processo de formação dessa camada começa com a adição da cal virgem à água, formando uma base, conforme a equação a seguir: CaO + H2 O → Ca(OH)2 DH = –65 kJ · mol–1 de CaO Em seguida, essa base reage com dióxido de carbono, liberando vapor d’água e formando um sal que, ao se cristalizar, forma a camada vítrea que recobre as frutas cristalizadas. a) Escreva a equação que representa a formação da camada vítrea que recobre as frutas cristalizadas e dê o nome do composto que constitui essa camada. b) Represente, no gráfico abaixo, a variação da entalpia da reação de hidratação da cal virgem. Calcule o valor do calor de formação do hidróxido de cálcio, em kJ ∙ mol–1, considerando que a entalpia de formação da cal virgem seja –635 kJ ∙ mol–1 e que a da água seja -286 kJ/mol. 7. (Unicid – Medicina) A sublimação é um processo que pode interferir na qualidade de produtos farmacêuticos. Considere um analgésico comercializado em pílulas que tem como princípio ativo o ibuprofeno (C13H18O2 ) e os seguintes dados: DHvap = 70,12 kJ · mol–1 DHfus = 21,7 kJ · mol–1 a) Calcule a entalpia de sublimação do ibuprofeno e classifique-a como endotérmica ou exotérmica. b) Por que se recomenda que comprimidos à base de ibuprofeno sejam mantidos a temperaturas entre 15 e 25 ºC? 8. (Fac. Santa Marcelina – Medicina) No processo de produção de ferro metálico (Fe), ocorre a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido de carbono (CO) de acordo com a equação representativa da reação: FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)

355VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Considere os seguinte dados: Substância DHf o (kJ/mol) FeO(s) –272,0 CO(g) –110,5 CO2(g) –394,0 a) Indique o tipo de ligação química envolvida em cada substância química reagente deste processo. b) Calcule o valor, em kJ/mol, do calor envolvido na produção do ferro metálico a partir do óxido ferroso. E.O. ENEM 1. (Enem) No Brasil, o sistema de transporte depende do uso de combustíveis fósseis e de biomassa, cuja energia é convertida em movimento de veículos. Para esses combustíveis, a transformação de energia química em energia mecânica acontece: a) na combustão, que gera gases quentes para mover os pistões no motor. b) nos eixos, que transferem torque às rodas e impulsionam o veículo. c) na ignição, quando a energia elétrica é convertida em trabalho. d) na exaustão, quando gases quentes são expelidos para trás. e) na carburação, com a difusão do combustível no ar. 2. (Enem) Nos últimos anos, o gás natural (GNV: gás natural veicular) vem sendo utilizado pela frota de veículos nacional, por ser viável economicamente e menos agressivo do ponto de vista ambiental. O quadro compara algumas características do gás natural e da gasolina em condições ambiente. Densidade (kg /m3 ) Poder Calorífico (kJ /kg) GNV 0,8 50.200 Gasolina 738 46.900 Apesar das vantagens no uso de GNV, sua utilização implica algumas adaptações técnicas, pois, em condições ambiente, o volume de combustível necessário, em relação ao de gasolina, para produzir a mesma energia, seria: a) muito maior, o que requer um motor muito mais potente. b) muito maior, o que requer que ele seja armazenado a alta pressão. c) igual, mas sua potência será muito menor. d) muito menor, o que o torna o veículo menos eficiente. e) muito menor, o que facilita sua dispersão para a atmosfera. 3. (Enem) Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se intensificado de maneira preocupante, sendo esse efeito muitas vezes atribuído à intensa liberação de CO2 durante a queima de combustíveis fósseis para geração de energia. O quadro traz as entalpias-padrão de combustão a 25 ºC (ΔH) do metano, do butano e do octano. Composto Fórmula Molecular Massa molar DH metano CH4 16 890 butano C4 H10 58 2.878 octano C8 H18 114 5.471 À medida que aumenta a consciência sobre os impactos ambientais relacionados ao uso da energia, cresce a importância de se criar políticas de incentivo ao uso de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, considerando-se que o metano, o butano e o octano sejam representativos do gás natural, do gás liquefeito de petróleo (GLP) e da gasolina, respectivamente, então, a partir dos dados fornecidos, é possível concluir que, do ponto de vista da quantidade de calor obtido por mol de CO2 gerado, a ordem crescente desses três combustíveis é: a) gasolina, GLP e gás natural. b) gás natural, gasolina e GLP. c) gasolina, gás natural e GLP. d) gás natural, GLP e gasolina. e) GLP, gás natural e gasolina. 4. (Enem) Em nosso cotidiano, utilizamos as palavras “calor” e “temperatura” de forma diferente de como elas são usadas no meio científico. Na linguagem corrente, calor é identificado como “algo quente” e temperatura mede a “quantidade de calor de um corpo”. Esses significados, no entanto, não conseguem explicar diversas situações que podem ser verificadas na prática. Do ponto de vista científico, que situação prática mostra a limitação dos conceitos corriqueiros de calor e temperatura? a) A temperatura da água pode ficar constante durante o tempo em que estiver fervendo. b) Uma mãe coloca a mão na água da banheira do bebê para verificar a temperatura da água. c) A chama de um fogão pode ser usada para aumentar a temperatura da água em uma panela. d) A água quente que está em uma caneca é passada para outra caneca a fim de diminuir sua temperatura. e) Um forno pode fornecer calor para uma vasilha de água que está em seu interior com menor temperatura do que a dele. 5. (Enem) 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.

356VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Álcool Densidade a 25 ºC (g/mol) Calor de combustão (kJ/mol) Metanol (CH3 OH) 0,79 – 726,0 Etanol (CH3 CH2 OH) 0,79 –1367,0 BAIRD, C. QUÍMICA AMBIENTAL. SÃO PAULO. ARTMED, 1995 (ADAPTADO). 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. 6. (Enem) 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 (DHc 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 DHc o . Substância Fórmula DHc o (kJ/mol) benzeno C6 H6(ℓ) – 3 268 etanol C2 H5 OH(ℓ) – 1 368 glicose C6 H12O6(s) – 2 808 metano CH4(g) – 890 octano C8 H18(ℓ) – 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. E.O. UERJ EXAME DE QUALIFICAÇÃO 1. (UERJ) Expressões como combustível “verde” são empregadas em relação ao hidrogênio, pelo fato de sua queima provocar baixo impacto ambiental. Observe a reação química da combustão do hidrogênio, representada abaixo: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2 O (v)DH= −116,24 kcal/mol Utilizando os dados acima e supondo suficiente a quantidade de oxigênio, é possível estabelecer o valor da massa de hidrogênio que, ao ser queimada, produzirá energia equivalente a 232,48 kcal. Esse valor, em gramas, é igual a: Dado: Massa molar do H2 = 2g/mol a) 2 b) 4 c) 6 d) 8 e) 10 2. (UERJ) A decomposição térmica do carbonato de cálcio tem como produtos o óxido de cálcio e o dióxido de carbono. Na tabela a seguir, estão relacionados os períodos de quatro elementos químicos do grupo 2 da tabela de classificação periódica e a entalpia-padrão de decomposição do carbonato correspondente a cada um desses elementos. Período Entalpia-padrão (kJ · mol–1) 3º 100 4º 180 5º 220 6º 260 A energia, em quilojoules, necessária para a obtenção de 280 g de óxido de cálcio a partir de seu respectivo carbonato é igual a: a) 500 b) 900 c) 1100 d) 1300 3. (UERJ) Denomina-se beta-oxidação a fase inicial de oxidação mitocondrial de ácidos graxos saturados. Quando esses ácidos têm número par de átomos de carbono, a beta-oxidação produz apenas acetil-CoA, que pode ser oxidado no ciclo de Krebs. Considere as seguintes informações: • cada mol de acetil-CoA oxidado produz 10 mols de ATP; • cada mol de ATP produzido armazena 7 kcal. Sabe-se que a beta-oxidação de 1 mol de ácido palmítico, que possui 16 átomos de carbono, gera 8 mols de acetil-CoA e 26 mols de ATP.

357VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias A oxidação total de 1 mol de ácido palmítico, produzindo CO2 e H2 O, permite armazenar sob a forma de ATP a seguinte quantidade de energia, em quilocalorias: a) 36 b) 252 c) 742 d) 1008 4. (UERJ) Substâncias com calor de dissolução endotérmico são empregadas na fabricação de balas e chicletes, por causarem sensação de frescor. Um exemplo é o xilitol, que possui as seguintes propriedades: Propriedade Valor massa molar 152 g/mol entalpia de dissolução +5,5 kcal/mol solubilidade 60,8 g/100g de água a 25 ºC Considere M a massa de xilitol necessária para a formação de 8,04 g de solução aquosa saturada de xilitol, a 25 ºC. A energia, em quilocalorias, absorvida na dissolução de Mcorresponde a: a) 0,02 b) 0,11 c) 0,27 d) 0,48 5. (UERJ) O hidrogênio vem sendo considerado um possível substituto dos combustíveis altamente poluentes de origem fóssil, como o dodecano, utilizado na aviação. Sabe-se que, sob condições-padrão, as entalpias de combustão do dodecano e do hidrogênio molecular são respectivamente iguais a −7500 e −280 kJ · mol–1 . A massa de hidrogênio, em gramas, necessária para gerar a mesma quantidade de energia que a gerada por 1 g de dodecano equivale a: a) 0,157 b) 0,315 c) 0,471 d) 0,630 TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO Nos motores de combustão interna, o sulfeto de hidrogênio, presente em combustíveis, é convertido no poluente atmosférico óxido de enxofre IV, como mostra sua equação de combustão abaixo. H2 S(g) + 3/2O2(g) → SO2(g) + H2 O(ℓ) O sulfeto de hidrogênio é extraído dos combustíveis por um solvente que possui baixa polaridade molecular e natureza ácido-básica oposta à sua. 6. (UERJ) As entalpias-padrão de formação de substâncias participantes na combustão do sulfeto de hidrogênio são fornecidas adiante. substância DH o formação (kJ × mol–1) H2 S (g) –20 SO2(g) –296 H2 O(ℓ) –286 O valor da entalpia-padrão de combustão do sulfeto de hidrogênio em kJ × mol–1 é igual a: a) – 562 b) – 602 c) – 1124 d) – 1204 7. (UERJ) O alumínio é utilizado como redutor de óxidos, no processo denominado aluminotermia, conforme mostra a equação química: 8Aℓ(s) + 3Mn3 O4(s) → 4Aℓ2 O3(s) + 9 Mn(s) Observe a tabela: substância entalpia de formação (DH298K) (kJ · mol–1) Aℓ2 O3(s) –1667,8 Mn3 O4(s) –1385,3 Segundo a equação acima, para a obtenção do Mn(s), a variação de entalpia, na temperatura de 298 K, em kJ, é de: a) – 282,5 b) – 2515,3 c) – 3053,1 d) – 10827,1 E.O. UERJ EXAME DISCURSIVO 1. (UERJ) O trióxido de diarsênio é um sólido venenoso obtido pela reação do arsênio (As) com o gás oxigênio. Sua entalpia padrão de formação é igual a – 660 kJ ⋅ mol–1 . Escreva a equação química completa e balanceada da obtenção do trióxido de diarsênio. Em seguida, calcule a quantidade de energia, em quilojoules, liberada na formação desse sólido a partir da oxidação de 1,5 kg de arsênio. 2. (UERJ) Considere os seguintes valores das entalpias- -padrão da síntese do HCℓ, a partir dos mesmos regentes no estado gasoso. HCℓ(g): DH 0 = –92,5 kJ × mol–1 HCℓ(l): DH 0 = –108,7 kJ × mol–1 Calcule a entalpia-padrão, em kJ × mol–1 , de vaporização do HCℓ e nomeie duas mudanças de estado físico dessa substância que sejam exotérmicas. 3. (UERJ) Na série homóloga dos álcoois, os quatro primeiros são: metanol, etanol, propanol e butanol. Dentre as propriedades apresentadas por esses compostos, destacam-se a combustão e a grande solubilidade na água. Com o objetivo de comprovar a qualidade de um combustível, 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.

358VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias A tabela a seguir fornece os valores das entalpias-padrão de formação nas condições da experiência. Substância DH 0 formação (kcal × mol–1) etanol –66,7 vapor 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 solubilizada é maior e justifique sua resposta. E.O. OBJETIVAS (UNESP, FUVEST, UNICAMP E UNIFESP) 1. (Unesp) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: I. Gás queimando em uma das “bocas” do fogão II. 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. 2. (Fuvest) Qual o calor obtido na queima de 1,0 kg de um carvão que contém 4,0 % de cinzas: Dados: Massa molar do carbono: 12 g/mol Calor 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 3. (Fuvest) Quando 0,500 mol de etanol (C2H6O) líquido sofre combustão total sob pressão constante, produzindo CO2 e H2O, gasosos, a energia liberada é 148 kcal. Na combustão de 3,00 mols de etanol, nas mesmas condições, a entalpia dos produtos, em relação à dos reagentes, é: a) 74 kcal menor. b) 444 kcal menor. c) 888 kcal menor. d) 444 kcal maior. e) 888 kcal maior. 4. (Unesp) Diariamente podemos observar que reações químicas e fenômenos físicos implicam em variações de energia. Analise cada um dos seguintes processos, sob pressão atmosférica. I. A combustão completa do metano (CH4 ) produzindo CO2 e H2 O. 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 afirmar 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. 5. (Unesp 2017) O esquema representa um calorímetro utilizado para a determinação do valor energético dos alimentos. + – agitador terminais elétricos para ignição da amostra termômetro recipiente termicamente isolado câmara de reação cápsula contendo a amostra água (https://quimica2bac.wordpress.com. Adaptado.) A tabela nutricional de determinado tipo de azeite de Oliva traz a seguinte informação: “Uma porção de 13 mL (1 colher de sopa) equivale a 108 kcal." Considere que o calor específico da água seja 1 kcal · kg–1 · ºC–1 e que todo o calor liberado na combustão do azeite seja transferido para a água. Ao serem queimados 2,6 mL desse azeite, em um calorímetro contendo 500 g de água inicialmente a 20,0 ºC e à pressão constante, a temperatura da água lida no termômetro deverá atingir a marca de a) 21,6 ºC. b) 33,2 ºC. c) 45,2 ºC. d) 63,2 ºC. e) 52,0 ºC. 6. (Unesp) A areia comum tem como constituinte principal o mineral quartzo (SiO2 ), a partir do qual pode ser obtido o silício, que é utilizado na fabricação de microchips.

359VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias A obtenção do silício para uso na fabricação de processadores envolve uma série de etapas. Na primeira, obtém-se o silício metalúrgico, por reação do óxido com coque, em forno de arco elétrico, à temperatura superior a 1 900 °C. Uma das equações que descreve o processo de obtenção do silício é apresentada a seguir: SiO2(s) + 2C(s) → Si(ℓ) + 2CO(g) Dados: DH 0 f SiO2 = –910,9 kJ · mol–1 DH 0 f CO = –110,5 kJ · mol–1 De acordo com as informações do texto, é correto afirmar que o processo descrito para a obtenção do silício metalúrgico corresponde a uma reação: a) endotérmica e de oxirredução, na qual o Si4+ é reduzido a Si. b) espontânea, na qual ocorre a combustão do carbono. c) exotérmica, na qual ocorre a substituição do Si por C. d) exotérmica, na qual ocorre a redução do óxido de silício. e) endotérmica e de dupla troca. TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO Apesar de todos os esforços para se encontrar fontes alternativas de energia, estima-se que em 2030 os combustíveis fósseis representarão cerca de 80% de toda a energia utilizada. Alguns combustíveis fósseis são: carvão, metano e petróleo, do qual a gasolina é um derivado. 7. (Unicamp) No funcionamento de um motor, a energia envolvida na combustão do n-octano promove a expansão dos gases e também o aquecimento do motor. Assim, conclui-se que a soma das energias envolvidas na formação de todas as ligações químicas é a) maior que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o processo ser endotérmico. b) menor que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o processo ser exotérmico. c) maior que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o processo ser exotérmico. d) menor que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o processo ser endotérmico. 8. (Unicamp 2018) Em 12 de maio de 2017 o Metrô de São Paulo trocou 240 metros de trilhos de uma de suas linhas, numa operação feita de madrugada, em apenas três horas. Na solda entre o trilho novo e o usado empregou-se uma reação química denominada térmita, que permite a obtenção de uma temperatura local de cerca de 2.000ºC. A reação utilizada foi entre um óxido de ferro e o alumínio metálico. De acordo com essas informações, uma possível equação termoquímica do processo utilizado seria a) Fe2 O3 + 2A → 2Fe + A 2 O3 ; DH = +852 kJ⋅mol-1 . b) FeO3 + A → Fe + AO3 ; DH = -852 kJ⋅mol-1 . c) FeO3 + A → Fe + AO3 ; DH = +852 kJ⋅mol-1 . d) Fe2 O3 + 2A → 2Fe + A 2 O3 ; DH = -852 kJ⋅mol-1 . 9. (Unesp 2018) Analise os três diagramas de entalpia. O DH da combustão completa de 1 mol de acetileno, C2 H2(g), produzindo CO2(g) e H2 O() é a) +1.140 kJ. d) -510 kJ. b) +820 kJ. e) -635 kJ. c) -1.299 kJ. E.O. DISSERTATIVAS (UNESP, FUVEST, UNICAMP E UNIFESP) 1. (Unesp) Considere a decomposição da água oxigenada, em condições normais, descrita pela equação: H2 O2() → H2 O() + 1/2 O2(g) DH = –98,2 kJ/mol Com base na informação sobre a variação de entalpia, classifique a reação como exotérmica ou endotérmica e justifique sua resposta. Calcule a variação de entalpia na decomposição de toda a água oxigenada contida em 100 mL de uma solução aquosa antisséptica que contém água oxigenada na concentração de 3 g/100 mL. 2. (Unesp) Considerando a utilização do etanol como combustível para veículos automotores, escreva a equação química balanceada da sua combustão no estado gasoso com O2 (g), produzindo CO2(g) e H2 O(g). Dadas para o etanol CH3 CH2 OH(g) a massa molar (g·mol–1) igual a 46 e a densidade igual a 0,80 g/cm3 , calcule a massa, em gramas, de etanol consumida por um veículo com eficiência

360VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias de consumo de 10 km/L, após percorrer 115 km, e o calor liberado em kJ, sabendo-se que o calor de combustão do etanol CH3 CH2 OH(g) é igual a −1 277 kJ/mol. 3. (Fuvest) O hidrogênio tem sido apontado como possível fonte de energia do futuro. Algumas montadoras de automóveis estão construindo carros experimentais que podem funcionar utilizando gasolina ou hidrogênio líquido como combustível. Considere a tabela a seguir, contendo dados obtidos nas mesmas condições, sobre a energia específica (quantidade de energia liberada pela combustão completa de 1 g de combustível) e o conteúdo de energia por volume (quantidade de energia liberada pela combustão completa de 1 L de combustível), para cada um desses combustíveis: Combustível Energia Específica (kJ/g) Conteúdo de energia por volume (103 kJ/L) Gasolina Líquida 47 35 Hidrogênio Líquido 142 10 a) Com base nos dados da tabela, calcule a razão entre as densidades da gasolina líquida e do hidrogênio líquido (dgasolina(l)/dhidrogênio(l)) Mostre os cálculos. b) Explique por que, embora a energia específica do hidrogênio líquido seja maior do que a da gasolina líquida, o conteúdo de energia por volume do hidrogênio líquido é menor do que o da gasolina líquida. 4. (Unifesp) Considere a reação orgânica representada na equação e os valores de entalpia-padrão de formação (DH 0 f ) das substâncias participantes da reação. CH3 OH(ℓ) + CH3 COOH(ℓ) → X(ℓ) + H2 O(ℓ) Substância DH 0 f (kJ · mol–1) CH3 OH(ℓ) –239 CH3 COOH(ℓ) –484 X(ℓ) –442 H2 O(ℓ) –286 A substância X é um líquido inflamável usado como solvente na fabricação de colas. a) Escreva a fórmula estrutural da substância X e indique a função orgânica à qual ela pertence. b) Calcule a entalpia da reação descrita. Como essa reação é classificada quanto ao calor de reação? GABARITO E.O. Aprendizagem 1. B 2. E 3. E 4. C 5. B 6. C 7. C 8. E 9. A E.O. Fixação 1. C 2. C 3. A 4. B 5. A 6. B 7. C 8. C 9. D 10. D E.O. Complementar 1. D 2. C 3. B 4. E E.O. Dissertativo 1. a)C8 H18 + ___ 25 2 O2 → 8 CO2 + 9 H2 O x = Br - bromo Y = La - lantânio b) 106 caminhões-tanque 2. A entalpia de combustão do metano gasoso, principal componente do gás natural, corrigida para 25°C, é –213 kcal/mol, então: 1molCH4 ____________ 213 kcal liberados 16 g __________________ 213 kcal liberados 1g CH4 ______________ ECH4 ECH4 = 13,31 kcal A entalpia de combustão do etanol líquido, à mesma temperatura, é de –327 kcal/mol, então: 1molC2 H6 O ____________ 327 kcal liberados 46 g C2 H6 O ____________ 327 kcal liberados 1g C2 H6 O ______________ EC2 H6 O EC2 H6 O = 7,11 kcal Conclusão: O combustível mais vantajoso sob o ponto de vista energético é o metano, pois seu poder calorífico é maior do que o do etanol líquido. 3. a) Equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a C60: 10C6 H6(l) + 1502(g) → 30H2 O(l) + C60(s) b) Teremos: 10C6 H6 (l) + 1502 (g) → 30H2 O (l) + C60 (s) 10(+49 kJ) 0 30(–286 kJ) + 2327 kJ Hreagentes Hprodutos DH = Hprodutos – HReagentes DH = [30(–286 kJ) + 2327 kJ) – – [10(+49 kJ) + 0] DH = –6743 kJ/mol C60 4. a) Cálculo da massa de HgO: HgO(s) → Hg(l) + __1 2 O2(g) DH = –200 kJ 216,6 ———————— 200 kJ liberados mHgO ———————— 40 kJ mHgO = 43,32 g

361VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias b) Cálculo do volume ocupado pelo O2(g) produzido ocupa a 1 atm e 25ºC: T = 25 ºC + 273 = 298 K P × V = n × R × T 1 × Vmolar = 1 × 0,082 × 298 HgO(s) → Hg(l) + 1/2 O2 (g) 216,6 g — 0,5 × 24,436 L 43,32 g — VO2 VO2 = 2,4436 < 2,4 L c) 200 80 Hg, então nêutrons = 200 – 80 = 120. d) Cálculo da percentagem em massa de Hg no HgO: HgO = 216,6 g/mol; O = 16 g/mol; Hg = 200,6 g/mol 216,6 g — 100% 200,6 g — p p = 92,61 % 5. a) Equação química balanceada da reação de combustão do metanol: 2CH3 OH(l) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 4H2 O(l) ou 1CH3 OH(l) + __3 2 O2 (g) → 1CO2 (g) + 2H2 O(l) b) Teremos: 1CH3 OH(l) + __3 2 O2 (g) → 1CO2 (g) + 2H2 O(l) –239,0 0 –395,5 (–241,8 × 2) DH = [–393,5 + (–241 × 2)] – – [–239,0 + 0] = –638,1 kJ (mol de metanol) c) Teremos: 1CH3 OH(l) + __3 2 O2 (g) → 1CO2 (g) + 2H2 O(l) 32 g —————— 44 g 128 g —————— mCO2 mCO2 = 176 g 6. a) Equação que representa a formação da camada vítrea: Ca(OH)2(aq) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2 O(v). Nome do composto que constitui a camada vítrea: carbonato de cálcio (CaCO3 ). b) Representação da variação da entalpia da reação de hidratação da cal virgem: Cálculo do valor do calor de formação do hidróxido de cálcio, em kJ . mol-1: CaO + H2 O → Ca(OH)2 DH = -65 kJ . mol-1 de CaO DH = Hprodutos - Hreagentes -65 kJ = HCa(OH)2 – [- 635 kJ + (-286kJ)] HCa(OH)2 = (-65 – 635 – 286) kJ HCa(OH)2 = - 986 kJ/mol 7. a) DH(sublimação) = DHvap + DHfus DH(sublimação) = 91,82 kJ . mol-1 Reação endotérmica b) Pois como se trata de uma reação endotérmica, o aumento de temperatura interfere na qualidade do produto. Portanto, é necessário manter a temperatura entre 15 e 25 ºC. 8. a) Tipos de ligação química envolvida nos reagentes: FeO(s): ligação iônica CO(g): ligação covalente ou molecular. b) Cálculo do valor, em kJ /mol, do calor envolvido na produção do ferro metálico a partir do óxido ferroso: E.O. Enem 1. A 2. B 3. A 4. A 5. D 6. C E.O. UERJ Exame de Qualificação 1. D 2. B 3. C 4. B 5. B 6. A 7. B E.O. UERJ Exame Discursivo 1. 4As(s) + 302(g) → 2As2 O3(s) Cada mol de arsênio (1 mol = 75g) libera 660kj, assim 4 mols de As2 O3 , assim teremos que a quantidade de energia (kJ), liberada a partir de 1,5kg (1500g) de arsênio será: 4 · 75 ————— (2 · 660 kJ) 1500 g ————— x x = 6.600 kJ

362VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 2. Cálculo da entalpia-padrão, em kJ × mol–1, de vaporização do HCℓ: HCℓ(g): DH 0 = –92,5 kJ × mol–1 HCℓ(l): DH 0 = –108,7 kJ × mol–1 1HCℓ(l) → vaporização 1HCℓ(g) DHVAP = + 16,2 kJ ⋅ mol–1 Mudanças de estado exotérmicas (ocorre liberação de energia): solidificação (líquido → sólido) e liquefação (gasoso → líquido). 3. a) 80% b) Na amostra contendo etanol e água. O etanol apresenta maior polaridade. E.O. Objetivas (Unesp, Fuvest, Unicamp e Unifesp) 1. B 2. D 3. C 4. B 5. D 6. A 7. C 8. D 9. C E.O. Dissertativas (Unesp, Fuvest, Unicamp e Unifesp) 1. Como o DH < 0, concluímos que a reação é exotérmica. H2 O2(l) → H2 O(l) + 1/2 O2(g) DH = –98,2 kJ/mol 34,02 g _____________ libera 98,2 kJ 3 g _____________ libera E E = 8,66 kJ (liberados) ⇒ DH = –8,66 kJ 2. Equação química balanceada da combustão do etanol: CH3 CH2 OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2 O(g) A massa de etanol consumida é de 9200 g. O calor liberado é de 255.400 kJ. 3. a) A partir da tabela, vem: Para 1L: 1 g _______________ 47 kJ mgasolina _________ 35 · 103 kJ dgasolina = 0,745 · 103 g dgasolina = 745 g/L Para 1 L: 1 g _______________ 142 kJ mH2 líquido _______________ 10 · 103 kJ mH2 líquido = 0,0704 · 103 g dH2 líquido = 70,4 g/L Cálculo da relação entre as densidades da gasolina e do hidrogênio líquido: d gasolina ________ _ dH2 líquido = _______ 745 70,568 ≈ 10,6 –108,7 kJ –92,5 kJ b) Supondo o volume igual a V, teremos: dgasolina ________ dH2 = 10,6 mgasolina _________ V ___________ mH2 líquido __________ V = 10,6 mgasolina __________ mH2 líquido = 10,6 mgasolina = 10,6 × mH2 líquido (válida também para 1 litro) mgasolina > mH2 líquido Combustível Conteúdo de energia por litro Gasolina Líquida 35 × 103 kJ Hidrogênio Líquido 10 × 103 kJ 35 × 103 kJ > 10 × 103 kJ ou 10 × 103 kJ < 35 × 103 kJ Conclusão: o conteúdo de energia por volume do hidrogênio líquido é menor do que o da gasolina líquida. 4. a) Fórmula estrutural do éster X: b) DH = -5 kJ; A reação é exotérmica. H2 líquido Gasolina

363VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias E.O. APRENDIZAGEM 1. (CEFET-MG) O diagrama seguinte fornece dados referentes a algumas substâncias químicas. Com base no gráfico, pode-se afirmar, corretamente, que a a) formação do CO2 (g), a partir de substâncias simples, é endotérmica. b) entalpia de formação de CO2 (g) é igual – 283,0 kJ/mol. c) transformação de CO (g) + ½ O2 (g) em CO2 (g) apresenta DH positivo. d) queima incompleta do C (graf) fornece mais energia que a completa. e) combustão do C (graf) é uma reação exotérmica. 2. (Cesgranrio) Observe o gráfico. H (kcal) → -94 -71 0 S (r) + 3/2 O2(g) SO2(g) + 1/2 O2(g) SO3(g) O valor da entalpia de combustão de 1 mol de SO2 (g), em kcal, a 25 °C e 1 atm, é: a) – 71 b) – 23 c) + 2 d) + 71 e) + 165 3. (UC-DF) Numa sauna a vapor, o calor envolvido na condensação do vapor d’água é, em parte, responsável pelo aquecimento da superfície da pele das pessoas que estão em seu interior, de acordo com o diagrama abaixo: De acordo com as informações fornecidas, o que ocorrerá na transformação de 1 mol de água vaporizada em 1 mol de água líquida? a) liberação de 44 kJ. b) absorção de 44 kJ. c) liberação de 527,6 kJ. d) absorção de 527,6 kJ. 4. (PUC-MG) 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). cal cal cal cal Para a reação Na(s) + __1 2 Cℓ2 (g) → NaCℓ(s) a variação de entalpia (DH), em kcal, a 25 °C e 1 atm, é igual a: a) –98 b) –153 c) –55 d) 153 e) +98 TERMOQUÍMICA: LEI DE HESS COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 29 E 30

364VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 5. (UPF) A síntese da amônia, sem o ajuste dos coeficientes estequiométricos, pode ser expressa pela representação da equação química: N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) com DH = –46,1 kJ mol–1 . A variação de entalpia para a equação química representada fornece o seguinte gráfico: Considerando as informações apresentadas, assinale a alternativa correta: a) Quando a entalpia dos produtos for menor do que a dos reagentes, o valor de DH será maior do que zero. b) Sendo considerada a decomposição da amônia, a entalpia dos produtos será maior do que a dos reagentes e DH será positivo. c) A reação de síntese da amônia é um processo em que o sistema cede calor à vizinhança, caracterizando uma reação endotérmica. d) Ao reagirem 6,0 mol de moléculas de gás hidrogênio (H2(g)) o processo absorverá 184,4 kJ de calor. e) A entalpia de formação da amônia envolve a absorção de 46,1 kJ mol–1 . 6. (UECE) Normalmente uma reação química libera ou absorve calor. Esse processo é representado no seguinte diagrama, considerando uma reação específica. Com relação a esse processo, assinale a equação química correta. a) H2(g) + __1 2 O2(g) → H2 O(ℓ) – 68,3 kcal b) H2 O(ℓ) – 68,3 kcal → H2(g) + __1 2 O2(g) c) H2 O(ℓ) → H2(g) + __1 2 O2(g) + 68,3 kcal d) H2(g) + __1 2 O2(g) → H2 O(ℓ) + 68,3kcal 7. (Mackenzie) Observe o gráfico de entalpia abaixo, obtido por meio de experimentos realizados no estado-padrão: Com base em seus conhecimentos de termoquímica e nas informações do gráfico acima, a equação termoquímica incorretamente representada é: a) CO2(g) → C(graf) + O2(g) DHº=+394kJ/mol b) CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) DHº=–284kJ/mol c) C(graf) + 1/2 O2(g) → CO(g) DHº=+110kJ/mol d) CO2(g) → CO(g) + 1/2 O2(g) DHº=+284kJ/mol e) C(graf) + O2(g) → CO2(g) DHº=–394kJ/mol 8. (UFSJ) O diagrama abaixo apresenta transformações físico-químicas da água: Com base nesse diagrama, é CORRETO afirmar que a) a entalpia de formação da água líquida é 286 kJ/mol. b) o calor liberado na vaporização da água é 44 kJ/mol. c) a obtenção de 1 mol de água gasosa a partir de O2 e H2 libera 242 kJ. d) a decomposição da água líquida é um processo exotérmico. 9. (UFG) A alotropia dos elementos químicos afeta a entalpia da reação. Duas das formas alotrópicas do carbono são o grafite e o diamante. Observe o diagrama de entalpia a seguir.

365VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Dados: DH1 = –393,1 kJ/mol DH2 = –395,0 kJ/mol Ante o exposto, conclui-se que a conversão de diamante em grafite envolve a) absorção de 1,9 kJ/mol. b) liberação de 1,9 kJ/mol. c) absorção de 788 kJ/mol. d) liberação de 788 kJ/mol. e) absorção de 395 kJ/mol. E.O. FIXAÇÃO 1. (FEI) De acordo com a lei de Hess, a quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação química depende: a) dos produtos intermediários formados. b) das mudanças de estado ocorridas em cada fase da reação. c) das variações de temperatura ocorridas em cada fase da reação. d) das variações de pressão ocorridas em cada fase da reação. e) apenas do estado inicial e final da reação. 2. (UFRS) Se o efeito térmico (variação de entalpia) da reação: A + B → R + S é DHº o efeito térmico da reação química 2 R + 2 S → 2 A + 2 B é igual a: a) –DH° b) – __1 2 DH° c) –2 DH° d) DH° e) ____ 1 DH° 3. (UFRN) Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas: A + B → C DH = – 20,5 kcal D + B → C DH = – 25,5 kcal A variação de entalpia da transformação de A em D será, em kcal: a) – 5 b) + 5 c) + 46 d) – 46 4. (FEI) A equação de formação do SO3 a partir do enxofre é: S(s) + __3 2 O2 (g) → SO3 (g) Com base nas equações termoquímicas: S(s) + O2 (g) → SO2(g) DH1 = – 71 kcal SO2(g) + __1 2 O2 (g) → SO3(g DH2 = – 23 kcal O calor de formação do SO3 é em kcal a) + 48 d) – 94 b) – 48 e) nda c) + 94 5. (Mackenzie) A hidrazina, cuja fórmula química é N2 H4 , é um composto químico com propriedades similares à amônia, usado entre outras aplicações como combustível para foguetes e propelente para satélites artificiais. Em determinadas condições de temperatura e pressão, são dadas as equações termoquímicas abaixo. I. N2(g) + 2 H2(g) → N2 H4(g) DH = +95,0 kJ/mol II. H2(g) + __1 2 O2 → H2 O(g) DH = –242,0 kJ/mol A variação da entalpia e a classificação para o processo de combustão da hidrazina, nas condições de temperatura e pressão das equações termoquímicas fornecidas são, de acordo com a equação N2 H4(g) + O2(g) → N2(g) + 2 H2 O(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. 6. (PUC-SP) Um passo no processo de produção de ferro metálico, Fe(s), é a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido de carbono (CO). FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) DH = x Utilizando as equações termoquímicas fornecidas a seguir Fe2 O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) DH = – 25 kJ 3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3 O4(s) + CO(g) DH = – 36 kJ 2 Fe3 O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2 O3(s) + CO(g) DH = + 47 kJ é correto afirmar que o valor mais próximo de x é: a) – 17 kJ d) – 36 kJ b) + 14 kJ e) + 50 kJ c) – 100 kJ 7. (Fatec) O processo de obtenção industrial de H2 SO4 é representado pelas equações: S(s) + O2 (g) → SO2 (g) DH= – 297 kJ SO2(g) + 1/2 O2(g) → SO3(g) DH= – 99 kJ SO3(g) + H2 O → H2 SO4(ℓ) DH= – 130 kJ Dados: Massa molar do H2 SO4 = 98 g/mol, 1t = 1,0 x 106 g A quantidade de calor liberada na produção de 700 toneladas de H2 SO4 é aproximadamente: a) 3,8 kJ b) 536 kJ c) 4025 kJ d) 5,4 x 108 kJ e) 3,8 x 109 kJ

366VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 8. (PUC-SP) Para projetar um reator um engenheiro precisa conhecer a energia envolvida na reação de hidrogenação do acetileno para a formação do etano: C2 H2(g) + 2 H2(g) → C2 H6(g) Embora não tenha encontrado esse dado tabelado, ele encontrou as seguintes entalpias padrão de combustão: C2 H2(g) + __5 2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2 O(ℓ) DHºc = -1301 kJ/mol C2 H6(g) + __7 2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2 O(ℓ) DHºc = -1561 kJ/mol H2(g) + __1 2 02(g) → H2 O(ℓ) DHºc = -286 kJ/mol 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 × 108 kJ d) 1,04 × 108 kJ e) 1,04 × 107 kJ 9. (UFSCar) Considere as equações: I. Ca2+ (g) + 2 Cℓ– (g)→ CaCℓ2 (s) DH = –2260 kJ/mol II. Ca2+ (g) → Ca2+ (aq) DH = – 1657 kJ/mol III. Cℓ– (g) → Cℓ– (aq) DH = – 340 kJ/mol A entalpia de dissolução, em kJ/mol, do cloreto de cálcio em água, é a) +714 b) +263 c) +77 d) –77 e) –263 E.O. COMPLEMENTAR 1. (Fatec) A fermentação que produz o álcool das bebidas alcoólicas é uma reação exotérmica representada pela equação: C6 H12O6(s) → 2 C2 H5 OH(ℓ) + 2 CO2(g) + X kJ Considerando-se as equação que representam as combustões da glicose e do etanol: C6 H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2 O(ℓ) + 2840 kJ C2 H5 OH(ℓ)+ 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3 H2 O(ℓ)+1350 kJ pode-se concluir que o valor de X em kJ/mol de glicose é: a) 140 b) 280 c) 1490 d) 4330 e) 5540 2. (UEPG) Deseja-se determinar o valor de DHº da reação de hidrogenação do eteno, representada abaixo. C2 H4(g) + H2(g) → C2 H6 DHº = ? Para tanto, dispõem-se das seguintes entalpias-padrão de combustão: I.C2 H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2 O(ℓ) DHºC = –1.411,2 kJ/mol II. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2 O(ℓ) DHºC = –285,8 kJ/mol III. C2 H6 + 7/2 O2→ 2CO2(g) + 3H2 O(ℓ) DHºC = –1.560,7 kJ/mol Assim, utilizando a Lei de Hess para calcular o valor de DHº 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 DHº desejado é –136,3 kJ. 08) A reação de hidrogenação do eteno é endotérmica. 3. (Fatec) Considere as reações de combustão, abaixo representadas, e as respectivas quantidades de calor (Q) liberadas na queima de um mol do combustível. I. C + O2 → CO2 + Q1 II. C + 1/2 O2 → CO + Q2 III. CO + 1/2 O2 → CO2 + Q3 Pode-se afirmar, necessariamente, que a) Q1 é igual a Q3. b) Q2 é igual a 1/2 de Q1. c) Q2 é igual a Q3. d) Q2 + Q3 é maior que Q1. e) Q1 é maior que Q3. 4. (Aman) O metanol é um combustível que pode ser obtido através da fermentação do caldo da cana-de-açúcar ou da reação controlada do oxigênio do ar com o gás metano. Dados: CH4 (g) + H2 O (g) → CO (g) + 3 H2 (g) DH°= 206,10 kJ 2 H2(g) + CO(g) → CH3 OH (ℓ) DH°= – 128,33 kJ 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2 O (g) DH°= – 483,64 kJ Com base nos dados, pode-se concluir que a variação de entalpia (em kJ/mol), na formação do metanol a partir do metano, é: a) – 405,87 d) + 149,21 b) – 164,05 e) + 164,05 c) – 149,21 5. (G1 – IFBA) Observe, a seguir, algumas equações termoquímicas: C(gráfite) + O2(g) → CO2(g) DH = –394 kJ mol–1 S(rômbico) + O2(g) → SO2(g) DH = –297 kJ mol–1 CS2(ℓ) + 3O2(g) → 2SO2(g) + CO2(g) DH = –1077 kJ mol–1 Com base nas informações anteriores, complete as lacunas, tornando a afirmação a seguir verdadeira. A entalpia de formação do CS2(ℓ), a partir de seus elementos formadores, tem DH = __________, sendo, portanto, uma reação __________. a) +89 kJ mol–1, endotérmica. b) +389 kJ mol–1, endotérmica. c) +1768 kJ mol–1, endotérmica. d) –1768 kJ mol–1, exotérmica. e) –2065 kJ mol–1, exotérmica.

367VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias E.O. DISSERTATIVO 1. Diagramas de energia fornecem informações importantes, tanto termodinâmicas quanto em relação ao mecanismo de reação, pois permitem determinar o número de etapas reacionais, presença de intermediários e ainda reconhecer qual etapa é mais lenta. A lei de velocidade é determinada pela etapa lenta de reação. A seguir são fornecidos diagramas de energia para três reações hipotéticas. Para cada diagrama de energia, indique se a reação libera (exergônica) ou absorve (endergônica) energia. 2. Durante a Guerra do Golfo, os soldados aqueciam seus alimentos utilizando-se de recipientes de plástico que continham magnésio metálico. Para que houvesse o aquecimento, pequenas quantidades de água eram adicionadas ao magnésio, produzindo hidróxido de magnésio e hidrogênio. O diagrama de entalpia dessa reação é mostrado na figura abaixo. Com relação a esse diagrama, julgue os itens a seguir. 01) A reação do magnésio com a água é exotérmica. 02) A entalpia da reação é de DH = –80 Kcal/mol. 04) O valor de X representa a variação de entalpia da reação. 08) A representa os reagentes da reação, Mg(s) e H2 O(ℓ) e B os produtos Mg(OH)2(s) e H2(g). 16) A diminuição da entalpia de A para B indica que houve liberação de calor. 3. (UFV) O carbeto de tungstênio (WC) é usado em brocas de perfuração de poços de petróleo. A medição experimental do calor de formação do WC é tarefa difícil devido à alta temperatura em que a reação ocorre. Entretanto, o calor de formação do WC pode ser calculado a partir dos calores de combustão das substâncias a seguir: I. W (s) + __3 2 O2 (g) → WO3 (s) DH = –840 kJ/mol II. C (s) + O2 (g) → CO2 (g) DH = –394 kJ/mol III. WC (s) + __5 2 O2 (g) → WO3 (s) + CO2 (g) DH = –1196 kJ/mol Calcule o calor de formação do WC: W (s) + C (s) → WC (s) 4. (UFGO) No Brasil, parte da frota de veículos utiliza etanol obtido da cana-de-açúcar como combustível em substituição à gasolina. Entretanto, o etanol pode ser obtido de outras formas, como a reação entre água e etileno, representada pela equação química abaixo. C2 H4(g) + H2 O(ℓ) → C2 H5 OH(ℓ) a) Calcule a variação de entalpia dessa reação a partir das seguintes equações termoquímicas não balanceadas: C2 H4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2 O(ℓ) DH = –1.430,0 kJ/mol de C2 H4 C2 H5 OH(ℓ) + O2(g) → CO2(g) + H2 O(ℓ) DH = –1.367,1 kJ/mol de C2 H5 OH b) Identifique a natureza do processo quanto à variação de entalpia na obtenção do etanol. 5. (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 H2 O(ℓ) DH 0 = – 1170 kJ/mol 2 NO2(g) → 2 NO(g) + O2(g) DH 0 = 114 kJ/mol 6 NO2(g) + 2 H2 O(ℓ) → 4 HNO3(aq) + 2 NO(g) DH 0 = – 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 DHº 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: N = 14; H = 1; O = 16. 6. (UFG) A variação de entalpia (DH) é uma grandeza relacionada à variação de energia que depende apenas dos estados inicial e final de uma reação. Analise as seguintes equações químicas: 3 8 2 2 2 2 2 2 2 2 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) O 1 (g) H O( ) H 286 kJ 2 Δ Δ Δ + → + ° = − + → ° = − + → ° = − l l

368VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Ante o exposto, determine a equação global de formação do gás propano e calcule o valor da variação de entalpia do processo. 7. (UFTM) Considere os dados da tabela nas condições padrão, em kJ/mol de produto. valor de entalpia combustão do hidrogênio molecular gasoso produzindo água líquida – 286 atomização do hidrogênio molecular gasoso + 218 atomização do oxigênio molecular diatômico + 248 A partir desses dados, calcule, em kJ/mol, a) o DH de formação de água líquida a partir de átomos H e O isolados. b) a energia de ligação O = O. 8. (UFG) Os processos metabólicos que ocorrem em diferentes partes do organismo permitem a obtenção da energia necessária às funções vitais. A energia química liberada nesses processos pode ser dissipada na forma de calor ou armazenada para que o organismo possa usá-la quando necessário. Na oxidação total (aeróbica) de 1 mol de glicose (C6 H12O6 ) são liberados 700 kcal, formando dióxido de carbono e água. O processo de oxidação parcial (anaeróbica) ocorre nas leveduras, e a glicose é convertida em etanol e dióxido de carbono, liberando 30 kcal. Ante o exposto, a) escreva as equações químicas balanceadas relacionadas aos dois processos de oxidação da glicose; b) calcule a energia relacionada à combustão de 2 mols de etanol. 9. (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 antimofo nas residências. Este sal pode ser produzido na reação de neutralização do hidróxido de cálcio com ácido clorídrico. A entalpia dessa reação pode ser calculada utilizando as seguintes equações termoquímicas: ( ) () () ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 0 s aq a 2 2 q 0 s 2 2 s 0 2 s 2 aq CaO 2HC CaC H O H 186 kJ CaO H O Ca OH H 65 kJ Ca OH Ca OH H 13 kJ + → + ∆ = − + → ∆ = − → ∆ = − l l l l 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? E. O. ENEM 1. (Enem) 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 C2 H2(g) → C6 H6(ℓ) A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais: I. C2 H2(g) + __5 2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2 O(ℓ) DH 0 C = –310 kcal/mol II. C6 H6(ℓ)+ 15 ___ 2 O2(g)→ 6CO2(g) + 3 H2 O(ℓ) DH 0 C = –780 kcal/mol 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. 2. (Enem) 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 DH1 a variação de entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico e água líquida, e DH2 , 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 H2 O (gasoso) é: a) –106. b) –94. c) –82. d) –21,2. e) –16,4.

369VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias E.O. OBJETIVAS (UNESP, FUVEST, UNICAMP E UNIFESP) 1. (Fuvest) O monóxido de nitrogênio (NO) pode ser produzido diretamente a partir de dois gases que são os principais constituintes do ar atmosférico, por meio da reação representada por N2(g) + O2(g) → 2NO(g) DH = 180 kJ O NO pode ser oxidado, formando o dióxido de nitrogênio (NO2 ), um poluente atmosférico produzido nos motores a explosão: 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) DH = –114 kJ Tal poluente pode ser decomposto nos gases N2 e O2 : 2 NO2(g) → N2(g) + 2 O2(g) Essa última transformação: a) libera quantidade de energia maior do que 114 kJ. b) libera quantidade de energia menor do que 114 kJ. c) absorve quantidade de energia maior do que 114 kJ. d) absorve quantidade de energia menor do que 114 kJ. e) ocorre sem que haja liberação ou absorção de energia. 2. (Fuvest) As reações, em fase gasosa, representadas pelas equações I, II e III, liberam, respectivamente, as quantidades de calor Q1 J, Q2 J e Q3 J, sendo Q3 > Q2 > Q1 . I. 2 NH3 + __5 2 O2 → 2 NO + 3 H2 O DH1 = – Q1 J II. 2 NH3 + __7 2 O2 → 2 NO2 + 3 H2 O DH2 = – Q2 J III. 2 NH3 + 4 O2 → N2 O5 + 3 H2 O DH3 = – Q3 J IV. N2 O5 → 2 NO2 + __1 2 O2 DH4 será: ? Assim sendo, a reação representada por: a) exotérmica, com DH4 = (Q3 – Q1 ) J. b) endotérmica, com DH4 = (Q2 – Q1 ) J. c) exotérmica, com DH4 = (Q2 – Q3 ) J. d) endotérmica, com DH4 = (Q3 – Q2 ) J. e) exotérmica, com DH4 = (Q1 – Q2 ) J. 3. (Unicamp) Um artigo científico recente relata um processo de produção de gás hidrogênio e dióxido de carbono a partir de metanol e água. Uma vantagem dessa descoberta é que o hidrogênio poderia assim ser gerado em um carro e ali consumido na queima com oxigênio. Dois possíveis processos de uso do metanol como combustível num carro – combustão direta ou geração e queima do hidrogênio – podem ser equacionados conforme o esquema abaixo: CH3 OH(g) +3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2 O(g) combustão direta CH3 OH(g) + H2 O(g) → CO2(g) + 3H2(g) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2 O(g) geração e queima de hidrogênio De acordo com essas equações, o processo de geração e queima de hidrogênio apresentaria uma variação de energia a) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, já que as equações globais desses dois processos são diferentes. b) igual à da combustão direta do metanol, apesar de as equações químicas globais desses dois processos serem diferentes. c) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, mesmo considerando que as equações químicas globais desses dois processos sejam iguais. d) igual à da combustão direta do metanol, já que as equações químicas globais desses dois processos são iguais. TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO Insumo essencial na indústria de tintas, o dióxido de titânio sólido puro (TiO2 ) pode ser obtido a partir de minérios com teor aproximado de 70% em TiO2 que, após moagem, é submetido à seguinte sequência de etapas: I. aquecimento com carvão sólido TiO2(s) + C(s) → Ti(s) + CO2(g) DHreação = +550 kJ · mol–1 II. reação do titânio metálico com cloro molecular gasoso Ti(s) + 2Cℓ2(s) → TiCℓ4(ℓ) DHreação = –804 kJ · mol–1 III. reação do cloreto de titânio líquido com oxigênio molecular gasoso TiCℓ4(ℓ) + O2(g) → TiO2(s) + 2Cℓ2(g) DHreação= –140 kJ · mol–1 4. (Unesp) Considerando as etapas I e II do processo, é correto afirmar que a reação para produção de 1 mol de TiCℓ4(ℓ) a partir de TiO2(s) é a) exotérmica, ocorrendo liberação de 1 354 kJ. b) exotérmica, ocorrendo liberação de 254 kJ. c) endotérmica, ocorrendo absorção de 254 kJ. d) endotérmica, ocorrendo absorção de 1 354 kJ. e) exotérmica, ocorrendo liberação de 804 kJ. 5. (Fuvest) O “besouro bombardeiro” espanta seus predadores, expelindo uma solução quente. Quando ameaçado, em seu organismo ocorre a mistura de soluções aquosas de hidroquinona, peróxido de hidrogênio e enzimas, que promovem uma reação exotérmica, representada por: C6 H4 (OH)2(aq) + H2 O2(aq) enzimas → C6 H4 O2(aq) + 2H2 O(ℓ) O calor envolvido nessa transformação pode ser calculado, considerando-se os processos: C6 H4 (OH)2(aq) → C6 H4 O2(aq) + H2(g) DH 0 = +177 KJ mol–1 H2 O(ℓ) + 1/2 O2(g) → H2 O2(aq) DH 0 = +95 KJ mol–1 H2 O(ℓ) → 1/2 O2(g) + H2(g) DH 0 = +286 KJ mol–1 Assim sendo, o calor envolvido na reação que ocorre no organismo do besouro é a) –558 kJ ∙ mol–1 b) –204 kJ ∙ mol–1 c) +177 kJ ∙ mol–1 d) +558 kJ ∙ mol–1 e) +585 kJ ∙ mol–1 6. (Fuvest 2018) A energia liberada na combustão do etanol de cana-de-açúcar pode ser considerada advinda da energia solar, uma vez que a primeira etapa para a produção do etanol é a fotossíntese. As transformações

370VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias envolvidas na produção e no uso do etanol combustível são representadas pelas seguintes equações químicas: 6 CO2(g) + 6 H2 O(g) → C6 H12O6(aq) + 6 O2(g) C6 H12O6(aq) → 2 C2 H5 OH() + 2CO2(g) DH = - 7O kJ/mol C2 H5 OH() + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2 O(g) DH = - 1.235 kJ/mol Com base nessas informações, podemos afirmar que o valor de DH para a reação de fotossíntese é a) -1.305 kJ/mol. b) +1.305 kJ/mol. c) +2.400 kJ/mol. d) -2.540 kJ/mol. e) +2.540 kJ/mol. 7. (Fuvest 2017) Sob certas condições, tanto o gás flúor quanto o gás cloro podem reagir com hidrogênio gasoso, formando, respectivamente, os haletos de hidrogênio HF e HC, gasosos. Pode-se estimar a variação de entalpia (DH) de cada uma dessas reações, utilizando-se dados de energia de ligação. A tabela apresenta os valores de energia de ligação dos reagentes e produtos dessas reações a 25°C e 1 atm. Molécula H2 F 2 C2 HF HC Energia de ligação (kJ/mol) 435 160 245 570 430 Com base nesses dados, um estudante calculou a variação de entalpia (DH) de cada uma das reações e concluiu, corretamente, que, nas condições empregadas, a) a formação de HF(g) é a reação que libera mais energia. b) ambas as reações são endotérmicas. c) apenas a formação de HC (g) é endotérmica. d) ambas as reações têm o mesmo valor de DH. e) apenas a formação de HC (g) é exotérmica. E.O. DISSERTATIVAS (UNESP, FUVEST, UNICAMP E UNIFESP) 1. (Unesp) O pentano, C5 H12, é um dos constituintes 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) → C5 H12(g) Determine a entalpia (DH)da reação de síntese do pentano a partir das seguintes informações: C5 H12(g) + 8 O2(g) → 5 CO2(g) + 6 H2 O(ℓ) DH = –3537 kJ C(grafite) + O2(g) → CO2(g) DH = –394 kJ H2(g) + __1 2 O2(g) → H2 O(ℓ) DH = –286 kJ 2. (Unesp) O peróxido de hidrogênio, H2 O2 , é um líquido incolor cujas soluções são alvejantes e anti-sépticas. Esta “água oxigenada” é preparada num processo cuja equação global é: H2 (g) + O2 (g) → H2 O2 (ℓ) Dadas as equações das semi-reações: H2 O2(ℓ)→ H2 O(ℓ) + __1 2 O2(g) DH = – 98,0 kJ/mol 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2 O(ℓ) DH = – 572,0 kJ/mol Pergunta-se: a) Qual o DH da reação do processo global? b) Esta reação é exotérmica ou endotérmica? Justifique sua resposta. 3. (Unesp) Silício elementar, na forma sólida, pode ser obtido pela reação entre dióxido de silício pulverizado e magnésio metálico. a) Escreva a equação balanceada da reação, indicando os estados de agregação de reagentes e produtos. b) Calcule a variação de entalpia deste processo químico a partir das entalpias de reação dadas a seguir: Si(s) + O2(g) → SiO2(s) DH1 = – 910,9kJ/mol Mg(s) + ___ 1 2 O2(g) → MgO(s) DH2 = – 601,8kJ/mol 4. (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. C2 H5 OH(g) + H2 O(v)→ 4 H2(g) + 2 CO(g) DH = + 238,3 kJ.mol-1 CO(g) + H2 O(v) → CO2(g) + H2(g) DH = – 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. 5. (Unesp) A glicose, C6 H12O6 , 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 entalpia máxima que pode ser obtida pela metabolização de um mol de glicose. Entalpias molares de formação, kJ∙mol–1: C6 H12O6(s) = – 1270; CO2(g) = – 400; H2 O(ℓ) = – 290. 6. (Unesp) Em 1840, o cientista Germain Henri Hess (1802-1850) enunciou que a variação de entalpia (DH) em uma reação química é independente do caminho entre os estados inicial e final da reação, sendo igual à soma das variações de entalpias em que essa reação pode ser desmembrada. Durante um experimento envolvendo a Lei de Hess, através do calor liberado pela reação de neutralização de uma solução aquosa de ácido cianídrico (HCN) e uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) foi obtido o valor de 2,9 kcal · mol–1 para a entalpia nesta reação. Sabendo que a entalpia liberada pela neutralização de um ácido forte e uma base forte é de 13,3 kcal · mol–1 que o ácido cianídrico é um ácido muito fraco e que o hidróxido de sódio é uma base muito forte, calcule a entalpia de ionização do ácido cianídrico em água e apresente as equações químicas de todas as etapas uti-

371VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias lizadas para esse cálculo. 7. (Unesp 2017) O ácido fluorídrico, importante matéria-prima para obtenção de diversos compostos fluorados, pode ser preparado pela reação: CaF2(S) + H2 SO4() → CaSO4(s) + 2 HF(g) Considere os dados: Reação DH (kJ/mol de produto) 1 __ 2 H2(g) + 1 __ 2 F 2(g) → HF(g) -273 Ca(s) + F2(g) → CaF2(s) -1.228 Ca(s) + S(s) + 2 O2(g) → CaSO4(s) -1.435 H2(g) + S(s) + 2 O2(g) → H2 SO4(l) -814 A partir dos dados apresentados na tabela e utilizando a Lei de Hess, calcule o DH da reação de preparação do HF(g) a partir de 1 mol de CaF2(S) e informe se ela é exotérmica ou endotérmica. Represente, no diagrama apresentado abaixo, a reação de preparação do HF. 8. (Unicamp 2017) Uma reportagem em revista de divulgação científica apresenta o seguinte título: Pesquisadores estão investigando a possibilidade de combinar hidrogênio com dióxido de carbono para produzir hidrocarbonetos, com alto poder energético, “ricos em energia”. O texto da reportagem explicita melhor o que está no título, ao informar que “em 2014 um grupo de pesquisadores desenvolveu um sistema híbrido que usa bactérias e eletricidade, conjuntamente, em um coletor solar, para gerar hidrogênio a partir da água, e fazer sua reação com dióxido de carbono, para produzir isopropanol”, como representa a equação a seguir. 3 CO2 + 4 H2 → C3 H8 O + 2,5 O2 DH° r = +862 kJ/mol a) Considerando que a entalpia padrão de formação da água é -286 kJ/mol, qual é a quantidade de energia que seria utilizada na produção de 1 mol de isopropanol, a partir de água e CO2 , da maneira como explica o enunciado acima? b) Qual seria a energia liberada pela queima de 90 gramas de isopropanol obtido dessa maneira? Considere uma combustão completa e condição padrão. GABARITO E.O. Aprendizagem 1. E 2. B 3. A 4. A 5. B 6. D 7. C 8. C 9. B E.O. Fixação 1. E 2. C 3. B 4. D 5. A 6. A 7. E 8. C 9. D E.O. Complementar 1. A 2. 02 + 04 = 06 3. E 4. B 5. A E.O. Dissertativo 1. Nas reações exotérmicas ocorre liberação de energia, logo a energia dos produtos é menor do que a energia dos reagentes. 2. São corretas: 01; 02; 04; 08; 16. A reação do magnésio com a água é exotérmica, pois ocorre diminuição de energia: A entalpia da reação é de DH = Hfinal – Hinicial = 20 – 100 = –80 kcal/mol O valor de X representa a variação de entalpia da reação A → B. A representa os reagentes da reação, Mg(s) e H2 O(ℓ) e B os produtos Mg(OH)2(s) e H2(g): Mg(s) + 2H2 O(ℓ) → Mg(OH)2(s) + H2(g) A B A diminuição da entalpia de A para B indica que houve liberação de calor, pois a reação é exotérmica. 3. –38 kJ/mol 4. a) C2 H4(g) + H2 O(ℓ)→ C2 H5 OH(ℓ) DH = –62,9 kJ/mol b)Trata-se de uma ração exotérmica, pois DH < 0.

372VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 5. a) 4 NH3 + 8 O2 → 4 H2 O + 4 HNO3 . b) DHtotal = –1788 kJ. c) m = 12,6 g de HNO3 6. 3C + 4H2(g) → C3 H8(g); DH = –106 kJ 7. a) DH = –970 kJ b) +496 kJ 8. a) → + → + 6 12 6 2 2 leveduras 6 12 6 2 6 2 C H O 6CO 6H O (oxidação total) C H O 2C H O 2CO (oxidação parcial) b) DH = –670 kcal 9. a) DH = –108 kJ b) DH = +930 kJ; Reação exotérmica. E. O. Enem 1. B 2. C E.O. Objetivas (Unesp, Fuvest, Unicamp e Unifesp) 1. B 2. D 3. D 4. B 5. B 6. E 7. A E.O. Dissertativas (Unesp, Fuvest, Unicamp e Unifesp) 1. DHtotal = –149 kJ 2. a) DH – 188,0 kJ b) Reação exotérmica, porque o DH é negativo 3. a) Equação balanceada da reação: SiO2(s) + 2 Mg(s) → Si(s) + 2 MgO(s) b) DH = – 292,7 kJ/mol 4. DHglobal = + 154, 7 kJ·mol–1 5. DHglobal = –2870 kJ·mol–1 6. Então, 7. DH = +61kJ Representação da reação de preparação do HF(g) a partir de 1 mol de CaF2(s). 8. a) DH = +2.006 kJ/mol(C3 H8 O) b) Energia = 3.009 kJ liberados.

373VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias E.O. APRENDIZAGEM 1. (UEL) A transformação representada por N2(g) → 2N(g) é: a) endotérmica, pois envolve ruptura de ligações intramoleculares. b) endotérmica, pois envolve ruptura de ligações intermoleculares. c) endotérmica, pois envolve formação de ligações intramoleculares. d) exotérmica, pois envolve ruptura de ligações intramoleculares. e) exotérmica, pois envolve formação de ligações intermoleculares. 2. (Aman) A energia necessária para decompor um mol de metanol em seus átomos constituintes é: Tipo de ligação Energia para romper a ligação (kcal/mol ligação) C — H 98,8 C — O 85,5 H — O 110,6 a) 294,9 kcal. b) 393,7 kcal. c) 492,5 kcal. d) 591,3 kcal. 3. (UFRS) Dadas as energias de ligação, em kcal × mol–1: C = C 143 C — H 99 C — Br 66 Br — Br 46 C — C 80 Calcule a variação de entalpia, em kcal, da reação de adição de bromo ao alceno, representada pela equação: H2C = CH2 + Br2 → H2C — CH2 | | Br Br a) –23. b) +23. c) –43. d) –401. e) +401. 4. (Mackenzie) Dadas as energias de ligação em kcal/mol, H – H: 104,0 Br – Br: 45,0 H – Br: 87,0 o DH da reação __1 2 H2 + __1 2 Br2 → HBr é igual a: a) +62,0 kcal. b) +149,0 kcal. c) –12,5 kcal. d) –236,0 kcal. e) –161,5 kcal. 5. (UFG) A tabela a seguir apresenta os valores de energia de ligação para determinadas ligações químicas. Ligação Energia (kcal/mol) C — C 83 C — H 100 C — O 85 O — H 110 Para as moléculas de etanol e butanol, os valores totais da energia de ligação (em kcal/mol) destas moléculas são respectivamente, iguais a: a) 861 e 1454. d) 778 e 1344. b) 668 e 1344. e) 778 e 1134. c) 668 e 1134. 6. (Unirio) O gás cloro (Cℓ2 ), amarelo-esverdeado, é altamente tóxico. Ao ser inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando ácido clorídrico (HCℓ), um ácido forte capaz de causar graves lesões internas, conforme a seguinte reação: Cℓ2 (g) + H2 O (g) → HCℓ (g) + HCℓO (g) Ligação Energia de ligação (kJ/mol) Cℓ — Cℓ 243 H — O 464 Cℓ — O 205 H — Cℓ 431 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 d) –71 b) +71 e) –104 c) +52 TERMOQUÍMICA: ENERGIA DE LIGAÇÃO COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 31 E 32

374VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 7. (UFRS) Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro abaixo. Ligação Energia de ligação (kJ/mol) C — H 413 O = O 494 C = O 804 O — H 463 Considerando a reação representada por CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(v) o valor aproximado de DH, em kJ, é de: a) –820. b) –360. c) +106. d) +360. e) +820. 8. (PUC-Camp) São dadas as seguintes energias de ligação, em kJ/mol de ligação: Ligação Energia de ligação (kJ/mol) H — Cℓ 431,8 H — F 563,2 Cℓ — Cℓ 242,6 F — F 153,1 Com os dados fornecidos é possível prever que a reação 2 HCℓ(g) + F2(g) → 2 HF(g) + Cℓ2(g) tenha DH, em kJ, da ordem de: a) –584,9, sendo endotérmica. b) –352,3, sendo exotérmica. c) –220,9, sendo endotérmica. d) +220,9 sendo exotérmica. e) +352,3, sendo endotérmica. 9. (Mackenzie) Seja a reação H2C = CH2(g) → 2 C(g) + 4 H(g) DH = + 542 kcal/mol Na reação representada, 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. d) 73,4. b) 146,8. e) 293,6. c) 344,4. E.O. FIXAÇÃO 1. (UFRGS) A reação de cloração do metano, em presença de luz, é mostrada abaixo. CH4 + Cℓ2 → CH3Cℓ + HCℓ DH = –25kcal · mol–1 Considere os dados de energia das ligações abaixo. C — H = 105 kcal · mol–1 Cℓ — Cℓ = 58 kcal · mol–1 H — Cℓ = 103 kcal · mol–1 A energia da ligação C — Cℓ, no composto CH3Cℓ, é: a) 33 kcal · mol–1 . b) 56 kcal · mol–1 . c) 60 kcal · mol–1 . d) 80 kcal · mol–1 . e) 85 kcal · mol–1 . 2. (UFSM) Uma alimentação saudável, com muitas frutas, traz incontáveis benefícios à saúde e ao bem-estar. Contudo, a ingestão de fruta verde deixa um sabor adstringente na boca. Por isso, o gás eteno é utilizado para acelerar o amadurecimento das frutas, como a banana. Industrialmente, o eteno é obtido pela desidrogenação do etano, em altas temperaturas (500 ºC) e na presença de um catalisador (óxido de vanádio), conforme mostrado na reação a seguir: DH = + 124 kJ/mol-1 Energia de ligação (kJ mol–1) Ligação Energia C — H 412 C — C 348 C = C 612 O valor absoluto da energia de ligação H — H em kJ mol–1, é, aproximadamente: a) 124. b) 436. c) 684. d) 872. e) 1368. 3. (Mackenzie) Dadas as energias de ligação em kJ/mol (valores absolutos), o calor, em kJ/mol, da reação abaixo equacionada é: H | HC ≡ CH + H — Cℓ → H2 C =C — Cℓ H — Cℓ: 431,8 H — C: 413,4 C = C: 614,2 C — Cℓ: 327,2 C ≡ C 833,4 a) +323,8. b) -431,8. c) -521,4. d) -89,6. e) +104,6.

375VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 4. (PUC-RJ) Considere o processo industrial de obtenção do propan-2-ol (isopropanol) a partir da hidrogenação da acetona, representada pela equação abaixo. H3 C – C – CH3(g) + H – H(g) → O Acetona H3 C – C – CH3(g) O H –H Isopropanol Ligação Energia de ligação (kJ/mol) C = O 745 H — H 436 C — H 413 C — O 358 O — H 463 Fazendo uso das informações contidas na tabela acima, 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. 5. (UFRGS) Observe a seguinte tabela. Ligação DH (kJ · mol-1) C — H 412 C — C 348 C = C 612 H — H 436 De acordo com as entalpias de ligação relacionadas na tabela, qual será a variação de entalpia de reação de hidrogenação do trans-2-buteno: a) –124 kJ · mol–1. d) +80 kJ · mol–1 . b) –80 kJ · mol–1. e) +124 kJ · mol–1 . c) +44 kJ · mol–1 . 6. (FGV) Na tabela são dadas as energias de ligação (kJ/mol) a 25 °C para algumas ligações simples, para moléculas diatômicas entre H e os halogênios (X). H F Cℓ Br I H F Cℓ Br I 432 568 158 431 254 243 366 250 219 193 298 278 210 175 151 O cloreto de hidrogênio é um gás que, quando borbulhado em água, resulta numa solução de ácido clorídrico. Esse composto é um dos ácidos mais utilizados nas indústrias e laboratórios químicos. A energia para formação de 2 mol de cloreto de hidrogênio, em kJ, a partir de seus elementos é igual a: a) +862. d) –244. b) +187. e) –862. c) –187. 7. (PUC-SP) Dados: entalpia de ligação: H — H = 435 kJ/mol N — H = 390 kJ/mol A reação de síntese da amônia, processo industrial de grande relevância para a indústria de fertilizantes e de explosivos, é representada pela equação N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) DH = –90 kJ A partir dos dados fornecidos, determina-se que a entalpia de ligação contida na molécula de N2 (N ; N) é igual a: a) –645 kJ/mol. d) 945 kJ/mol. b) 0 kJ/mol. e) 1125 kJ/mol. c) 645 kJ/mol. 8. (UFRGS) Considere as energias de ligação, em KJ · mol-1 , listadas na tabela a seguir. Ligação E (kJ · mol-1) C — C 347 C = C 611 C — H 414 Br — Br 192 H — Br 368 C — Br 284 O valor de DH 0 , em kJ · mol–1, para a reação CH3CH = CH2 + Br2 → CH3CHBrCH2Br é igual a: a) –235. b) –112. c) zero. d) +112. e) +235. 9. (UFRN) Num balão de vidro, com um litro de capacidade e hermeticamente fechado, colocaram-se, a 25°C e 1atm, iguais concentrações iniciais de hidrogênio gasoso [H2] e de vapor de iodo [I2]. Considere as energias de ligação do H2 , I2 e HI, respectivamente expressas na tabela a seguir. Energias de Ligação (kJ/mol) a 25 ºC e 1 atm Ligação H — H I — I H — I Energia 434,0 150,0 298,0 A quantidade de calor envolvida (ΔH0 ) por cada mol de produto formado, nas condições-padrão, deve ser: a) –143,0 kJ/mol. b) +7,0 kJ/mol. c) –6,0 kJ/mol. d) +441,0 kJ/mol.

376VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias E.O. COMPLEMENTAR 1. (PUC) O diagrama a seguir representa algumas transformações relacionadas à formação do metano a partir de gás hidrogênio e grafite: Os valores das energias de ligação H — H e C — H obtidas a partir do diagrama são, respectivamente: a) 172 kcal/mol e 208 kcal/mol. b) 104 kcal/mol e 99,5 kcal/mol. c) 208 kcal/mol e 90,5 kcal/mol. d) 104 kcal/mol e 398 kcal/mol. e) 52 kcal/mol e 380 kcal/mol. 2. (UFRS) Abaixo é apresentado um quadro com algumas energias de ligação no estado gasoso: Ligação Energia de ligação (kJ · mol-1) H — H 470,7 Cℓ — Cℓ 242,5 O = O 489,2 N N 940,8 H — Cℓ 431,5 H — Br 365,9 H — I 298,6 São feitas as seguintes afirmações: I. É preciso mais energia para decompor a molécula de oxigênio do que para decompor a molécula de nitrogênio. II. A molécula de HCℓ deve ser mais estável do que as moléculas de HBr e HI. III. Entre as moléculas gasosas H2 , O2 e Cℓ2 , a molécula de Cℓ2 é a menos estável. IV. A reação H2(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ (g) deve ser endotérmica. Quais estão corretas? a) Apenas I e II. b) Apenas I e III. c) Apenas II e III. d) Apenas I, III e IV. e) Apenas II, III e IV. 3. (UCS) O 1,2-dicloroetano ocupa posição de destaque na indústria química americana. Trata-se de um líquido oleoso e incolor, de odor forte, inflamável e altamente tóxico. É empregado na produção do cloreto de vinila que, por sua vez, é utilizado na produção do PVC, matéria-prima para a fabricação de dutos e tubos rígidos para água e esgoto. A equação química que descreve, simplificadamente, o processo de obtenção industrial do 1,2-dicloroetano, a partir da reação de adição de gás cloro ao eteno, encontra-se representada abaixo. C2 H4(g) + Cℓ2(g) → C2 H4 Cℓ2(ℓ) DISPONÍVEL EM: <HTTP://LABORATORIOS.CETESB.SP.GOV.BR/WP-CONTENT/UPLOADS/ SITES/47/2013/11/DICLOROETANO.PDF>. ACESSO EM: 3 SET. 15. (ADAPTADO.) Dados: Ligação Energia de ligação (kJ/mol) C — H 413,4 C — Cℓ 327,2 C — C 346,8 C = C 614,2 Cℓ — Cℓ 242,6 A variação de entalpia da reação acima é igual a a) –144,4 kJ/mol b) –230,6 kJ/mol c) –363,8 kJ/mol d) +428,2 kJ/mol e) +445,0 kJ/mol 4. (Espcex (Aman)) 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 = 1 u. Energia de ligação (kJ ∙ mol–1) Tipo de ligação Energia (kJ ∙ mol–1) Tipo de ligação Energia (kJ ∙ mol–1) C — C 348 H — O 463 C — H 413 O = O 495 C = O 799 C — O 358

377VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 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 E.O. DISSERTATIVO 1. (UFC) Dadas as reações: I. H2(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ(g) II. N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) e as energias de ligação: Ligação Entalpia de ligação (kJ/mol) H — H 432 N — N 942 H — Cℓ 428 Cℓ — Cℓ 240 N — H 386 a) Determine o DH para as reações I e II. b) Baseado apenas nos valores de DH, qual das reações é mais favorável. 2. (FRB-BA) Considere a tabela: Ligação Entalpia de ligação em kJ/mol H — H 104 O = O 120 O — H 110 Calcule a quantidade de calor liberada na reação de formação da água, de acordo com a equação: H2 + __1 2 O2 → H2 O 3. (Ufjf-pism 2) O hidrogênio cada vez mais tem ganhado atenção na produção de energia. Recentemente, a empresa britânica Intelligent Energy desenvolveu uma tecnologia que pode fazer a bateria de um smartphone durar até uma semana. Nesse protótipo ocorre a reação do oxigênio atmosférico com o hidrogênio armazenado produzindo água e energia. a) Escreva a equação química da reação descrita acima e calcule a sua variação de entalpia a partir dos dados abaixo. Ligação H — H H — O O = O Energia de ligação (kJ mol–1) 437 463 494 b) Um dos grandes problemas para o uso do gás hidrogênio como combustível é o seu armazenamento. Calcule o volume ocupado por 20 g de hidrogênio nas CNTP. c) Atualmente, cerca de 96% do gás hidrogênio é obtido a partir de combustíveis fósseis, como descrito nas reações abaixo. Carvão: C(s) + H2 O(ℓ) → CO(g) + H2(g) Gás natural: CH4(g) + H2 O(ℓ) → CO(g) + 3 H2(g) Essa característica é considerada uma desvantagem para o uso do hidrogênio. Justifique essa afirmativa. TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO AR MAIS LIMPO O ar que os paulistanos respiram está menos poluído. Um estudo recente feito por cientistas do IAG/USP revelou que, nos últimos 30 anos, caiu consideravelmente a concentração de acetaldeído na atmosfera da Região Metropolitana de São Paulo. Esse poluente, que faz parte do grupo dos aldeídos, é liberado principalmente pelo escapamento de veículos movidos a etanol. Além de provocar irritação nas mucosas, nos olhos e nas vias respiratórias e desencadear crises asmáticas, os aldeídos são substâncias carcinogênicas em potencial. De acordo com os resultados da pesquisa, a queda na concentração deve-se basicamente a dois fatores: aperfeiçoamento da tecnologia de motores automotivos e políticas públicas implementadas no país nas últimas décadas voltadas ao controle da poluição do ar. (ADAPTADO DE: REVISTA PESQUISA FAPESP, N. 224, P. 69) 4. (PUC-CAMP) Para responder a esta questão, utilize o texto. a) Considere a reação de formação do acetaldeído a partir da combustão incompleta do etanol. CH3 – CH2 – OH + 1/2 O2(g) → CH3 – CH = O + H2 O Utilizando os valores de energia de ligação dados a seguir, calcule a entalpia dessa reação e reescreva-a na forma de uma equação termoquímica. ligação energia média (kJ · mol-1) C – C 347,0 C – H 413,0 C – O 357,4 C = O 773,5 O – H 462,3 O = O 493,2 b) Sabendo que a concentração média de acetaldeído medida nesse estudo foi de 5,4 partes por bilhão (mg/ m3 ), calcule a concentração desse poluente em mol/ℓ. Dados: massas molares (g/mol): H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0. 5. (UFPR) Óleos vegetais, constituídos por triacilgliceróis (triéster de glicerol e ácidos carboxílicos de cadeia alquílica longa), são matérias primas em diversos setores. O óleo vegetal pode ser submetido à reação de transesterificação com álcool etílico, na presença de catalisador ácido (R1 do esquema), formando glicerol e ácidos graxos, que corresponde ao biodiesel, ou à reação de hidrogenação (R2), na presença de catalisador de MoS2 , levando à formação de uma mistura de alcanos, gás carbônico e água. No esquema simplificado a seguir, estão ilustrados estes dois processos em reações não balanceadas. A fim de simplificação foi considerado um triacilglicerol imaginário e que as reações R1 e R2 formam apenas os produtos indicados.

378VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Dados: Entalpia média de ligação (kJ ∙ mol–1) C – H 413 C – C 348 C – O 358 O – H 463 C = C 614 C = O 799 O = O 495 Massa molar (g/mol): C=12, O=16, H = 1 a) Do ponto de vista de poder calorífico, isto é, a quantidade de energia (por unidade de massa) liberada na oxidação de um determinado combustível, qual dos processos (R1 ou R2) gera um melhor combustível? Justifique. b) Por meio das entalpias de ligação, calcule a entalpia de combustão do propano. E.O. UERJ EXAME DISCURSIVO 1. (UERJ) O propeno (DH 0 = + 5 kcal × mol–1), um composto utilizado largamente em síntese orgânica, produz propano (DH 0 = –25 kcal × mol–1), por redução catalítica, de acordo com a reação a seguir. Observe, na tabela, os valores aproximados das energias de ligação nas condições-padrão. C3H6(g)+ H2(g) → C3H8(g) Tipo de ligação Energia de ligação (kcal/mol) C — C –83 C = C –147 C — H –99 Calcule o valor da energia de dissociação para um mol de ligações H — H, em kcal mol–1 . 2. (UERJ) O metanal é um poluente atmosférico proveniente da queima de combustíveis e de atividades industriais. No ar, esse poluente é oxidado pelo oxigênio molecular formando ácido metanoico, um poluente secundário. Na tabela abaixo, são apresentadas as energias das ligações envolvidas nesse processo de oxidação. Ligação Energia de ligação (kJ · mol-1) O = O 498 C — H 413 C — O 357 C = O 744 O — H 462 Em relação ao metanal, determine a variação de entalpia correspondente à sua oxidação, em kJ · mol-1, e nomeie sua geometria molecular. 3. (UERJ) A equação química abaixo representa a reação da produção industrial de gás hidrogênio. H2 O(g) + C(s) → CO(g) + H2(g) Na determinação da variação de entalpia dessa reação química, são consideradas as seguintes equações termoquímicas, a 25 ºC e 1 atm. ( ) ( ) ( ) ( ) () () ( ) ( ) ( ) 0 2g 2g 2 g 0 s 2g 2g 0 2 g g 2 g 1 H O H O H 242,0 kJ 2 C O CO H 393,5 kJ O 2CO 2CO H 477,0 kJ Δ Δ Δ + → = − + → = − + → = − Calcule a energia, em quilojoules, necessária para a produção de 1 kg de gás hidrogênio e nomeie o agente redutor desse processo industrial. 4. (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°C e 1 atm. I. H2 O(ℓ) → H2 O(v) DH = 44,0 kJ × mol–1 II. C2 H5 OH(ℓ) → C2 H5 OH(v) DH = 42,6 kJ × mol–1 III. C2 H5 OH(ℓ) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3 H2 O(ℓ) DH = –x kJ × mol–1 IV. C2 H5 OH(v) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3 H2 O(v) DH = –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. 5. (UERJ) O formol, uma solução de metanal, frequentemente utilizado em cosméticos, vem sendo substituído pelo ácido glioxílico. No entanto, a decomposição térmica desse ácido também acarreta a formação de metanal, de acordo com a seguinte equação:

379VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Veja, abaixo, as energias das ligações nas moléculas participantes da reação: Ligação Energia de ligação (kJ · mol–1) C − C 348 C = O 744 C − H 413 C − O 357 O − H 462 Considere a decomposição de 1 ℓ de uma solução aquosa de ácido glioxílico, na concentração de 0,005 mol · ℓ–1 . Assumindo que todo o ácido glioxílico foi decomposto, calcule, em quilojoules, a energia absorvida nesse processo. Aponte, ainda, o número de oxidação do carbono na molécula de metanal. 6. (UERJ) No metabolismo das proteínas dos mamíferos, a ureia, representada pela fórmula (NH2 ) 2 CO, 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 390 N – C 305 C = O 800 O – H 460 A partir da fórmula estrutural da ureia, determine o número de oxidação do seu átomo de carbono e a variação de entalpia correspondente a sua hidrólise, em kJ · mol–1 . 7. (UERJ) O ciclopropano, anestésico, e o 2,4,6-trimetil-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 Figura 1 O O ligação energia de ligação (kcal × mol–1) C – C 83 C – H 99 C = O 178 H – O 111 O = O 119 a) Determine a fórmula mínima do 2,4,6-trimetil-s- -trioxano. b) Calcule a entalpia-padrão de combustão do ciclopropano. E.O. OBJETIVAS (UNESP, FUVEST, UNICAMP E UNIFESP) 1. (Fuvest) Pode-se conceituar energia de ligação química como sendo a variação de entalpia (DH) que ocorre na quebra de 1 mol de uma dada ligação. Assim, na reação representada pela equação: NH3(g)→ N(g) + 3 H(g) DH = 1170 kJ/mol NH3 são quebrados 3 mols de ligação N-H, sendo, portanto, a energia de ligação N-H igual a 390 kJ/mol. Sabendo-se que na decomposição: N2H4(g) → 2 N(g) + 4 H(g) DH = 1720 kJ/mol N2 H4 , são quebrados ligações N — N e N — H , qual o valor, em kJ/mol, da energia de ligação N — N? a) 80 d) 550 b) 160 e) 1330 c) 344 2. (Fuvest) Buscando processos que permitam o desenvolvimento sustentável, cientistas imaginaram um procedimento no qual a energia solar seria utilizada para formar substâncias que, ao reagirem, liberariam energia: Sol B C A D E A = refletor parabólico B = reator endotérmico C = reator exotérmico D e E = reservatórios Considere as seguintes reações: I. 2H2 + 2CO → CH4 + CO2 II. CH4 + CO2 → 2H2 + 2CO e as energias médias de ligação: H — H = 4,4 x 102 kJ/mol C = O (CO) = 10,8 x 102 kJ/mol C = O (CO2) = 8,0 x 102 kJ/mol C — H = 4,2 x 102 kJ/mol A associação correta que ilustra tal processo é: Reação que ocorre em B Conteúdo de D Conteúdo de E a) I CH4 + CO2 CO b) II CH4 + CO2 H2 + CO c) I H2 + CO CH4 + CO2 d) II H2 + CO CH4 + CO2 e) I CH4 CO

380VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias E.O. DISSERTATIVAS (UNESP, FUVEST, UNICAMP E UNIFESP) 1. (Fuvest) As energias das ligações H — H e H — Cℓ são praticamente iguais. Na reação representada a seguir há transformação de H2 em HCℓ com liberação de energia: H2 + Cℓ2 → 2 HCℓ + energia Compare, em vista desse fato, a energia da ligação Cℓ — Cℓ com as outras citadas. 2. (Fuvest) Dadas as seguintes energias de ligação, em kJ por mol de ligação, N ≡ N: 950 H — H: 430 N — H: 390 (tripla) (simples) (simples) Calcular o valor da energia térmica (em kJ por mol de NH3 ) envolvida na reação representada por: N2 + 3 H2 → 2 NH3 3. (Unicamp) A Lei Periódica observada por Mendeleyev permitiu prever propriedades macroscópicas de elementos e de compostos desconhecidos. Mais tarde verificou-se que propriedades como comprimento e entalpia de ligações covalentes também são propriedades relacionadas com a periodicidade. A seguir estão, parcialmente tabelados, os comprimentos e as energias de ligações das moléculas dos haletos de hidrogênio: Haleto de hidrogênio Comprimento da ligação em pm (picômetros) Entalpia de ligação em kJ/mol H — F 92 — H — Cℓ 127 431 H — Br 141 — H — I 161 299 Com base nos valores tabelados estime as energias de ligação do H – F e do H – Br mostrando claramente como você percebeu. 4. (Fuvest) Ligação Energia de ligação (kJ.mol-1) O — H 464 C — C 350 C — H 415 C — O 360 Calor de combustão no estado gasoso: A = 1140 kJ/mol B = 1454 kJ/mol A e B são compostos de uma mesma fórmula molecular C2 H6 O, sendo um deles o álcool etílico e o outro o éter dimetílico. Utilizando os valores de energia de ligação, identifique A e B, explicando o raciocínio usado. 5. (Unicamp) A hidrazina (H2N — NH2) tem sido utilizada como combustível em alguns motores de foguete. A reação de combustão que ocorre pode ser representada, simplificadamente, pela seguinte equação: H2N — NH2(g) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(g) A variação de entalpia dessa reação pode ser estimada a partir dos dados de entalpia das ligações químicas envolvidas. Para isso, considera-se uma absorção de energia quando a ligação é rompida, e uma liberação de energia quando a ligação é formada. A tabela a seguir apresenta dados de entalpia por mol de ligações rompidas. Ligação Entalpia/kJ/mol H — H 436 H — O 464 N — N 163 N = N 514 N N 946 C — H 413 N — H 389 O = O 498 O — O 134 C = O 799 a) Calcule a variação de entalpia para a reação de combustão de um mol de hidrazina. b) Calcule a entalpia de formação da hidrazina sabendo-se que a entalpia de formação da água no estado gasoso é de –242 kJ mol–1 . 6. (Fuvest) Considere o equilíbrio e os dados adiante: H3 C H3 C H3 C A B CH3 OH C H3 C C = CH2 + H2 O Ligação: Dados: Energia (kJ/mol) 389 497 410 267 (CH3 ) 3 C OH OH H (CH3 ) 2 C(OH)CH2 H C C (transformação de ligação dupla em simples) a) Calcule, usando as energias de ligação, o valor do DH da reação de formação de 1 mol de B, a partir de A. b) B é obtido pela reação de A com ácido sulfúrico diluído à temperatura ambiente, enquanto A é obtido a partir de B, utilizando-se ácido sulfúrico concentrado a quente. Considerando as substâncias envolvidas no equilíbrio e o sinal do DH, obtido no item a, justifique a diferença nas condições empregadas quando se quer obter A a partir de B e B a partir de A.

381VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 7. (Unicamp) A variação de entalpia de uma reação na fase gasosa, DHr, pode ser obtida indiretamente por duas maneiras distintas: 1. pelas diferenças entre as entalpias de formação, DHf , dos produtos e dos reagentes; 2. pela diferença entre as entalpias de ligação, DHℓ , das ligações rompidas e das ligações formadas. Considerando a reação e as tabelas a seguir: CH4(g) + Cℓ2(g) → H3 CCℓ(g) + HCℓ(g) Substância CH4 Cℓ2 CH3 Cℓ HCℓ DHf em kJ · mol–1 –75 0 — –92 Ligação H3 C–H Cℓ–Cℓ H3 C–Cℓ H–Cℓ DHℓ em kJ · mol–1 435 242 452 431 a) Determine o valor de DHr. b) Calcule a entalpia de formação para o H3 CCℓ(g). 8. (Unicamp) Por "energia de ligação" entende-se a variação de entalpia (DH) necessária para quebrar um mol de uma dada ligação. Este processo é sempre endotérmico (DH > 0). Assim, no processo representado pela equação CH4(g) → C(g) + 4H(g) DH = 1663 kJ/mol, são quebrados 4 mols de ligações C – H, sendo a energia de ligação, portanto, 416 kJ/mol. Sabendo-se que no processo C2 H6(g) → 2C(g) + 6H(g) DH = 2826 kJ/mol são quebradas ligações C – C e C – H, qual o valor da energia de ligação C – C? Indique os cálculos com clareza. GABARITO E.O. Aprendizagem 1. A 2. C 3. A 4. C 5. D 6. B 7. A 8. B 9. B E.O. Fixação 1. E 2. B 3. D 4. A 5. A 6. C 7. D 8. B 9. C E.O. Complementar 1. B 2. C 3. A 4. C E.O. Dissertativo 1. a) I. DH = –184 kJ; II. DH = –78 kJ. b) A reação mais favorável é aquela mais exotérmica, portanto, a reação I. 2. DH = –56 kcal. 3. a) H2(g) + ½ O2(g) → H2 O(g); DH = -242kJ mol-1 b) V = 223,9 L c) O uso de combustíveis fósseis para a produção de gás hidrogênio gera gases tóxicos – CO, que podem ser lançados para a atmosfera. 4. a) DH = -218,8 kJ mol-1 b) 1,2 . 10-7 mol L-1 5. a) R1 ⇒ DH = -8670 kJ mol-1 ⇒ 41,68 kJ g-1 R2 ⇒ DH = -6883 kJ mol-1 ⇒ 44,12 kJ g-1 Do ponto de vista calorífico, conclui-se que o processo R2 gera um combustível que libera maior quantidade de energia. b) DHcombustão = -2023 kJ mol-1 E.O. UERJ Exame Discursivo 1. 104 kcal × mol –1 2. DH = –157 kJ/mol; geometria trigonal plana. 3. DH = 87 kJ ⋅ mol H2 -1 ⇒ 500 mols H2 ⋅ 87kJ ⋅ mol H2 -1 = 43,5 ⋅ 103 kJ 4. a) A reação 1 é endotérmica; A ligação intermolecular rompida é do tipo ligação de hidrogênio. b) DH = x - y = +89,4 kJ 5. Energia absorvida = 0,05 kJ; Nox do carbono na molécula de metanal é igual a 0. 6. Nox do carbono = +4; DH = -50 kJ-1 7. a) (C2 H4 O) n b) DH = -355 kcal ⋅ mol-1 E.O. Objetivas (Unesp, Fuvest, Unicamp e Unifesp) 1. B 2. B E.O. Dissertativas (Unesp, Fuvest, Unicamp e Unifesp) 1. Teremos: Energia de ligação Cℓ — Cℓ < Energia de ligacão H — H Energia de ligação Cℓ — Cℓ < Energia de ligacão H — Cℓ 2. DH = – 50 kJ / mol NH3

382VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 3. Entalpia de ligação: H — F = 497 kJ / mol H — Br = 365 kJ / mol 4. Como os produtos formados são os mesmos (e nas mesmas quantidades), o Hp é igual, logo quanto maior o Hr , menor o DH, ou seja, mais negativo, logo o A é o éter ,e o B é o álcool. 5. a) DH = –585 kJ mol-1 b) DH = +101 kJ mol-1 6. a) DH = -35 kJ mol-1 b) Considerando-se o equilíbrio A + H2 O B, A passagem de B para A pode ser justificada pelos seguintes fatores: 1. O ácido sulfúrico concentrado, agindo como desidratante, retira água, e isso desloca o equilíbrio para a esquerda. 2. Como o processo é feito a quente, o aumento da temperatura favorecerá o processo endotérmico. A passagem oposta, de A para B, será favorecida, portanto: 1. Em temperaturas mais baixas, o que favorece o processo exotérmico; 2. Na ausência do desidratante, já que a solução diluída de ácido sulfúrico não apresenta características desidratantes. Nessas condições, a água passará a ser um reagente fundamental no processo (hidratação). 7. a) DHr = –206 kJ b) DHf = –189 kJ 8. EC – C = 330 kJ/mol

383VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias E.O. APRENDIZAGEM 1. (UECE) Seja a reação: X → Y + Z A variação na concentração de X em função do tempo é: X(mol/L) 1,0 0,7 0,4 0,3 tempo (s) 0 120 300 540 A velocidade média da reação no intervalo de 2 a 5 minutos é, em mol/L × min: a) 0,3. b) 0,1. c) 0,5. d) 1,0. e) 1,2. 2. (Unaerp) A tabela a seguir mostra a variação da concentração de uma substância A, em função do tempo em uma reação química: a × A + b × B → c × C + d × D tempo (min) [A] ( mol/L ) 0,0 11,0 2,0 7,0 4,0 4,3 6,0 3,0 8,0 2,0 10,0 1,0 12,0 0,5 14,0 0,3 16,0 0,2 Qual será o valor da velocidade média da reação de A correspondente ao intervalo entre 4 e 14 minutos, em mol × L–1 × min–1? a) 4,0 b) 0,4 c) 1,4 d) 25 e) 2,5 3. (Uel) Em fase gasosa NO2 + CO → CO2 + NO O NO2 e o CO são misturados em quantidades iguais (em mol). Após 50 segundos, a concentração de CO2 é igual a 1,5 · 10–2 mol/L. A velocidade média dessa reação, em mol/L×s, é: a) 1,5 × 10–2 . b) 7,5 × 10–3 . c) 3,0 × 10–3 . d) 3,0 × 10–4 . e) 6,0 × 10–4 . 4. (UCS-RS) Considere a equação química genérica representada por 2A + B → __1 2 C + D + 2E É correto afirmar que a velocidade de formação de: a) E é igual à velocidade de desaparecimento de B. b) D é igual à velocidade de desaparecimento de A. c) C é igual à velocidade de desaparecimento de B. d) C é igual à velocidade de desaparecimento de A. e) D é igual à velocidade de desaparecimento de B. 5. (UFV) A formação do dióxido de carbono pode ser representada pela equação: C(s) + O2(g) → CO2(g) Se a velocidade de formação do CO2 for de 4 mol/minuto, o consumo de oxigênio, em mol/minuto, será: a) 8. b) 16. c) 2. d) 12. e) 4. 6. (UFRGS) Considere a reação abaixo. N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) Para determinar a velocidade da reação, monitorou-se a concentração de hidrogênio ao longo do tempo, obtendo-se os dados contidos no quadro que segue. Tempo (s) Concentração (mol L–1) 0 1,00 120 0,40 Com base nos dados apresentados, é correto afirmar que a velocidade média de formação da amônia será: a) 0,10 mol L–1 min–1 . b) 0,20 mol L–1 min–1 . c) 0,30 mol L–1 min–1 . CINÉTICA QUÍMICA: VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO QUÍMICA COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 33 E 34

384VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias d) 0,40 mol L–1 min–1 . e) 0,60 mol L–1 min–1 . 7. (Mackenzie) Numa certa experiência, a síntese do cloreto de hidrogênio ocorre com o consumo de 3,0 mols de gás hidrogênio por minuto. A velocidade de formação do cloreto de hidrogênio é igual: Dado: __1 2 H2 + __1 2 Cℓ2 → HCℓ a) a 1,0 mol/min. b) a 3,0 mol/min. c) a 2,0 mol/min. d) ao dobro da velocidade de consumo de gás cloro. e) a 1,5 mol/min. 8. (Mackenzie) A combustão da gasolina é equacionada pela equação não balanceada: C8H18 + O2 → CO2 + H2O Considere que após uma hora e meia de reação foram produzidos 36 mols de CO2 . Dessa forma, a velocidade de reação, expressa em número de mols de gasolina consumida por minuto, é de: a) 3,0. b) 4,5. c) 0,1. d) 0,4. e) 0,05. 9. (UEPA) Um dos grandes problemas ambientais na atualidade relaciona-se com o desaparecimento da camada de ozônio na atmosfera. É importante notar que, quando desaparece o gás ozônio, aparece imediatamente o gás oxigênio de acordo com a equação abaixo: 2O3(g) 3O2(g) Considerando a velocidade de aparecimento de O2 igual a 12 mol/L ∙ s, a velocidade de desaparecimento do ozônio na atmosfera em mol/L ∙ s é: a) 12. b) 8. c) 6. d) 4. e) 2. 10. (Unisc) Considerando que em uma reação hipotética A → B + C observou-se a seguinte variação na concentração de A em função do tempo: A (mol L–1) 0,240 0,200 0,180 0,162 0,153 Tempo (s) 0 180 300 540 840 A velocidade média (Vm ) da reação no intervalo de 180 a 300 segundos é a) 1,66 × 10–4 mol L–1 ∙ s–1 b) 3,32 × 10–4 mol L–1 ∙ s–1 c) 1,66 × 10–2 mol L–1 ∙ s–1 d) 0,83 × 10–2 mol L–1 ∙ s–1 e) 0,83 × 10–4 mol L–1 ∙ s–1 E.O. FIXAÇÃO 1. (Cesgranrio) O gráfico a seguir representa a variação das concentrações das substâncias X, Y e Z durante a reação em que elas tomam parte A equação que representa a reação é: a) X + Z → Y. b) X + Y → Z. c) X → Y + Z. d) Y → X + Z. e) Z → X + Y. 2. (UFPE) O gráfico a seguir representa a variação de concentração das espécies A, B e C com o tempo. Qual das alternativas a seguir contém a equação química que melhor descreve a reação representada pelo gráfico? a) 2A + B → C b) A → 2B + C c) B + 2C → A d) 2 B + C → A e) B + C → A 3. (UFPE) No início do século XX, a expectativa da Primeira Guerra Mundial gerou uma grande necessidade de compostos nitrogenados. Haber foi o pioneiro na produção de amônia, a partir do nitrogênio do ar. Se a amônia for colocada num recipiente fechado, sua decomposição ocorre de acordo com a seguinte equação química não balanceada: NH3(g) → N2(g) + H2(g) As variações das concentrações com o tempo estão ilustradas na figura a seguir.

385VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias A partir da análise da figura acima, podemos afirmar que as curvas A, B e C representam a variação temporal das concentrações dos seguintes componentes da reação, respectivamente: a) H2 , N2 e NH3 . b) NH3 , H2 e N2 . c) NH3 , N2 e H2 . d) N2 , H2 e NH3 . e) H2 , NH3 e N2 . 4. (UFMG) Considere a reação entre pedaços de mármore e solução de ácido clorídrico descrita pela equação CaCO3(s) + 2 H+ (aq) → CO2(g) + H2O(ℓ) + Ca2+ (aq) A velocidade da reação pode ser medida de diferentes maneiras e representada graficamente. Dentre os gráficos, o que representa corretamente a velocidade dessa reação é: a) b) c) d) e) 5. (PUC-MG) Foi realizado o estudo da cinética da decomposição da água oxigenada, representada pela reação: 2H2O2(aq) → 2H2O(g) + O2(g) A variação da concentração da água oxigenada com o tempo é representada pelo gráfico adiante. Assinale o gráfico que representa a variação da velocidade de decomposição de H2 O2 com o tempo: a) b) c) d) 6. (UFG) A água oxigenada comercial é uma solução de peróxido de hidrogênio (H2 O2 ) que pode ser encontrada nas concentrações de 3, 6 ou 9% (m/v). Essas concentrações correspondem a 10, 20 e 30 volumes de oxigênio liberado por litro de H2 O2 decomposto. Considere a reação de decomposição do H2 O2 apresentada a seguir: 2H2O2(aq) 2H2O(aq) + O2(g) Qual gráfico representa a cinética de distribuição das concentrações das espécies presentes nessa reação? a)

386VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias b) c) d) e) 7. (UFC) Metano (CH4 ) é o gás produzido a partir da biomassa, e a sua queima na indústria, para obtenção de energia térmica, corresponde à seguinte reação: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2 O(ℓ) Se a velocidade de consumo do metano é 0,01 mol · min–1 , assinale a alternativa que corretamente expressa o número de moles de CO2 produzido durante uma hora de reação. a) 0,3 b) 0,4 c) 0,5 d) 0,6 e) 0,7 8. (UFSJ) O gás AB2 se decompõe em A e B2 , e o volume de B2 produzido é medido como função do tempo, obtendo-se os dados da tabela a seguir: t/min V/L 0 0,0 5 4,5 10 8,9 15 12,0 20 14,3 Com base nos dados acima, é CORRETO afirmar que: a) a velocidade média no intervalo de 5 a 10 minutos é 1,20 L/min. b) com 15 minutos de reação, a velocidade instantânea é 1,20 L/min. c) acima de 20 minutos, a velocidade média é constante e igual a 3,0 L/min. d) a velocidade média de produção de B2 nos primeiros 5 minutos é 0,90 L/min. 9. (Uespi) A combustão completa do butanol é representada pela equação: C4H9OH(ℓ) + 6 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ) Sabendo que em 1 hora de reação foram produzidos 15,84 kg de gás carbônico, é correto afirmar que a velocidade da reação acima, expressa em mols de butanol consumido por minuto, é: Dados: massas molares (em g · mol-1): H = 1,0; C = 12; O = 16. a) 1,5. b) 3,0. c) 4,5. d) 6,0. e) 7,0. E.O. COMPLEMENTAR 1. (Fatec) O conhecimento da cinética das transformações químicas é de grande importância para os processos produtivos industriais. O estudo cinético da reação entre o carbonato de cálcio, CaCO3 sólido, e solução de HCℓ foi realizado a partir de massa conhecida de carbonato de cálcio e volume conhecido de HCℓ de concentração também conhecida, determinando-se a perda de massa do sistema em intervalos regulares de tempo. CaCO3(s) + 2 HCℓ(aq) → CaCℓ2(aq) + H2 O(ℓ) + CO2 (g) Os resultados desse estudo são apresentados a seguir. Tempo (min) Perda de massa (g) 2 0,06 4 0,17 6 0,26 8 0,33 10 0,38 12 0,41 14 0,43 16 0,44 18 0,44 20 0,44 I. A perda de massa deve-se ao CO2 que é liberado na reação. II. A reação foi realizada em sistema fechado. III. Após 16 minutos todo o carbonato de cálcio foi consumido. É correto apenas o que se afirma em: a) I. b) II. c) III. d) I e III. e) II e III.

387VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 2. (Ufmg) Em dois experimentos, soluções de ácido clorídrico foram adicionadas a amostras idênticas de magnésio metálico. Em ambos os experimentos, o magnésio estava em excesso e a solução recobria inteiramente esse metal. O gráfico a seguir representa, para cada experimento, o volume total de hidrogênio desprendido em função do tempo: Com relação a esses experimentos, assinale a afirmativa FALSA. 0 20 40 60 80 I II tempols volume total de H2 a) A concentração do ácido no experimento I é igual a zero no tempo t = 80 s. b) A concentração do ácido usado no experimento I é menor do que a do ácido usado no experimento II. c) O volume de ácido usado no experimento II é maior do que o volume usado no experimento I. d) O volume total produzido de hidrogênio, no final dos experimentos, é maior no experimento II do que no I. 3. (Uepa) Preparar o sagrado cafezinho de todos os dias, assar o pão de queijo e reunir a família para almoçar no domingo. Tarefas simples e do cotidiano ficarão mais caras a partir desta semana. O preço do gás de cozinha será reajustado pelas distribuidoras pela segunda vez este ano, com isso, cozinhar ficará mais caro. A equação química que mostra a queima do butano (gás de cozinha), em nossas residências é: C4 H10(g) + ___ 13 2 O2(g) → 4CO2(g) + 5H2 O(ℓ) O quadro abaixo ilustra a variação da concentração do gás butano em mols/L em função do tempo: [C4 H10(g)](mol/L) 22,4 20,8 18,2 16,6 15,4 14,9 Tempo (horas) 0 1 2 3 4 5 As velocidades médias da queima do gás de cozinha nos intervalos entre 0 a 5 e 1 a 3 horas são respectivamente: a) –1,5 mols/L ∙ h e –2,1 mols/L ∙h b) 1,5 mols/L ∙ h e 2,1 mols/L ∙h c) 1,5 mols/L ∙ h e –2,1 mols/L ∙h d) 2,1 mols/L ∙ h e 1,5 mols/L ∙h e) –1,5 mols/L ∙ h e 2,1 mols/L ∙h 4. (Acafe) Considere a reação de decomposição do pentóxido de dinitrogênio: 2N2 O5(g) → 4NO2(g) + O2(g) Considerando que a velocidade de desaparecimento do pentóxido de dinitrogênio seja de 6 ∙ 10–3 mol · L– · s– , assinale a alternativa que apresenta o valor correto para a velocidade de aparecimento NO2 expressa em mol · L– · s– . a) 18 ∙ 10–3 b) 24 ∙ 10–3 c) 6 ∙ 10–3 d) 12 ∙ 10–3 E.O. DISSERTATIVO 1. (UFRJ) Em um recipiente de um litro foi adicionado um mol de uma substância gasosa A, que imediatamente passou a sofrer uma reação de decomposição. As concentrações molares de A foram medidas em diversos momentos e verificou-se que, a partir do décimo minuto, a sua concentração se tornava constante, conforme os dados registrados no gráfico a seguir. A decomposição de A ocorre segundo a equação: A(g) → B(g) + C(g) Determine a velocidade média de decomposição de A durante os primeiros quatro minutos. 2. (Unirio-adaptada) O butanoato de etila, utilizando para conferir o aroma artificial de abacaxi, reage da seguinte forma em solução ácida: CH3 CH2 CH2 C O OCH2 CH3 + H2 O H + CH3 CH2 OH + CH3 CH2 CH2 COOH H + tempo (min) [éster] 0,0 0,20 1,5 0,18 2,0 0,12 3,0 0,10 Durante uma experiência, a concentração de butanoato de etila varia com o tempo, de acordo com os dados da tabela acima. Determine a velocidade média da hidrólise do éster após 2 minutos de reação. 3. (Unisinos-RS) A combustão completa do etanol ocorre pela equação: C2 H5 OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2 O

388VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Considerando que em uma hora foram produzidos 2640 g de gás carbônico, qual a velocidade da reação, expressa em número de mols de etanol consumidos por minuto? 4. (UFMG) Uma chama queima metano completamente, na razão de 2 L/min, medidos nas CNTP. O calor de combustão do metano é 882 kJ/mol. Dados: O = 16 a) CALCULE a velocidade de liberação de energia. b) CALCULE, em mol/min, a velocidade de produção de gás carbônico. c) CALCULE a massa de oxigênio consumida em 20 minutos. 5. (UFRN) O peróxido de hidrogênio em solução é conhecido como água oxigenada e utilizado como antisséptico. Essa substância se decompõe como mostra a equação: H2O2(aq) → H2O(ℓ) + __1 2 O2(g) Num laboratório, a tabela abaixo foi obtida a partir de dados de concentração de peróxido reagente versus tempo de reação. Medidas Tempo (min) [H2 O2 ](mol/L) 1 0,0 5,0 × 10–2 2 30,0 5,0 × 10–3 3 60,0 1,0 × 10–3 4 90,0 3,0 × 10–4 5 120,0 1,2 × 10–4 6 150,0 6,0 × 10–5 a) Calcule as velocidades médias de reação nos intervalos 1-2 e 2-3 e explique por que os valores são diferentes. b) Explique por que, adicionando-se pequena quantidade de bióxido de manganês (MnO2) sólido à solução aquosa de peróxido de hidrogênio, o tempo de reação diminui. 6. (UFRJ) O monóxido de carbono e o dióxido de carbono coexistem em equilíbrio quando são colocados em um recipiente fechado, a temperatura constante. O gráfico a seguir representa a variação do número de mols com o tempo quando a reação apresentada é realizada em um recipiente de 1 litro. 2CO(g) + O2(g) 2CO 2(g) I II número de mols tempo (min) 1 2 t CO2 CO O2 Sabendo-se que, até atingir o equilíbrio, 1,5 mols de monóxido de carbono foram consumidos, calcule a razão entre as velocidades das reações I e II ( v __1 v2 ) no instante t indicado no gráfico. 7. (Ufjf-pism 3) O Ca2+ é o cátion mais comum em rios e lagos. Ele surge a partir da dissolução do mineral calcita (CaCO3 ) pela ação do CO2 atmosférico solúvel em H2 O formando bicarbonato e Ca2+ . a) Escreva a equação química que representa o processo descrito acima. b) A queima de combustíveis fósseis é um dos grandes emissores de dióxido de carbono na atmosfera, além de outros poluentes. Escreva as reações de combustão balanceadas do diesel e da gasolina, supondo que o diesel é composto por uma mistura de hidrocarbonetos de fórmula C12H26, enquanto a gasolina é composta por C8 H18. c) Sabendo-se que, após duas horas, a reação de combustão da gasolina produziu 48 mols de CO2 , calcule a velocidade média da reação (em mols de gasolina consumida por hora). 8. (FMJ) O álcool isopropílico desempenha papel fundamental como antisséptico e desinfetante devido ao seu custo reduzido, baixa toxicidade e facilidade de aquisição e aplicação. (WWW.ANVISA.GOV.BR. ADAPTADO.) O álcool isopropílico pode ser convertido em acetona pelo processo descrito pela equação, com rendimento de 90% (CH3 ) 2 CHOH(g) (CH3 ) 2 CO(g) + H2(g) A tabela apresenta diferentes concentrações de álcool isopropílico em função do tempo de reação, em minutos. Experimentos 1 2 3 Tempo (min) 0 30 60 [CH3 ) 2 CHOH](mol · L–1) 5 × 10–2 4 × 10–2 2,5 × 10–2 Experimentos 4 5 6 Tempo (min) 90 120 150 [CH3 ) 2 CHOH](mol · L–1) 2 × 10–2 1,5 × 10–2 1 × 10–2 a) Desenhe a curva representativa dos dados da tabela no gráfico abaixo e explique por que os valores da velocidade de consumo do álcool, em mol ∙ L–1 ∙ min–1, são diferentes nos intervalos de 0 a 30 minutos e de 30 a 60 minutos. b) Considere que as massas molares do álcool isopropílico e da acetona são, respectivamente, 60 g ∙ mol–1 e 58 g ∙ mol–1. A partir de 180 g de álcool isopropílico com 100% de pureza, calcule a massa, em gramas,

389VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias de acetona obtida no processo descrito pela equação. 9. (IME) A reação de Sabatier-Sanderens consiste na hidrogenação catalítica de alcenos ou de alcinos com níquel, para a obtenção de alcanos. Considerando a reação de hidrogenação do acetileno, um engenheiro químico obteve os resultados abaixo: Tempo (min) [Acetileno], mol/L [Hidrogênio], mol/L [Etano], mol/L 0 50 60 0 4 38 36 12 6 35 30 15 10 30 20 20 A partir dessas informações, determine: a) a velocidade média da reação no período de 4 (quatro) a 6 (seis) minutos; b) a relação entre a velocidade média de consumo do acetileno e a velocidade média de consumo do hidrogênio; 10. (Uscs – Medicina) Um estudo para verificar o efeito da cinética de degradação e o tempo de prateleira de um suco de manga analisou a velocidade de decomposição da vitamina C em três temperaturas diferentes: 25 ºC, 35 ºC e 45 ºC O gráfico mostra o resultado da análise. O estudo considerou o tempo de prateleira como sendo o tempo de meia-vida da concentração de vitamina C. a) Determine, utilizando o gráfico acima, o tempo de prateleira aproximado para um suco de manga armazenado a uma temperatura de 35 ºC. b) Para o experimento cuja velocidade de degradação foi maior, calcule a velocidade média de degradação da vitamina C, em mg ∙ L–1 ∙ dia–1, nos primeiros 60 dias. E.O. UERJ EXAME DE QUALIFICAÇÃO 1. (UERJ) A água oxigenada é empregada, frequentemente, como agente microbicida de ação oxidante local. A liberação do oxigênio, que ocorre durante a sua decomposição, é acelerada por uma enzima presente no sangue. Na limpeza de um ferimento, esse microbicida liberou, ao se decompor, 1,6 g de oxigênio (O2 ) por segundo. Nessas condições, a velocidade de decomposição da água oxigenada, em mol/min, é igual a: Dados: O = 16 g/mol 2 H2O2 → 2 H2O + O2 a) 6,0. b) 5,4. c) 3,4. d) 1,7. 2. (UERJ) Considere a equação balanceada: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O Admita a variação de concentração em mol por litro (mol · L–1) do monóxido de nitrogênio (NO) em função do tempo em segundos (s), conforme os dados, da tabela abaixo: [NO] (mol · L–1) 0 0,15 0,25 0,31 0,34 Tempo (s) 0 180 360 540 720 A velocidade média, em função do monóxido de nitrogênio (NO), e a velocidade média da reação acima representada, no intervalo de tempo de 6 a 9 minutos (min), são, respectivamente, em mol · L–1 · min–1: a) 2 · 10–2 e 5 · 10–3. d) 2 · 10–2 e 2 · 10–3 . b) 5 · 10–2 e 2 · 10–2. e) 2 · 10–3 e 8 · 10–2 . c) 3 · 10–2 e 2 · 10–2 . 3. (UERJ) A fim de aumentar a velocidade de formação do butanoato de etila, um dos componentes do aroma de abacaxi, emprega-se como catalisador o ácido sulfúrico. Observe a equação química desse processo: As curvas de produção de butanoato de etila para as reações realizadas com e sem a utilização do ácido sulfúrico como catalisador estão apresentadas no seguinte gráfico: a) b) c) d)

390VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 4. (UERJ) A amônia é empregada como matéria-prima na fabricação de fertilizantes nitrogenados. É obtida industrialmente por síntese total, como mostra a reação: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) O quadro a seguir mostra a variação do número de mols de nitrogênio durante essa reação. Mols de N2 Tempo (min) 20 0 10 2 5 5 2 10 Considere rendimento de 100% no processo e condições normais de temperatura e pressão. Assim, a velocidade média da reação em L/min, no intervalo de 2 a 10 minutos, em função do consumo de H2 , equivale a: a) 22,4 b) 44,8 c) 67,2 d) 89,6 E.O. UERJ EXAME DISCURSIVO 1. (UERJ) Airbags são dispositivos de segurança de automóveis que protegem o motorista em caso de colisão. Consistem em uma espécie de balão contendo 130 g de azida de sódio em seu interior. A azida, submetida a aquecimento, decompõe-se imediata e completamente, inflando o balão em apenas 30 milissegundos. A equação abaixo representa a decomposição da azida: 2NaN3(s) → 3N2(g) + 2Na(s) Considerando o volume molar igual a 24 L · mol–1, calcule a velocidade da reação, em L · s–1, de nitrogênio gasoso produzido. 2. (Uerj) O gráfico a seguir representa a variação, em função do tempo, da concentração, em quantidade de matéria, do hidrogênio gasoso formado em duas reações químicas de alumínio metálico com solução concentrada de ácido clorídrico. Estas reações são realizadas sob as mesmas condições, diferindo, somente, quanto às formas de apresentação do alumínio: placas metálicas e pó metálico. a) Calcule a razão entre a maior e a menor velocidade média da reação. b) Defina a que forma de apresentação do alumínio corresponde cada uma das curvas. Justifique sua resposta. 3. (UERJ) A irradiação de micro-ondas vem sendo utilizada como fonte de energia para determinadas reações químicas, em substituição à chama de gás convencional. Em um laboratório, foram realizados dois experimentos envolvendo a reação de oxidação do metilbenzeno com KMnO4 em excesso. A fonte de energia de cada um, no entanto, era distinta: irradiação de micro-ondas e chama de gás convencional. Observe, no gráfico abaixo, a variação da concentração de metilbenzeno ao longo do tempo para os experimentos: Observe, agora, a equação química que representa esses experimentos: Para o experimento que proporcionou a maior taxa de reação química, determine a velocidade média de formação de produto, nos quatro minutos iniciais, em g · L–1 · min–1 . Em seguida, calcule o rendimento da reação. E.O. OBJETIVAS (UNESP, FUVEST, UNICAMP E UNIFESP) 1. (Unifesp) Tetróxido de dinitrogênio se decompõe rapidamente em dióxido de nitrogênio, em condições ambientais. N2O4(g) → 2NO2(g) A tabela mostra parte dos dados obtidos no estudo cinético da decomposição do tetróxido de dinitrogênio, em condições ambientais. Tempo (ms) [N2O4] [NO2] 0 0,050 0 20 0,033 x 40 y 0,050 Os valores de x e de y na tabela e a velocidade média de consumo de N2 O4 nos 20 ms iniciais devem ser, respectivamente: a) 0,034, 0,025 e 1,7 x 10–3 mol L–1 ms –1 . b) 0,034, 0,025 e 8,5 x 10–4 mol L–1 ms –1 . c) 0,033, 0,012 e 1,7 x 10–3 mol L–1 ms –1 . d) 0,017, 0,033 e 1,7 x 10–3 mol L–1 ms –1 . e) 0,017, 0,025 e 8,5 x 10–4 mol L–1 ms –1 .

391VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias E.O. DISSERTATIVAS (UNESP, FUVEST, UNICAMP E UNIFESP) 1. (Fuvest) A oxidação de íons de ferro (II), por peróxido de hidrogênio, H2O2 + 2Fe2+ + 2H+ → 2H2O + 2Fe3+ foi estudada, a 25 °C, com as seguintes concentrações iniciais: • Peróxido de hidrogênio - 1,00 × 10–5 mol/L • Íons de ferro (II) –1,00 × 10–5 mol/L • Ácido clorídrico –1,00mol/L A tabela seguinte traz as concentrações de íons de ferro (III), em função do tempo de reação. t/min 0 10 20 30 40 50 [Fe3+]/10-5 mol-1 0 0,46 0,67 0,79 0,86 0,91 [H2 O2 ]/10-5 mol-1 a) Use a área quadriculada para traçar um gráfico da concentração de íons de ferro (III), em função do tempo de reação. b) Complete a tabela com os valores da concentração de peróxido de hidrogênio, em função do tempo de reação. c) Use a mesma área quadriculada e a mesma origem para traçar a curva da concentração de peróxido de hidrogênio, em função do tempo de reação. 2. (Fuvest) A reação de acetato de fenila com água, na presença de catalisador, produz ácido acético e fenol. Os seguintes dados de concentração de acetato de fenila, [A], em função do tempo de reação, t, foram obtidos na temperatura de 5 °C: t/min 0 0,25 0,50 0,75 1,00 1,25 1,50 [A]/mol L-1 0,8 0,59 0,43 0,31 0,23 0,17 0,12 a) Com esses dados, construa um gráfico da concentração de acetato de fenila (eixo y) em função do tempo de reação (eixo x), utilizando o quadriculado da figura. b) Calcule a velocidade média de reação no intervalo de 0,25 a 0,50 min e no intervalo de 1,00 a 1,25 min. 3. (Unesp) Em um laboratório, nas condições ambientes, uma determinada massa de carbonato de cálcio foi colocada para reagir com excesso de ácido nítrico diluído. Os valores do volume de gás liberado pela reação com o transcorrer do tempo estão apresentados na tabela. tempo (min) volume (cm3 ) 1 150 2 240 3 300 Escreva a equação balanceada da reação e calcule a velocidade média da reação, em mol ∙ min-1 no intervalo entre 1 minuto e 3 minutos. Dado: Volume molar do CO2 nas condições ambientes = 25,0 L ∙ mol-1 4. (Fuvest) Investigou-se a velocidade de formação de gás hidrogênio proveniente da reação de Mg metálico com solução aquosa de HCℓ. Uma solução aquosa de HCℓ. foi adicionada em grande excesso, e de uma só vez, sobre uma pequena chapa de magnésio metálico, colocada no fundo de um erlenmeyer. Imediatamente após a adição, uma seringa, com êmbolo móvel, livre de atrito, foi adaptada ao sistema para medir o volume de gás hidrogênio produzido, conforme mostra o esquema abaixo. Os dados obtidos, sob temperatura e pressão constantes, estão representados na tabela abaixo e no gráfico abaixo. Tempo (min) Volume de H2 acumulado (cm3 ) 0 0 1 15 2 27 3 36 4 44 5 51

392VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Tempo (min) Volume de H2 acumulado (cm3 ) 6 57 7 62 8 66 9 69 10 71 a) Analisando os dados da tabela, um estudante de Química afirmou que a velocidade de formação do gás H2 varia durante o experimento. Explique como ele chegou a essa conclusão. Em um novo experimento, a chapa de Mg foi substituída por raspas do mesmo metal, mantendo-se iguais a massa da substância metálica e todas as demais condições experimentais. b) No gráfico abaixo, esboce a curva que seria obtida no experimento em que se utilizou raspas de Mg 5. (Unifesp) Para neutralizar 10,0 mL de uma solução de ácido clorídrico, foram gastos 14,5 mL de solução de hidróxido de sódio 0,120 mol/L. Nesta titulação ácido-base foi utilizada fenolftaleína como indicador do ponto final da reação. A fenolftaleína é incolor no meio ácido, mas se torna rosa na presença de base em excesso. Após o final da reação, percebe-se que a solução gradativamente fica incolor à medida que a fenolftaleína reage com excesso de NaOH. Neste experimento, foi construído um gráfico que representa a concentração de fenolftaleína em função do tempo. a) Escreva a equação da reação de neutralização e calcule a concentração, em mol/L da solução de HCℓ b) Calcule a velocidade média de reação de decomposição da fenolftaleína durante o intervalo de tempo de 50 segundos iniciais de reação. Explique por que a velocidade de reação não é a mesma durante os diferentes intervalos de tempo. GABARITO E.O. Aprendizagem 1. B 2. B 3. D 4. E 5. E 6. B 7. D 8. E 9. B 10. A E.O. Fixação 1. E 2. C 3. D 4. A 5. D 6. D 7. D 8. D 9. A E.O. Complementar 1. D 2. B 3. B 4. D E.O. Dissertativo 1. V = 0,15 mol/min 2. v = 0,04 mol · L–1 · min–1 3. 0,5 mol ∙ L-1 ∙ min-1 4. a) V = 78,75 kJ/min b) V = 0,089 mol/min c) m = 113,92 g 5. a) 1 – 2: 0,0015 mol/L · min 2 – 3: 0,00013 mol/L · min A velocidade da reação é diretamente proporcional ao quadrado da concentração da água oxigenada: v = k [H2 O2 ] 2 . b) O MnO2 funciona como catalisador. 6. v __1 v 2 = 18 7. a) CaCO3(s) + CO2(g) + H2 O(ℓ) → 2HCO3(aq) b) Diesel: 2C12H26 + 37O2 → 24CO2 + 26H2 O Gasolina: 2C8 H18 + 250O2 → 16CO2 + 18H2 O c) 3 mols de C8 H18 / h 8. a) Curva representativa dos dados da tabela: ou

393VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 2 21 2 11 consumo (0 30) 2 21 2 11 consumo (30 60) (4 10 5 10 )mol L v 0,03333 10 mol L min (30 0)min (2,5 10 4 10 )mol L v 0,05 10 mol L min (60 30)min − −− − −− − − −− − −− − × −× ⋅ = =− × ⋅ ⋅ − × −× ⋅ = =− × ⋅ ⋅ − Explicação: as variações de concentrações dos reagentes são diferentes no mesmo intervalo de tempo, ou seja, as concentrações dos reagentes diminui e a velocidade de consumo também. b) Cálculo da massa de acetona obtida com rendimento de 90%: Cu(s) 3 2 (g) 3 2 (g) 2(g) (CH ) CHOH (CH ) CO H 60 g → + 58 g 0,90 180 g × 3 2 3 2 (CH ) CO (CH ) CO m m 156,6 g = 9. a) 1,5 mol · L–1 · min–1 b) 1__ 2 10. a) Tempo de 100 dias. b) 2,83 mg · L-1 · dia-1 E.O. UERJ Exame de Qualificação 1. A 2. A 3. B 4. C E.O. UERJ Exame Discursivo 1. 2.400 L · s-1 2. a) V = 1 L. Curva I: v1 = 0,6 mol/L · min Curva II: v2 = 0,2 mol/L · min Razão = ___ 0,6 0,2 = 3 b) A curva I corresponde à reação com o alumínio em pó, devido a sua maior superfície de contato e consequentemente maior velocidade de reação. A curva II corresponde à reação com o alumínio em placas. 3. 24,4 g . L-1 . min-1; O rendimento da reação foi de 40%. E.O. Objetivas (Unesp, Fuvest, Unicamp e Unifesp) 1. B E.O. Dissertativas 1. Observe o gráfico e a tabela a seguir: a) e c) b) t/min 0 10 20 30 40 50 [Fe3+]/10-5 mol-1 0 0,46 0,67 0,79 0,86 0,91 [H2 O2 ]/10-5 mol-1 1,00 0,77 0,6665 0,605 0,57 0,545 2. Observe o gráfico: a) b) Vm0,25–0,50 = 0,64 mol/L · min–1 Vm1,0–1,25 = 0,24 mol/L · min–1 3. Equação balanceada da reação: CaCO3(s) + 2HNO3(aq) → H2 O(ℓ) + CO2(g) + Ca(NO3 ) 2(aq) Tempo de 1 minuto V 0,15 L ⇒ = 1mol 1minuto 25 L n = ⇒ = 1minuto 0,15 L n 0,006 mol Tempo de 3 minutos V 0,30 L 1mol 1minuto 25 L n Ä Ä = − = = − = 1minuto média média 0,30 L n 0,012 mol n 0,012 mol 0,006 mol v t 3 min 1min v 0,003 mol/min D D

394VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 4. a) De acordo com a tabela fornecida, verifica-se que a cada intervalo de tempo varia o volume de H2 Tempo (min) Volume de H2 acumulado (cm3 ) 0 0 1 15 2 27 3 36 4 44 5 51 6 57 7 62 8 66 9 69 10 71 3 0 1 3 1 2 3 2 3 var iação de volume Velocidade var iação de tempo 15 0 v 15 cm / min 1 0 27 15 v 12 cm / min 2 1 36 27 v 9 cm / min 3 2 → → → = − = = − − = = − − = = − e assim sucessivamente. b) Utilizando-se raspas de magnésio, a reação seria mais rápida, devido ao aumento da superfície de contato do reagente sólido. 5. a) 0,175 mol/L b) Pelo gráfico, de 0 a 50s, temos: D[fenolftaleína] = 3 × 10-3 - 5 × 10-3 (o sinal negativo significa consumo) Dt = 50 – 0 = 50s. v média = D __________ [fenolftaleína] Dt v média = -2 × 10-3 ________ 50 = 4 × 105 mol ∙ L-1 ∙ s-1 A velocidade da reação de decomposição da fenolftaleína pode ser representada por: v = k[fenolftaleína]n. Conforme a concentração da fenolftaleína diminui, a velocidade também diminui, mas exponencialmente (em função do expoente n da fórmula). Logo, não será a mesma durante os diferentes intervalos de tempo