Questões Resolvidas de Termoquímica

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1 Questões Resolvidas de Termoquímica. (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 0 mols de ATP; cada mol de ATP produzido armazena 7 kcal. Sabe-se que a beta-oxidação de mol de ácido palmítico, que possui 6 átomos de carbono, gera 8 mols de acetil-coa e 6 mols de ATP. A oxidação total de mol de ácido palmítico, produzindo CO e H O, permite armazenar sob a forma de ATP a seguinte quantidade de energia, em quilocalorias: a) 6 b) 5 c) 74 d) 008 Alternativa C Cada mol de acetil-coa produz 0 mols de ATP (ciclo de Krebs). Teremos: 8 mols de acetilcoa ao serem oxidados formarão 8 x 0 mols de ATP (80 mols de ATP). Sabe-se que a beta-oxidação de mol de ácido palmítico, que possui 6 átomos de carbono, gera 8 mols de acetil-coa e 6 mols de ATP. Quantidade total de mols de ATP: = 06 mols de ATP Cada mol de ATP produzido armazena 7 kcal, então: mol 7 kcal 06 mol E = 74 kcal E. (Uftm) O acetato de etila é um solvente bastante utilizado na indústria química e também pode ser utilizado como flavorizante, para conferir sabor artificial de maçã ou pera aos alimentos. Este composto pode ser preparado a partir da reação apresentada a seguir: CH CH OH( l) + CH COOH( l) CH COOCH CH ( l) + H O( l) Na tabela são apresentadas as entalpias padrão de combustão o c ( H ). o Substância H (kj.mol ) CHCHOH( l ) 68 CHCOOH( l ) 875 CHCOOCHCH ( l ) c

2 a) Como é conhecida a reação orgânica apresentada na equação química? Identifique as funções orgânicas presentes nos compostos participantes da reação. b) Calcule o calor de reação da reação de preparação do acetato de etila. a) A reação orgânica apresentada na equação química é uma esterificação. CH CH OH( l) + CH COOH( l) CH COOCH CH ( l) + H O( l) Álcool Ácido carboxílico Éster b) Para calcularmos o calor de reação da reação de preparação do acetato de etila devemos aplicar a lei de Hess às equações de combustão dos compostos orgânicos presentes na reação de esterificação. I. CH CH OH( l) + O (g) CO (g) + H O( l) H = 68 kj.mol I II. CH COOH( l) + O (g) CO (g) + H O( l) H = 875 kj.mol II III. CH COOCH CH ( l) + 5O (g) 4CO (g) + 4H O( l) H = kj.mol III Devemos: Manter a equação I. Manter a equação II. Inverter a equação III. I. CHCHOH( l) + O (g) CO (g) + HO( l) H = 68 kj.mol II. CHCOOH( l) + O (g) CO (g) + HO( l) HII = 875 kj.mol III. 4CO (g) + 4H O( l) CH COOCH CH ( l) + 5O (g) I H = + kj.mol Global CH CH OH( l) + CH COOH( l) CH COOCH CH ( l) + H O( l) H = H + H + H total I II III H = ( ) kj.mol = kj.mol total. (Uespi) O N O é conhecido como gás hilariante, pois age sobre o sistema nervoso central, provocando riso de forma histérica. Esse gás pode ser produzido pela decomposição térmica do nitrato de amônio, de acordo com a equação: NH 4NO (s) N O(g) + H O(g) Utilizando os dados termoquímicos abaixo, calcule a quantidade de calor liberada nesse processo de obtenção do gás hilariante. H (g) + O (g) H O(g) H = 4,8 kj N (g) + O (g) N O(g) H = 8,6 kj N (g) + H (g) + /O (g) NH NO (s) H = 65, kj 4 a) 05, kj b) 6,7 kj c) 46, kj d) 95,4 kj e) 46,7 kj Alternativa B III

3 Aplicando a Lei de Hess, teremos: H (g) + O (g) H O(g) H = 4,8 kj (multiplicar por ) 4 N (g) + O (g) N O(g) H = 8,6 kj (manter) N (g) + H (g) + O (g) NH NO (s) H = 65, kj (inverter) Então, H (g) + O (g) H O(g) H = 4,8 kj = 48,6 kj 4 Global 4 NO(g) + HO(g) N (g) + O (g) N O(g) H = 8,6 kj NH NO (s) N (g) + H (g) + O (g) H = + 65, kj NH NO (s) ( ) H = H + H + H = 48, 6 + 8, , kj = 6, 7 kj São 6,7 kj liberados. 4. (Ita) Considere a reação de combustão do composto X, de massa molar igual a 7,7 g.mol, representada pela seguinte equação química balanceada: 0 Δ c X(g) + O (g) Y(s) + H O(g); H = 05 kj mol Calcule o valor numérico, em kj, da quantidade de calor liberado na combustão de: a),0 0 g de X b),0 0 g mol de X c),6 0 moléculas de X d) uma mistura de 0,0 g de X e 0,0 g de O. a) Teremos: Δ c 0 X(g) + O (g) Y(s) + H O(g); H = 05 kj mol 7,7 g, 0 0 g E = 7, 47 0 kj b) Teremos: 05 kj (liberados) E kj (liberados) Δ c 0 X(g) + O (g) Y(s) + H O(g); H = 05 kj mol,0 mol,0 0 mol E' = 0,50 0 kj c) Teremos: 05 kj (liberados) E' kj (liberados) Δ c 0 X(g) + O (g) Y(s) + H O(g); H = 05 kj mol 6,0 0 moléculas,6 0 moléculas E'' = 87,89 kj 05 kj (liberados) E'' kj (liberados)

4 d) Teremos: Professora Sonia m Δ c 0 X(g) + O (g) Y(s) + H O(g); H = 05 kj mol 7,7 g 96 g 05 kj (liberados) 0,0 g 0,0 g E kj (liberados) (excesso) X Δ c 0 X(g) + O (g) Y(s) + H O(g); H = 05 kj mol 7,7 g 96 g m X =,89 g 0,0 g Então : 0 Δ c X(g) + O (g) Y(s) + H O(g); H = 05 kj mol 7, 7 g 05 kj (liberados),89 g E'''' kj (liberados) E'''' =, kj 5. (Unioeste) O ferro possui calor especifico de 0,46 J g C e o alumínio o dobro deste valor. A densidade do ferro é 7,9 g cm e do alumínio é a.700 kg m. Com estas informações, assinale, respectivamente, a alternativa que possui a energia necessária para aquecer uma panela de ferro e outra de alumínio, ambas com cerca de 500 ml dos metais, em C. a) 87 J e 4 J. b) 877 J e 77 J. c) 76 J e J. d) 887 J e 64 J. e) 887 J e J. Alternativa A Cálculo das massas de metais a partir de suas densidades (lembrar que cm = ml) Alumínio: ml ,7 g 500 ml m Al m Al = 50 g Ferro: ml ,9 g 500 ml m Fe m Al = 950 g Pela calorimetria, calcula-se o calor absorvido para um corpo usando-se a seguinte expressão: Q = m c ΔT Para o ferro, teremos: Q = 950 0,46 = 87 J. Para o alumínio, teremos: Q = 50 0,9 = 4 J. 4

5 6. (Uespi) A sacarose, C H O, também conhecida como açúcar de mesa ou açúcar comum comercial, é encontrada na cana de açúcar e na beterraba. No Brasil, a sacarose é obtida por cristalização do caldo de cana e utilizada na alimentação, na fabricação de álcool etc. A combustão da sacarose produz dióxido de carbono e água, conforme a equação a seguir: C H O (s) + O (g) x CO (g) + y H O( l ) G = kj/mol Com relação a esta reação, é correto afirmar que os coeficientes x e y são, respectivamente: a) 6 e 0 e a reação é espontânea. b) 8 e 6 e a reação é não-espontânea. c) e e a reação é espontânea. d) e e a reação é espontânea. e) 8 e e a reação é não-espontânea. Alternativa D Teremos: C H O (s) + O (g) x CO (g) + yh O C H O (s) + O (g) CO (g) + H O x = e y = Como o valor de G (energia livre ou energia livre de Gibbs ou energia útil) é negativo, conclui-se que o processo é espontâneo. Observações teóricas: Cientistas calcularam que para arrumar e organizar as moléculas bagunçadas se gasta uma energia associada ao grau de organização do sistema. Esta energia é igual ao produto da temperatura absoluta pela variação de entropia sofrida pelo sistema (T S). Resumidamente: Energia liberada na reação = ΔH Energia gasta na organização = ΔS T Saldo de Energia = H ΔS T Este saldo de energia aproveitável é denominado ENERGIA LIVRE (OU ENERGIA LIVRE DE GIBBS OU ENERGIA ÚTIL), e é representado por G, ou seja, ΔG = ΔH ΔS T Onde: G: variação da energia livre de Gibbs H: variação de entalpia S: variação de entropia T: temperatura (em Kelvin) Quando G > 0 o processo não será espontâneo. Ou seja, só com ajuda de energia externa o processo conseguirá chegar ao final. Quando G = 0 o processo estará em equilíbrio. Ou seja, não sofre alteração. Quando G < 0 o processo é espontâneo e irreversível. Ou seja, o processo libera energia de modo que as moléculas finais ficarão em um nível energético menor e, portanto, mais estável. 5

6 7. (Mackenzie) A hidrogenação do acetileno é efetuada pela reação desse gás com o gás hidrogênio, originando, nesse processo, o etano gasoso, como mostra a equação química abaixo. CH + H(g) CH6(g) É possível determinar a variação da entalpia para esse processo, a partir de dados de outras equações termoquímicas, por meio da aplicação da Lei de Hess l H C = 0 kj/mol CH(g) O(g) CO(g) HO ( ) 7 CH6(g) + O(g) CO (g) + H O ( l H ) C = 56 kj/mol H(g) + O(g) H O ( l H ) C = 86 kj/mol Assim, usando as equações termoquímicas de combustão no estado-padrão, é correto afirmar que a variação da entalpia para a hidrogenação de mol de acetileno, nessas condições, é de a) 56 kj/mol. b) kj/mol. c) 64 kj/mol. d) 84 kj/mol. e) 48 kj/mol. Alternativa B Aplicando a Lei de Hess, vem: 5 CH(g) + O(g) CO(g) + HO ( l (manter) ) 7 C6H(g) + O(g) CO (g) + H O ( l (inverter) ) H(g) + O(g) H O ( l (manter e multiplicar por ) ) Teremos: 5 CH(g) + O(g) CO (g) + HO ( l H = ) 0 kj/mol 7 CO (g) + H O ( l C + ) H6(g) O(g) H = + 56 kj/mol H(g) + O(g) H O ( l H = ( 86) kj/mol ) CH(g) + H(g) CH6(g) ΔH =? ΔH = H + H + H = ( 86) = kj 6

7 8. (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: CaO( s) + HCl( aq) CaCl( aq) + HO( l) H = 86 kj CaO + H O Ca OH H = 65 kj ( s) ( l) ( ) ( s ) ( ) ( s ) ( ) ( aq ) Ca OH Ca OH H = kj 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 80 g de óxido de cálcio sólido com solução de ácido clorídrico. Essa reação é endotérmica ou exotérmica? a) Aplicando a Lei de Hess, vem: CaO( s) + HCl( aq) CaCl( aq) + HO( l) H = 86 kj (manter) CaO + H O Ca OH H = 65 kj (inverter) ( s) ( l) ( ) ( s ) ( ) ( s ) ( ) ( aq ) Ca OH Ca OH H = kj (inverter) Então, CaO ( s) + HCl( aq) CaCl( aq) + HO( l) H = 86 kj ( ) ( s ) Ca OH CaO ( s) + HO( l) H = + 65 kj ( ) ( ) Ca ( OH aq ) ( s ) Ca OH HCl + Ca OH CaCl + H O ( aq) ( ) ( ) ( aq) ( l) aq final H = + kj ΔH = H + H + H = = 08 kj b) A partir da primeira reação CaO( s) + HCl( aq) CaCl ( aq) + HO( l), teremos: CaO( s) + HCl( aq) CaCl( aq) + HO( l) ΔH = 86 kj 56 g 86 kj (liberados) 80 g E = 90 kj Reação exotérmica. (liberada) E 0 7

8 9. (Ufpr) O fluoreto de magnésio é um composto inorgânico que é transparente numa larga faixa de comprimento de onda, desde 0 nm (região do ultravioleta) até 8 mm (infravermelho próximo), sendo por isso empregado na fabricação de janelas óticas, lentes e prismas. Dados: 0 form H (kj.mol ) + Mg (aq) -467 F (aq) -5 MgF (s) -4 + Mg (aq) + F (aq) MgF (s) a) Escreva as equações químicas associadas às entalpias de formação fornecidas na tabela e mostre como calcular a entalpia da reação de formação do fluoreto de magnésio a partir de seus íons hidratados, utilizando a Lei de Hess. b) Calcule a entalpia para a reação de formação do fluoreto de magnésio a partir de seus íons hidratados (equação fornecida nos dados acima), com base nos dados de entalpia de formação padrão fornecidos. a) A partir da tabela obtemos as seguintes equações: + o Mg(s) Mg (aq) + e H H = 467 k.mol (inverter) form F o (g) + e F (aq) H form H = 5 k.mol (inverter e multiplicar por ) o Mg(s) + F (g) MgF (s) H H = 4 k.mol (manter) form + Mg (aq) + e Mg(s) F (aq) F (g) + e Mg(s) + F (g) + o H H = k.mol form o H H = ( + 5) k.mol form o form Global MgF (s) H H = 4 k.mol Mg (aq) + F (aq) MgF (s) H = ( ( + 5) 4)kJ = + kj total b) Teremos: + Mg (aq) + F (aq) MgF (s) 467 kj ( 5) kj 4 kj HReagentes ΔH = H H Pr odutos Re agentes HPr odutos ΔH = 4 ( ( 5)) = + kj ΔH = H H p r ΔH = ( 4 ( )) kj ΔH = + kj 8

9 0. (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 N (g) + O (g) NO(g) H = + 80 kj O NO pode ser oxidado, formando o dióxido de nitrogênio ( NO ), um poluente atmosférico produzido nos motores a explosão: NO(g) + O (g) NO (g) H = 4 kj Tal poluente pode ser decomposto nos gases N e O : NO (g) N (g) + O (g) Essa última transformação a) libera quantidade de energia maior do que 4 kj. b) libera quantidade de energia menor do que 4 kj. c) absorve quantidade de energia maior do que 4 kj. d) absorve quantidade de energia menor do que 4 kj. e) ocorre sem que haja liberação ou absorção de energia. Alternativa B Aplicando a Lei de Hess devemos inverter as duas equações e obteremos a reação de decomposição do poluente (NO ): NO N + O H = 80 kj (g) (g) (g) NO NO + O H = + 4 kj (g) (g) (g) NO N + O H = 66 kj (g) (g) (g) A reação é exotérmica e a quantidade de energia liberada é menor do que 4 kj.. (Espcex (Aman)) Considere, no quadro abaixo, as seguintes entalpias de combustão nas condições-padrão (5 C e atm), expressas em kj mol. Fórmula molecular H e fase de agregação C grafita( s) 9, (combustão) H ( g) 85,8 C4H 0 ( g) 878,6 A alternativa que corresponde ao valor da entalpia da reação abaixo, nas condições-padrão, é: 4C( grafita)( s) + 5H( g) C4H0 ( g) a) b) c) d) e) + 68,6 kj mol,6 kj mol + 48,8 kj mol + 74,4 kj mol 5,5 kj mol 9

10 Alternativa B Professora Sonia Teremos: C( grafita )( s) + O(g) CO(g) ΔH = 9, kj.mol (multiplicar por 4) H(g) + O(g) H O( l) ΔH = 85,8 kj.mol (multiplicar por 5) C4H0 ( g) + O(g) 4CO(g) + 5H O( l) ΔH = 878,6 kj.mol (inverter) Aplicando a Lei de Hess, vem: 4C( grafita )( s) + 4O(g) 4CO(g) 5H (g) + 5 O 5H O (g) ( l) 5H O 0( g) + C H O 4C( grafita )( s) + 5H(g) C4H0 ( g) 4CO (g) + ( l) 4 (g) ΔH = 4( 9,)kJ.mol ΔH = 5( 85,8)kJ.mol ΔH = + 878,6 kj.mol ΔH = 57, 49, ,6 =,6 kj.mol final. (Uftm) O fenol é um composto que pode ser utilizado na fabricação de produtos de limpeza, para desinfecção de ambientes hospitalares. Considere as entalpias-padrão de formação, relacionadas na tabela. substâncias H (kj mol ) fenol (s) H O( l ) CO (g) f A energia liberada, em kj, na combustão completa de mol de fenol é a) 55. b) 845. c) 875. d) 7. e) 057. Alternativa E Teremos: 0

11 Fenol: C6H6O. Professora Sonia C H O + 7O 6CO + H O kj 0 6 ( 94 kj) ( 86 kj) ΔH = [ ( 86 kj) + 6 ( 94 kj)] ( 65 kj + 0) = 057 kj. (Ita) Considere as reações representadas pelas seguintes equações químicas: I. C(s) + H (g) CH (g) 4 II. N O(g) N (g) + /O (g) III. NI (s) N (g) + I (g) IV. O (g) O (g) Assinale a opção que apresenta a(s) reação(ões) química(s) na(s) qual(is) há uma variação negativa de entropia. a) Apenas I b) Apenas II e IV c) Apenas II e III e IV d) Apenas III e) Apenas IV Alternativa A I. C(s) + H (g) CH (g) 4 II. N O(g) N (g) + /O (g) III. NI (s) N (g) + I (g) IV. O (g) O (g) Análise das reações químicas: I.C(s) + H (g) CH (g) 4 ( mols degás) ( mol degás) ΔS < 0 É formadamenorquantidade degás, diminui adesordem: variação negativade entropia II. N O(g) N (g) + /O (g) ( mol de g ás) ( mol de gás) ΔS > 0 É formada maior quantidade de gás, aumenta a desordem: variação positiva de entropia III. NI (s) N (g) + I (g) (sólido) (gasoso) ΔS > 0 (0 mols de gás) (4 mols de g ás) Ocorre formação de gás, aumenta a desordem: variação positiva de entropia

12 IV. O (g) O (g) Professora Sonia ( mols de gás) ( mols de g ás) ΔS > 0 É formada maior quantidade de gás, aumenta a desordem: variação positiva de entropia 4. (Ufjf) A fabricação de diamantes pode ser feita, comprimindo-se grafite a uma temperatura elevada, empregando-se catalisadores metálicos, como o tântalo e o cobalto. As reações de combustão desses dois alótropos do carbono são mostradas a seguir. C( grafite) + O( g) CO( g) H = 94,06 kcal mol C( diamante) + O( g) CO( g) H = 94,5 kcal mol Com base nas reações acima, considere as seguintes afirmações: I. De acordo com a Lei de Hess, a variação de entalpia da transformação do C ( grafite) em C ( diamante) é 0,45 kcal mol. II. A queima de mol de C ( diamante) libera mais energia do que a queima de mol de C ( grafite). III. A formação de CO ( g) é endotérmica em ambos os processos. Assinale a alternativa CORRETA. a) Todas as afirmações estão corretas. b) Somente I e II estão corretas. c) Somente I e III estão corretas. d) Somente II e III estão corretas. e) Somente a afirmação II está correta. Alternativa E I. Incorreta, pois pela Lei de Hess, temos: C( grafite) + O( g) CO( g) H = 94,06 kcal mol (manter) C( diamante) + O( g) CO( g) H = 94,5 kcal mol (inverter) Então, vem: C( grafite) + O( g) CO( g) H = 94,06 kcal mol C( diamante) + O( g) CO( g) H = + 94,5 kcal mol Global C( grafite) C( diamante) H = H + H = 94, ,5= + 0, 45 kcal mol total II. Correta, pois 94,5 kcal > 94,06 kcal. III. Incorreta. Ambas as reações são exotérmicas, pois apresenta variação de entalpia menor que zero.

13 5. (Udesc) O gás metano pode ser utilizado como combustível, como mostra a equação : Equação : CH 4(g) + O (g) CO (g) + H O (g) Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julgar necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de entalpia da equação. C (s) + H O(g) CO (g) + H H =, kj mol - (g) CO (g) + O (g) CO (g) H (g) + O (g) HO g ( ) H = - 8,0 kj mol - H = - 4,8 kj mol - C(s) + H (g) CH H = - 74,8 kj mol - 4(g) O valor da entalpia da equação, em kj, é a) -704,6 b) -75,4 c) -80, d) -54,8 e) -0,5 Alternativa C Teremos: C + H O CO + H (manter) (s) (g) (g) (g) CO (g) + O (g) CO (g) (manter) H (g) + O (g) HO( g ) (multiplicar por três) C + H CH (inverter) (s) (g) 4(g) Então: C + H O CO + H ΔH =, kj (s) (g) (g) (g) CO (g) + O (g) CO (g) ΔH = 8,0 kj H (g) + O (g) HO ( g ) ΔH = 4,8 kj CH C + H ΔH = + 74,8 kj 4(g) (s) (g) Global 4(g) (g) (g) (g) CH + O CO + H O ΔH = +, kj 8, 0 kj 4,8 kj + 74,8 kj total ΔH total = 80, kj

14 6. (Ita) A tabela mostra a variação de entalpia de formação nas condições-padrão a 5 ºC de algumas substâncias. Calcule a variação da energia interna de formação, em kj.mol, nas condições-padrão dos compostos tabelados. Mostre os cálculos realizados. Substância 0 ΔH f (kj mol ) AgC l (s) - 7 CaCO (s) - 07 HO( l ) - 86 HS(g) - 0 NO (g) + 4 Num sistema mantido à pressão constante P, a pressão externa (P ext) deve ser igual à pressão interna. Aquecendo o sistema ele expande à pressão constante e, neste caso, o trabalho será dado por: Trabalho = Pext ΔV = P ΔV A partir da primeira lei da termodinâmica vem: ΔH = ΔU + Trabalho ΔU = ΔH Trabalho onde, ΔU : Variação da energia int erna do sistema ΔH : Variação da entalpia Então, ΔU = ΔH P ΔV P ΔV = Δn R T ΔU = ΔH Δn R T Analisando as reações de formação das substâncias da tabela, teremos; 0,9 produtos gasosos AgC l(s); ΔH = 7 kj.mol ;R = 8, JK mol = 8, 0 kjk mol ;T = = 98 K Ag(s) + C l(g) AgC l(s) Δn = n n = 0,0 0,5 = 0,5 mol ΔU = ΔH Δn R T reagentes gasosos ΔU = 7 ( 0,5 8, 0 98) = 5,76 kj.m ol ΔU = 5,76 kj.mol AgC l(s) produtos gasosos CaCO (s); ΔH = 07 kj.mol ;R = 8, JK mol = 8, 0 kjk mol ;T = = 98 K Ca(s) + C(s) + O (g) CaCO (s) Δn = n n = 0,0,5 =,5 mol ΔU = ΔH Δn R T reagentes gasosos ΔU = 07 (,5 8, 0 98) = 0,9 kj.mol ΔU = 0,9 kj.mol CaCO (s) 4

15 produtos gasosos Professora Sonia H O( l); ΔH = 86 kj.mol ;R = 8, JK mol = 8, 0 kjk mol ;T = = 98 K H (g) + O (g) HO( l) Δn = n n = 0,0,5 =,5 mol ΔU = ΔH Δn R T reagentes gasosos ΔU = 86 (,5 8, 0 98) = 8,8 kj.mol ΔU = 8,8 kj.mol HO( l) produtos gasosos H S(g); ΔH = 0 kj.mol ;R = 8, JK mol = 8, 0 kjk mol ;T = = 98 K H (g) + S(rômbico) H S(g) Δn = n n =,0,0 = 0,0 mol ΔU = ΔH Δn R T reagentes gasosos ΔU = 0 ( 0,0 8, 0 98) = 0 kj.mol ΔUH S(g) = 0 kj.mol produtos gasosos NO (g); ΔH = + 4 kj.mol ;R = 8, JK mol = 8, 0 kjk mol ;T = = 98 K N (g) + O (g) NO (g) Δn = n n =,0,5 = 0,5 mol ΔU = ΔH Δn R T reagentes gasosos ΔU = + 4 ( 0,5 8, 0 98) = + 5,4 kj.mol ΔUNO (g) = + 5,4 kj.mol 7. (Ufjf) A síntese da amônia foi desenvolvida por Haber-Bosh e teve papel importante durante a ª Guerra Mundial. A Alemanha não conseguia importar salitre para fabricação dos explosivos e, a partir da síntese de NH, os alemães produziam o HNO e deste chegavam aos explosivos de que necessitavam. A equação que representa sua formação é mostrada abaixo: H(g) + N(g) NH(g) a) A partir da equação química para a reação de formação da amônia, descrita acima, e sabendo que a reação apresenta H < 0, o que aconteceria com o equilíbrio, caso a temperatura do sistema aumentasse? b) Calcule a variação de entalpia da formação da amônia, a partir das energias de ligação mostradas na tabela a seguir, a 98K: Ligação Energia de Ligação (kj.mol - ) H H 46 N N 944 H N 90 c) Suponha que a uma determinada temperatura T foram colocados, em um recipiente de,0 litros de capacidade,,0 mols de gás nitrogênio e 4,0 mols de gás hidrogênio. Calcule o valor da constante de equilíbrio, Kc, sabendo que havia se formado,0 mols de amônia ao se atingir o equilíbrio. d) Considere que a lei de velocidade para a reação de formação da amônia é v = k [H ] [N ]. Calcule 5

16 quantas vezes a velocidade final aumenta, quando a concentração de nitrogênio é duplicada e a de hidrogênio é triplicada, mantendo-se a temperatura constante. a) Como a reação de formação de amônia é exotérmica, com a elevação da temperatura o equilíbrio deslocaria no sentido endotérmico, ou seja, para a esquerda. H + N NH + calor (g) (g) (g) esquerda b) Teremos: H(g) + N(g) NH (g) + (H H) = + ( 46) kj (quebra) + (N N) = + ( 944) kj (quebra) (N H) = ( 90) kj (formação) ( ) kj = 44 kj ΔH = 44 kj formação (NH ) c) Teremos: H + N NH (g) (g) (g) 4 mol mol L L mol mol mol + L L L K [NH ] = [H ] [N ] = K C = 6 C 0 (início) mol mol mol L L L (início) (início) d) A velocidade final aumenta 54 vezes: incial = final = final = final = final = v k[h ] [N ] v k([h ] )([N ] ) v 7k[H ] [N ] v (7 )k[h ] [N ] v 54 k[h ] [N ] v = 54 v final incial 8. (Uerj) Cada mol de glicose metabolizado no organismo humano gera o equivalente a 000 kj de energia. A atividade da célula nervosa, em condições normais, depende do fornecimento constante dessa fonte energética. A equação química a seguir representa a obtenção de glicose a partir do glicogênio. (C6H0O 5) n + n HO n C6HO6 glicogênio glicose 6

17 6 Considere uma molécula de glicogênio de massa molar igual a 4,86 0 g mol. A metabolização da glicose originada da hidrólise dessa molécula de glicogênio proporciona o ganho de energia, em quilojoules, equivalente a: a), b) c) d) 4,70 0,0 0 6, Alternativa A Teremos: A questão se refere a uma molécula, mas fornece a massa molar. 6 0 moléculas (glicogênio) 4,86 0 g molécula (glicogênio) 7 m = 0,8 0 g (C H O ) + n H O n C H O n n g 7 0,8 0 g 7 m' = 0,9 0 g 80 g (glicose) 7 0,9 0 g (glicose) n 80 g m' 7 6 E = 5 0 kj =,5 0 kj 000 kj E m 6 9. (Ita) São descritos abaixo dois experimentos, I e II, nos quais há sublimação completa de uma mesma quantidade de dióxido de carbono no estado sólido a 5 C: I. O processo é realizado em um recipiente hermeticamente fechado, de paredes rígidas e indeformáveis. II. O processo é realizado em cilindro provido de um pistão, cuja massa e desprezível e se desloca sem atrito. A respeito da variação da energia interna do sistema (ΔU), calor (q) e trabalho (w), nos experimentos I e II, assinale a opção que contém a afirmação errada. a) q I > 0 b) w II > w I c) U I > U II d) w II 0 e) U II = q II Alternativa E O processo I é realizado em um recipiente hermeticamente fechado, de paredes rígidas e indeformáveis, consequentemente o trabalho é nulo. U = q + w = q + 0 = q I I I I I I U = q (o processo ocorre com absorção de calor) I I q > 0 (processo endotérmico) 7

18 O processo II é realizado em cilindro provido de um pistão, cuja massa e desprezível e se desloca sem atrito. Logo, a sublimação do CO ocorre devido ao deslocamento do pistão. w < 0, devido à expansão. II U = q w II II II Como temos a mesma quantidade de CO sublimando a 5 o C, concluímos que: q I = q II. Como q I é maior do que zero, q II também. Então, UII = qi wii. Consequentemente, UI > UII. 0. (Unifesp) O naftaleno é um composto utilizado como matéria-prima na produção de diversos produtos químicos, como solventes, corantes e plásticos. É uma substância praticamente insolúvel em água, mg/00 ml, e pouco solúvel em etanol, 7,7 g/00 ml. A reação de sulfonação do naftaleno pode ocorrer por dois diferentes mecanismos, a 60 ºC representado na curva I (mecanismo I) e a 80 ºC, representado na curva II (mecanismo II). a) Represente as estruturas de ressonância do naftaleno. Explique as diferenças de solubilidade do naftaleno nos solventes relacionados. b) Explique por que o mecanismo I ocorre em temperatura maior que o mecanismo II. Classifique as reações que ocorrem nas curvas I e II, quanto ao calor de reação. a) As estruturas ressonantes do naftaleno podem ser representadas por: O naftaleno é um composto apolar, insolúvel em água e pouco solúvel em etanol, pois, a água é uma molécula polar (HOH) e o etanol possui uma região polar (OH) e outra apolar (CH CH -). Observe os esquemas a seguir. Análise antes da mistura 8

19 Análise após a mistura º Caso: soluto apolar (naftaleno) e solvente polar (água) º caso: soluto apolar (naftaleno) e solvente parcialmente polar (etanol) b) Observe as energias de ativação nas etapas dos mecanismos I e II: 9

20 Como podemos observar a energia de ativação é maior no processo I do que no processo II, consequentemente a temperatura deve ser maior no processo I para esta energia ser atingida. Quanto ao calor de formação os mecanismos I e II são exotérmicos, pois a entalpia dos produtos é menor do que a dos reagentes. Observe: 0