Questões Resolvidas de Termoquímica

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1 Questões Resolvidas de Termoquímica 0. (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 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 0. (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( ) CH COOH( ) CH COOCH CH ( ) H O( ) Na tabela são apresentadas as entalpias padrão de combustão( H ). o Substância H (kj.mol ) CHCHOH( ) 68 CHCOOH( ) 875 CH COOCH CH ( ) 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. c o c

2 a) A reação orgânica apresentada na equação química é uma esterificação. CHCHOH( ) CHCOOH( ) CHCOOCHCH ( ) HO( ) 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( ) O (g) CO (g) H O( ) H 68 kj.mol I II. CH COOH( ) O (g) CO (g) H O( ) H 875 kj.mol II III. CH COOCH CH ( ) 5O (g) 4CO (g) 4H O( ) H kj.mol III Devemos: Manter a equação I. Manter a equação II. Inverter a equação III. I. CHCHOH( ) O (g) CO (g) H O( ) H I 68 kj.mol II. CHCOOH( ) O (g) CO (g) HO( ) HII 875 kj.mol III. 4CO (g) 4H O( ) CH COOCH CH ( ) 5O (g) H Global CH CH OH( ) CH COOH( ) CH COOCH CH ( ) H O( ) H H H H total I II III H ( ) kj.mol kj.mol total III kj.mol 0. (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 NO s N O g H O g 4 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 Aplicando a Lei de Hess, teremos: 4 H (g) O (g) H O(g) H 4,8 kj (multiplicar por ) 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)

3 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 8,6 65, kj 6,7 kj São 6,7 kj liberados. 04. (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 X(g) O (g) Y(s) HO(g); ΔHc 05 kj mol Calcule o valor numérico, em kj, da quantidade de calor liberado na combustão de: a) b), 0 0 g de X, 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 0 c 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 d) Teremos: 05 kj (liberados) E '' kj (liberados) X(g) O (g) Y(s) HO(g); ΔHc 0 05 kj mol 7, 7 g 96 g 05 kj (liberados) 0,0 g 0,0 g (excesso) E kj (liberados) X(g) O (g) Y(s) HO(g); ΔHc 0 05 kj mol 7,7 g mx 96 g 7,7 g 0,0 g mx,89 g 0,0 g 96 g

4 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 05. (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 o 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 A m 50 g A Ferro: ml 7,9 g 500 ml m Fe m 950 g Fe 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, J. Para o alumínio, teremos: Q 50 0,9 4 J. 06. (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 ΔG 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. 4

5 Alternativa D Teremos: C H O (s) O (g) x CO (g) y H O C H O (s) O (g) CO (g) H O x e y Como o valor de Δ 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. 07. (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. 5 CH(g) O(g) CO(g) H O( ) HC 0 kj/mol 7 CH6(g) O(g) CO (g) HO ( ) HC 56 kj/mol H(g) O(g) HO ( ) HC 86 kj/mol 5

6 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 ( (manter) ) 7 C6H(g) O(g) CO (g) H O ( (inverter) ) H(g) O(g) H O ( (manter e multiplicar por ) ) Teremos: C H 5 O (g) (g) CO H (g) H O CO(g) C H HO( H ) 7 O ( ) 6(g) (g) (g) O (g) H O ( ) (g) (g) 6(g) 0 kj/mol H 56 kj/mol H ( 86) kj/mol C H H C H ΔH? ΔH H H H 0 56 ( 86) kj 08. (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: CaOs HCaq CaCaq HO H 86 kj CaO H O Ca OH H 65 kj s 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: CaOs HCaq CaCaq HO H 86 kj (manter) CaO H O Ca OH H 65 kj (inverter) s s s aq Ca OH Ca OH H kj (inverter)

7 Então, CaOs HCaq CaCaq HO H 86 kj Ca OH s CaOs Ca OH aq s Ca OH HO H 65 kj H HC Ca OH CaC H O aq aq aq final 0 0 kj ΔH H H H kj b) A partir da primeira reação CaOs HCaq CaC aq HO, teremos: CaOs HCaq CaCaq HO ΔH 86 kj 56 g 86 kj (liberados) 80 g E 90 kj Reação exotérmica. (liberada) E (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: Mg F (aq) o form H (kj.mol ) (aq) 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 HformH 467 k.mol (inverter) F o (g) e F (aq) H form H 5 k.mol (inverter e multiplicar por ) form o Mg(s) F (g) MgF (s) H H 4 k.mol (manter) 7

8 Mg (aq) e Mg(s) F (aq) F (g) e Mg(s) F (g) form o H H 467 k.mol form o H H ( 5) k.mol o form Global MgF (s) H H 4 k.mol Mg (aq) F (aq) MgF (s) H ( 467 ( 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 ( 467 ( 5)) kj ΔH H H p r ΔH ( 4 ( )) kj ΔH kj 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. 8

9 . (ESPECEX (AMAN)) Considere, no quadro abaixo, as seguintes entalpias de combustão nas condições-padrão (5 C e atm), expressas em kj mol. Fórmula molecular e fase de agregação H C grafitas 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: a) b) c) d) e) 68,6 kj mol,6 kj mol 48,8 kj mol 74,4 kj mol 5,5 kj mol 4C grafita s 5H g C 4 H 0 g Alternativa B Teremos: Cgrafitas O(g) CO(g) ΔH 9, kj.mol (multiplicar por 4) H(g) O(g) H O( ) ΔH 85,8 kj.mol (multiplicar por 5) C4H0 g O(g) 4CO(g) 5H O( ) ΔH 878,6 kj.mol (inverter) Aplicando a Lei de Hess, vem: 4C grafitas 4O (g) 4CO (g) 5H (g) 5 O 5H O (g) ( ) C H0 g O 4Cgrafitas 5H(g) C4H0 g 4CO(g) 5H O( ) 4 (g) ΔH 4( 9,)kJ.mol ΔH 5( 85,8)kJ.mol ΔH 878,6 kj.mol ΔH 57, 49,0 878,6,6 kj.mol final. (UFTM) O fenol é um composto que pode ser utilizado na fabricação de produtos de limpeza, para desinfecção de ambientes hospitalares. OH fenol 9

10 Considere as entalpias-padrão de formação, relacionadas na tabela. substâncias fenol (s) H O( ) CO (g) H f (kj mol ) 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: Fenol: C6H6O. 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) 0

11 Análise das reações químicas: I. C(s) H (g) CH (g) 4 ( mols de g ás) ( mol de g ás) ΔS 0 É formada menor quantidade de g ás, dim inui a desordem : variação negativa de entropia II. N O(g) N (g) /O (g) ( mol de g ás) ( mol de g ás) 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 g ás) (4 mols de g ás) Ocorre formação de gás, aumenta a desordem: variação positiva de entropia IV. O (g) O (g) ( mols de g ás) ( 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. Cgrafite Og COg H 94,06 kcal mol Cdiamante Og COg 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 Assinale a alternativa CORRETA. CO g é endotérmica em ambos os processos. 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

12 I. Incorreta, pois pela Lei de Hess, temos: Cgrafite Og COg H 94,06 kcal mol (manter) Cdiamante Og COg H 94,5 kcal mol (inverter) Então, vem: Cgrafite Og COg H 94,06 kcal mol Cdiamante Og COg H 94,5 kcal mol Global Cgrafite Cdiamante H H H 94,06 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. 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 O CO (g) (g) (g) H (g) O (g) HO g H - 8,0 kj mol - H - 4,8 kj mol - C H CH H - 74,8 kj mol - (s) (g) 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 C H O CO H (manter) (s) (g) (g) (g) CO (g) O (g) CO (g) (manter) H (g) O (g) HOg (multiplicar por três) C H CH (inverter) (s) (g) 4(g)

13 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 ΔHtotal, kj 8, 0 kj 4,8 kj 74,8 kj ΔH total 80, kj 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 ΔH 0 f (kj mol ) AgC (s) - 7 CaCO (s) - 07 H O( ) - 86 H S(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 P ΔV P ΔV ext 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: AgC (s); ΔH 7 kj.mol ;R 8, JK mol 8, 0 kjk mol ; T K Ag(s) C (g) AgC (s) Δn n n 0,0 0,5 0,5 mol produtos gasosos reagentes gasosos

14 ΔU ΔH Δn R T ΔU 7 ( 0,5 8,0 98) 5,76 kj.mol ΔU AgC (s) 5,76 kj.mol CaCO (s); ΔH 07 kj.mol ;R 8, JK mol 8, 0 kjk mol ; T K Ca(s) C(s) O (g) CaCO (s) Δn n n 0,0,5,5 mol produtos gasosos ΔU ΔH Δn R T reagentes gasosos ΔU 07 (,5 8,0 98) 0,9 kj.mol ΔU CaCO (s) 0,9 kj.mol H O( ); ΔH 86 kj.mol ;R 8, JK mol 8, 0 kjk mol ; T K H (g) O (g) HO( ) Δn n n 0,0,5,5 mol produtos gasosos ΔU ΔH Δn R T reagentes gasosos ΔU 86 (,5 8,0 98) 8,8 kj.mol ΔU HO( ) 8,8 kj.mol H S(g); ΔH 0 kj.mol ;R 8, JK mol 8, 0 kjk mol ; T K H (g) S(rômbico) H S(g) Δn n n,0,0 0,0 mol produtos gasosos ΔU ΔH Δn R T reagentes gasosos ΔU 0 ( 0,0 8,0 98) 0 kj.mol ΔU HS(g) 0 kj.mol NO (g); ΔH 4 kj.mol ;R 8, JK mol 8, 0 kjk mol ; T K N (g) O (g) NO (g) Δn n n produtos gasosos ΔU ΔH Δn R T reagentes gasosos,0,5 0,5 mol ΔU 4 ( 0,5 8,0 98) 5,4 kj.mol ΔU 5,4 kj.mol NO (g) 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 N NH (g) (g) (g) 4

15 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 98 K: 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 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 formação (NH ) c) Teremos: 44 kj H N NH (g) (g) (g) 4 mol mol L L mol mol mol L L L mol mol mol L L L 0 (início) [NH ] K C KC 6 [H ] [N ] (durante) (equilíbrio) 5

16 d) A velocidade final aumenta 54 vezes: incial v k[h ] [N ] final v k([h ] )([N ] ) final final v 7k[H ] [N ] v (7 )k[h ] [N ] final 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. (C H O ) n H O n C H O n 6 6 glicogênio glicose 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: 6 a),50 0 b),70 0 c) Alternativa A 4,0 0 d) 6, A questão se refere a uma molécula, mas fornece a massa molar. 6 0 moléculas (glicogênio) 4,86 0 g molécula (glicogênio) m 7 m 0,80 g (C H O ) n H O n C H O n n g n 80 g 7 0,80 g 7 m' 0,9 0 g 80 g (glicos e) 7 0,9 0 g (gli cos e) 7 6 E 5 0 kj,5 0 kj m' 000 kj E 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. 6

17 A respeito da variação da energia interna do sistema ( Δ U), calor (q) e trabalho (w), nos experimentos I e II, assinale a opção que contém a afirmação errada. a) q 0 b) w w c) ΔU ΔU d) w 0 e) ΔU q I II I I II II II II Alternativa E O processo I é realizado em um recipiente hermeticamente fechado, de paredes rígidas e indeformáveis, consequentemente o trabalho é nulo. ΔU q w q 0 q ΔU q I I I I I I I q (o processo ocorre com absorção de calor) I 0 (processo endotérmico) 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 II 0, devido à exp ansão. ΔU q w II II II Como temos a mesma quantidade de CO sublimando a 5 o C, concluímos que: Como q I é maior do que zero, q II também. Então, ΔU II q I w II. Consequentemente, ΔU ΔU. I II q q. I II 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. 7

18 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 Análise após a mistura º Caso: soluto apolar (naftaleno) e solvente polar (água) º caso: soluto apolar (naftaleno) e solvente parcialmente polar (etanol) 8

19 b) Observe as energias de ativação nas etapas dos mecanismos I e II: 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: 9