Química Geral e Experimental II Termoquímica Resolução comentada de exercícios selecionados versão termo_v1_2005 Prof. Fabricio R.
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- Marcos Chaplin Amaro
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1 Química Geral e Experimental II Termoquímica comentada de exercícios selecionados Prof. Fabricio R. Sensato (1) O calor específico do níquel é 0,445 J/g K. Qual a quantidade de calor necessária para aquecer 168 g de níquel de 15,2 o C até +23,6 o C? (Exercício 6.14 Kotz & Treichel). (2) O que precisa de mais calor para ser aquecido de 22 o C até 85 o C, 50,0 g de água ou 200 g de alumínio metálico? (exercício Kotz & Treichel, 6.16) (3) Descobriu-se, recentemente, que o monóxido de nitrogênio está envolvido em ampla diversidade de processos biológicos. O gás reage com o oxigênio para dar o NO 2, gás castanhoavermelhado. 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) H o r = - 114,1 kj/mol Esta reação é endotérmica ou exotérmica? Se 1,25 g de NO for convertido completamente a NO 2, qual a quantidade de calor desprendida ou absorvida? (Exercício 6.24 Kotz & Treichel) (4) O nitrato de amônio decompõe-se exotermicamente a N 2 O e água: NH 4 NO 3 (s) N 2 O(g) + 2H 2 O(g) (a) Se a entalpia de formação do N 2 O(g) for 82,1 kj/mol, qual o calor desprendido (a pressão constante e nas condições padrões) (b) Se 8,00 kg de nitrato de amônio explodirem, que quantidade de calor será desprendida (a pressão constante e nas condições padrões) (Exercício 6.74 Kotz & Treichel) (5) As refeições prontas para comer do exército podem ser aquecidas num aquecedor sem chama. Admita que a reação no aquecedor seja Mg(s) + 2H 2 O(l) Mg(OH) 2 (s) + H 2 (g) Calcule a variação de entalpia (em joules) nesta reação, em condições padrões. Qual a quantidade de magnésio para fornece o calor que se precisa para aquecer 25 ml de água (d = 1,00 g/ml) de 25 o C até 85 o C? (Exercício 6.68, Kotz & Treichel) (6) Imagine que se misturem 200 ml de HCl 0,400 M com 200 ml de NaOH 0,400 M num calorímetro improvisado. A temperatura das soluções antes da mistura era de 25,10 o C; depois da mistura e da reação, a temperatura é de 26,60 o C. Qual a entalpia molar de neutralização do ácido? (Admita que as densidades de todas as soluções sejam 1,00 g/ml e os calores específicos 4,20 J/g K)
2 (7) Queima-se em uma bomba calorimétrica uma amostra de 1,00 g de açúcar (sacarose, C 12 H 22 O 11 ). A temperatura de 1, g de água do calorímetro eleva-se de 25,00 para 27,32 o C. Se a capacidade calorífica da bomba for 837 J/K e o calor específico da água for 4,184 J/g K, calcular (a) o calor desprendido por mol de sacarose e (b) o calor desprendido por mol de sacarose. (8) O metanol, CH 3 OH, um composto que pode ser obtido do carvão com pouca despesa, é um substituto promissor da gasolina. Este álcool tem teor energético mais baixo do que a gasolina, porém tem octanagem mais elevada e queima com mais eficiência nos motores a explosão. (Também tem a vantagem adicional de contribuir em menor grau para a poluição da atmosfera.) Compare o calor de combustão, por grama, do CH 3 OH e do C 8 H 18 (isooctano), que é um composto representativo da gasolina (Exercício 6.88 Kotz & Treichel). (9) A entalpia molar padrão de formação, H f o, da diborana, B 2 H 6 (g), não pode ser determinada diretamente, pois o composto não pode ser preparado pela reação direta do boro com o hidrogênio. No entanto, este valor pode ser calculado considerando-se as seguintes reações: (exercício 6.92 Kotz & Treichel) 4B(s) + 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) H o r = -2543,8 kj 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g) H o r = -484 kj B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) B 2 O 3 (s) + 3H 2 O(g) H o r = -2032,9 kj Calcule H f o para o B 2 H 6 (g). (10) Muitas vezes é possível preparar o metal puro pela redução do óxido metálico pelo hidrogênio gasoso. Por exemplo, WO 3 (s) + 3H 2 (g) W(s) + 3H 2 O(l) (a) Calcule a variação de entalpia nesta reação. (b) Que quantidade de calor é trocada se 1,00 g de WO 3 reage com hidrogênio gasoso em excesso? (exercício 6.54 Kotz & Treichel)
3 Química Geral e Experimental II Termoquímica comentada de exercícios selecionados Prof. Fabricio R. Sensato Tabela 1. Algumas entalpias molares padrões de formação a 298 K Composto H o f (kj/mol) C 8 H 18 (l) -259,2 CH 3 OH(l) -238,66 CO 2-393,509 H 2 O(l) -285,8 H 2 O(g) -241,8 Mg(OH) 2 (s) -924,5 NH 4 NO 3 (s) -365,56 WO 3 (s) -842,9 (1) O calor específico do níquel é 0,445 J/g K. Qual a quantidade de calor necessária para aquecer 168 g de níquel de 15,2 o C até +23,6 o C? (Exercício 6.14 Kotz & Treichel). A capacidade calorífica de uma substância indica a quantidade de calor necessária para elevar de 1K a massa de 1 g da substância. q(j) C(J / g K) = [m(g)] [ T(K)] q = C m T T = 23,6 o C ( 15,2 o C) = 38,8 o C T = 38,8 K (Obs. O tamanho de 1 (um) Kelvin e de 1 (um) grau Celsius são iguais. Veja Kotz & Treichel, v1, p. 170) q = (0,445 J/g K) (168 g) (38,8 K) = 2, J ou 2,90 kj (2) O que precisa de mais calor para ser aquecido de 22 o C até 85 o C, 50,0 g de água ou 200 g de alumínio metálico? (exercício Kotz & Treichel, 6.16) A quantidade de calor necessária para produzir um aumento T de temperatura, é dada por q = C m T (C é a capacidade calorífica específica e indica calor necessário para produzir uma mudança de temperatura de 1K (ou 1 o C) por grama do material (veja Kotz & Treichel, p. 167)) Assim, para a água (C = 4,184 J/g K) q = C(H 2 O) m(h 2 O) T ( T = (85 22) o C = 63 o C = 63 K) q = (4,184 J/g K) (50,0 g) (63 K) q = 13 kj Para o alumínio (C = 0,902 J/g K)
4 q = C(Al) m(al) T q = (0,902 J/g K) (200 g) (63 K) q = 11 kj Portanto, o aquecimento de 50,0 g de água demanda mais calor que o aquecimento de 200 g de alumínio (3) Descobriu-se, recentemente, que o monóxido de nitrogênio está envolvido em ampla diversidade de processos biológicos. O gás reage com o oxigênio para dar o NO 2, gás castanhoavermelhado. 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) H o r = - 114,1 kj/mol Esta reação é endotérmica ou exotérmica? Se 1,25 g de NO for convertido completamente a NO 2, qual a quantidade de calor desprendida ou absorvida? (Exercício 6.24 Kotz & Treichel) : Se H > 0, o processo é endotérmico, ou seja, ocorre com absorção de energia. Se H < 0, o processo é exotérmico e, portanto, ocorre com desprendimento de energia. Assim, a situação contemplada pelo problema se refere a um processo exotérmico. A equação termoquímica supracitada revela que quando 2 mols de NO reagem com uma quantidade suficiente (estequiométrica) de O 2, o processo libera 114,1 kj. Assim, para conhecer qual a quantidade de calor liberada pela reação de 1,25g de NO com O 2, faz-se necessário conhecer qual a quantidade de matéria (de NO) contida em 1,25 g de NO. A massa molar do NO é 30,01 g/mol. Assim, mol de NO 30,0l g de NO ( 1,25 g de NO) = 4,17 mols de NO 10 Deve-se, então, determinar qual o calor desprendido quando 4, mol de NO reage com quantidade estequiométrica de O 2 114,1 kj 2 mols de NO - 2 ( 4,17 10 mols de NO) = - 2,38 kj
5 (4) O nitrato de amônio decompõe-se exotermicamente a N 2 O e água: NH 4 NO 3 (s) N 2 O(g) + 2H 2 O(g) (c) Se a entalpia de formação do N 2 O(g) for 82,1 kj/mol, qual o calor desprendido (a pressão constante e nas condições padrões) (d) Se 8,00 kg de nitrato de amônio explodirem, que quantidade de calor será desprendida (a pressão constante e nas condições padrões) (Exercício 6.74 Kotz & Treichel) Faz-se necessário calcular a entalpia de reação padrão, H o r, da reação supracitada. Isto é feito utilizando as entalpias de formação de reagentes e produtos: o o o H r = [ (produtos)] [ (reagentes)] Valores tabelados de entalpias padrões de formação de várias substâncias são dados na Tabela 1. H o r = [82,1 kj/mol + 2 (-241,8 kj/mol)] [(-365,56 kj/mol) (observe a consideração dos coeficientes estequiométricos) H o r = -35,9 kj/mol Ou seja, o calor desprendido pela reação nas condições padrões é de 35,9 kj/mol (questão a ) Ainda, quando 1 mol de NH 4 NO 3 se decompõe são liberados 35,9 kj Para saber qual o calor liberado por 8,00 kg de NH 4 NO 3, deve-se, então, conhecer a quantidade de NH 4 NO 3 contida em 8,00 kg do sal. Como a massa molar do NH 4 NO 3 é 80,04 g/mol, tem-se que: 1mol de NH4 NO3 80,04 g de NH4 NO 3 3 8,00 10 g de NH4 NO3 = 100 mols de NH4 NO3 Para calcular a quantidade de calor liberada pela queima de 100 mols de NH 4 NO 3 : 35,9 kj 1mol de NH4 NO mols NH4 NO3 = - 3,59 10 kj
6 (5) As refeições prontas para comer do exército podem ser aquecidas num aquecedor sem chama. Admita que a reação no aquecedor seja Mg(s) + 2H 2 O(l) Mg(OH) 2 (s) + H 2 (g) Calcule a variação de entalpia (em joules) nesta reação, em condições padrões. Qual a quantidade de magnésio para fornece o calor que se precisa para aquecer 25 ml de água (d = 1,00 g/ml) de 25 o C até 85 o C? (Exercício 6.68, Kotz & Treichel) A entalpia da reação (neste caso em condições padrões) é calculada a partir das entalpias padrões de formação de reagentes e produtos. o o o H r = [ (produtos)] [ (reagentes)] As entalpias padrões de formação dos elementos nos estados padrões são nulas (Veja Kotz & Treichel, v.1, p 181). Assim, H o o f de Mg(s) e H 2 (g) são nulas. A Tabela 1 revela o valor de H f para a H 2 O(l) e para o Mg(OH) 2 (s). Assim, o cálculo de H o r para a reação se resume a: H o r = (-924,5 kj/mol 2 (-285,8 kj/mol) (Observe que os coeficientes estequiométricos devem ser considerados no cômputo da variação de entalpia da reação) H o r = - 352,9 kj/mol Ou seja, a reação de 1 mol de Mg(s) com 2 mols de H 2 O resultando em 1 mol de Mg(OH) 2 (s) e 1mol de H 2 (g) libera 352,9 kj (reagentes e produtos estão em seus correspondentes estados padrões). A quantidade de calor necessária para aquecer 25 ml de água de 25 até 85 o C é calculada empregando-se a capacidade calorífica da água (4,2 J/g K): q = C(H 2 O) m(h 2 O) T T = (85 25) o C = 60 o C T = 60 K (Obs. O tamanho de 1 (um) Kelvin e de 1 (um) grau Celsius são iguais. Veja Kotz & Treichel, v1, p. 170) A massa de água é calculada a partir do volume e de sua densidade 1,00 g de água ( 25 ml de água) = 25 g de água 1mL de água q = 4,2 J/g K 25 g 60 K q = 6,3 kj Deve-se, então, calcular qual a quantidade de Mg(s) que deve reagir com a água para fornecer 6,3 kj para que 25 ml de água seja aquecida de 25 até 85 o C. Calculou-se, previamente, que a reação de 1 mol de Mg(s) com H 2 O(l) libera 1496 kj. Assim, a quantidade de Mg(s) necessária para fornecer 6,3 kj é: 1mol de Mg(s) -2 ( 6,3 kj) = 1,8 mol de Mg(s) 352,9 kj Para o resultado final ser dado em gramas (Massa molar do Mg = 24,3 g/mol): 24,3 g de Mg -2 1,8 1mol de Mg mol de Mg = 0,44 g de Mg
7 (6) Imagine que se misturem 200 ml de HCl 0,400 M com 200 ml de NaOH 0,400 M num calorímetro improvisado. A temperatura das soluções antes da mistura era de 25,10 o C; depois da mistura e da reação, a temperatura é de 26,60 o C. Qual a entalpia molar de neutralização do ácido? (Admita que as densidades de todas as soluções sejam 1,00 g/ml e os calores específicos 4,20 J/g K) A equação química que descreve a reação de neutralização entre o HCl e NaOH é: HCl(aq) + NaOH(aq) NaOH(aq) + H 2 O(l) Deve-se reconhecer que o aquecimento da solução é promovido pela liberação de calor associado à reação de neutralização supracitada (entalpia da reação de neutralização). O meio reacional resultante compreende 400 ml de solução (200 ml de HCl e 200 ml de NaOH). Considerando a densidade da solução como sendo 1,00 g/ml, o volume da solução corresponde a 400 g de solução. O calor necessário para aquecer 400 g da solução de 25,10 até 26,60 o C ( T = 1,50 o C ou T = 1,50 K) é calculado como segue : q = C(solução) m(solução) T q = 4,20 J/g K 400 g 1,50 K q = 2, J Ou seja, a quantidade de calor liberada na interação de 200 ml de HCl 0,400 M com 200 ml de NaOH 0,400 M é 2, J. Entretanto, o problema indaga qual é a entalpia molar de neutralização do ácido, ou seja, quando 1 mol de HCl interage com quantidade suficiente (estequiométrica) de NaOH. Deve-se, então, conhecer a quantidade de HCl presente em 200 ml de uma solução de HCl 0,400 M. 0,400 mols de HCl 0,200 L de solução de HCl = 0,0800 mols de HCl 1L de solução de HCl Isto significa que quando 0,0800 mols de HCl reagem com 0,0800 mols de NaOH ocorre há liberação de 2, J. A reação de 1 mol de HCl com quantidade equivalente de NaOH, liberará: 3 2,52 10 J 0,0800 mol de HCl Desde modo, H r = -31,5 J. 1mol de HCl = 31,5 J
8 (7) Queima-se em uma bomba calorimétrica uma amostra de 1,00 g de açúcar (sacarose, C 12 H 22 O 11 ). A temperatura de 1, g de água do calorímetro eleva-se de 25,00 para 27,32 o C. Se a capacidade calorífica da bomba for 837 J/K e o calor específico da água for 4,184 J/g K, calcular (a) o calor desprendido por mol de sacarose e (b) o calor desprendido por mol de sacarose. A equação química que descreve a queima da sacarose, C 12 H 22 O 11, é: C 12 H 22 O O 2 12CO H 2 O(l) O calor desprendido pela reação aquece a água do calorímetro e também as paredes do próprio calorímetro (veja Kotz e Treichel, v. 1, p. 183 como funciona um calorímetro). Assim, q(reação) = - (q(água) + q(bomba do calorímetro)) Deve-se, então, calcular o calor gasto para aquecer 1, g de água de 25,00 para 27,32 o C e o calor gasto para elevar a temperatura do calorímetro pelo mesmo intervalo de temperatura. Aquecimento da água (q(água)) q(água) = C(água) m(água) T ( T = 27,32 o C 25,00 o C) = 2,32 o C = 2,32 K) q(água) = 4,184 J/g K 1, g 2,32 K q(água) = 1, J Aquecimento do calorímetro (q(bomba do calorímetro)) q(calorímetro) = C T q(calorímetro) = 837 J/K 2,32 K q(calorímetro) = 1, J O calor da reação é, então, calculado como segue: q(reação) = - (q(água) + q(bomba do calorímetro)) q(reação) = - (1, J + 1, J) q(reação) = - 1, J Assim, a energia liberada com a queima de 1,00 g de sacarose (questão a) é 1, J. Para determinar a energia liberada por 1 mol de sacarose (entalpia molar de reação) e necessário conhecer a massa de 1 mol de sacarose, ou seja, sua massa molar. A massa molar da sacarose é 342,3 g/mol. A energia liberada pela queima de 1 mol (ou 243,3 g) de sacarose é, então, calculada: 4,65 10 J 1,00 g de sacarose ,3 g de sacarose = 5,65 10 J
9 (8) O metanol, CH 3 OH, um composto que pode ser obtido do carvão com pouca despesa, é um substituto promissor da gasolina. Este álcool tem teor energético mais baixo do que a gasolina, porém tem octanagem mais elevada e queima com mais eficiência nos motores a explosão. (Também tem a vantagem adicional de contribuir em menor grau para a poluição da atmosfera.) Compare o calor de combustão, por grama, do CH 3 OH e do C 8 H 18 (isooctano), que é um composto representativo da gasolina (Exercício 6.88 Kotz & Treichel). O calor de combustão é a variação de entalpia associada ao processo de queima (combustão) do combustível (CH 3 OH e do C 8 H 18 ). Assim, se faz necessário determinar a estequiometria das respectivas reações de combustão (equação química) para que a quantidade de calor liberada possa ser calculada. Como regra geral, a combustão de hidrocarbonetos produz CO 2 e H 2 O. Para o isooctano, a correspondente equação química balanceada é: C 8 H 18 (l) + (25/2)O 2 (g) 8CO 2 (g) + 9H 2 O(l) A variação de entalpia que acompanha o processo é calculada a partir das entalpias de formação de produtos e reagentes: o o o H r = [ (produtos)] [ (reagentes)] (veja Tabela 1 para valores de entalpias molares padrões de formação dos reagentes e produtos) H o r = [8 (-393,509) + 9 (-285,8)] [(-259,2)] kj/mol H o r = -5461,1 kj/mol Ou seja, a queima de 1 mol de C 8 H 18 (l) libera a quantidade de calor de 5461,1 kj. Entretanto, o problema indaga qual a quantidade de calor liberada na queima de 1 g do combustível. Faz-se necessário conhecer a equivalência entre massa e quantidade de matéria (massa molar do isoctano). A massa molar do isoctano é 114,228 g/mol. Assim, ,1kJ 1 mol de C8 H18 1 g de C8 H18 = - 47,809 kj/g 1mol de C8 H18 114,228 g de C8 H18 Portanto, a quantidade liberada pela combustão de 1 g de C 8 H 18 é 47,809 kj A equação química que descreve a combustão do CH 3 OH é: CH 3 OH(l) + 3/2O 2 2H 2 O(l) + CO 2 (g) Similarmente ao desenvolvido para o C 8 H 18, deve-se calcular a variação de entalpia que acompanha a combustão do metanol (CH 3 OH). Com os dados da Tabela 1, tem-se: o o o H r = [ (produtos)] [ (reagentes)] H o r = [2 (-285,830) + (-393,509)] [(-238,66)] H o r = -726,51 kj/mol A massa molar do CH 3 OH é 32,0417 g/mol. Para calcular o calor desenvolvido pela queima de 1 g de metanol: - 726,51kJ 1mol de CH3OH 1g de CH3OH = - 22,674 kj/g 1mol de CH3OH 32,0417 g de CH3OH Assim, enquanto a queima de 1 g de CH 3 OH libera 22, 674 kj, a queima de 1 g de C 8 H 18 libera 47,809 kj de calor.
10 (9) A entalpia molar padrão de formação, H f o, da diborana, B 2 H 6 (g), não pode ser determinada diretamente, pois o composto não pode ser preparado pela reação direta do boro com o hidrogênio. No entanto, este valor pode ser calculado considerando-se as seguintes reações: (exercício 6.92 Kotz & Treichel) 4B(s) + 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) H o r = -2543,8 kj (i) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g) H o r = -484 kj (ii) B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) B 2 O 3 (s) + 3H 2 O(g) H o r = -2032,9 kj (iii) Calcule H f o para o B 2 H 6 (g). Como a entalpia padrão de formação, H f o, é a variação de entalpia padrão de uma reação de formação de um mol de um composto a partir dos respectivos elementos (também em seus estados padrões), o problema se resume na determinação da variação de entalpia para a reação (veja Kotz & Treichel, p. 180): 2B(s) + 3H 2 (g) B 2 H 6 (g) H f o (B 2 H 6 ) =? Deve-se, então, utilizando a lei de Hess (veja Kotz & Treichel, p. 178), calcular H f o (B 2 H 6 ) a partir das entalpias padrões das reações supracitadas. O primeiro passo é reconhecer que qualquer que seja a combinação das reações, o B 2 H 6 (g) deve figurar entre os produtos. Isto é feito invertendo-se a eq. (iii). Assim: 4B(s) + 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) H o r = -2543,8 kj (i) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g) H o r = -484 kj (ii) B 2 O 3 (s) + 3H 2 O(g) B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) H o r = +2032,9 kj (iii) (-1) Observe que o sinal do correspondente H r o deve ser trocado. O composto B 2 O 3 (s) não figura na reação de formação da diborana e, portanto, deve ser eliminado durante a combinação das reações. Uma análise das três equações imediatamente acima revela, entretanto, que entre produtos há 2 mols de B 2 O 3 (s) (equação i) e entre reagentes há apenas 1 mol (equação iii). Assim, deve-se multiplicar a equação iii por 2 para igualar a quantidade de B 2 O 3 em produtos e reagentes. A correspondente entalpia de reação deve também ser multiplicada por 2. 4B(s) + 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) H o r = -2543,8 kj (i) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g) H o r = -484 kj (ii) 2B 2 O 3 (s) + 6H 2 O(g) 2B 2 H 6 (g) + 6O 2 (g) H o r = +4065,8 kj (iii) (-1) (2) Nestas condições, já se tem a diborana entre os produtos e a produção de B 2 O 3 é nula (pois há a mesma quantidade de B 2 O 3 em reagentes e produtos, 2 mols). Multiplicando-se a equação ii por 3, consegue-se eliminar a água e o oxigênio molecular, O 2 (g):
11 4B(s) + 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) H o r = -2543,8 kj (i) 6H 2 (g) + 3O 2 (g) 6H 2 O(g) H o r = kj (ii) 3 2B 2 O 3 (s) + 6H 2 O(g) 2B 2 H 6 (g) + 6O 2 (g) H o r = +4065,8 kj (iii) (-1) 2 A somatória das três equações produz: 4B(s) + 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) H o r = -2543,8 kj (i) 6H 2 (g) + 3O 2 (g) 6H 2 O(g) H o r = kj (ii) 3 2B 2 O 3 (s) + 6H 2 O(g) 2B 2 H 6 (g) + 6O 2 (g) H o r = +4065,8 kj (iii) (-1) 2 4B(s) + 6H 2 (g) 2B 2 H 6 (g) H o r = 70 kj Entretanto, a entalpia de formação se refere, por definição, à formação de 1 mol do composto de interesse. A combinação acima, resulta na formação de 2 mols de B 2 H 6 (g). Assim, a entalpia padrão de formação da diborana é de 35 kj/mol. (10) Muitas vezes é possível preparar o metal puro pela redução do óxido metálico pelo hidrogênio gasoso. Por exemplo, WO 3 (s) + 3H 2 (g) W(s) + 3H 2 O(l) (a) Calcule a variação de entalpia nesta reação. (b) Que quantidade de calor é trocada se 1,00 g de WO 3 reage com hidrogênio gasoso em excesso? A variação de entalpia é para a reação é calculada diretamente com os dados da Tabela 1 (entalpias padrões de formação), segundo a expressão: o o o H r = [ (produtos)] [ (reagentes)] Assim, H o r = 3 (-285,8 kj/mol) ( -842,9 kj/mol) H o r = -14,5 kj/mol A reação é exotérmica por 14,5 kj por mol do óxido WO 3. Entretanto o problema indaga sobre o calor liberado com a reação de 1,00 g de WO 3. Faz-se necessário, então, conhecer a relação entre massa e quantidade de matéria para o WO 3, ou seja, sua massa molar. A massa molar do WO 3 é 231,8 g/mol. Assim, para 1,00 g de WO 3, -14,5 kj 1 mol de WO3,00 g de WO3-62,6 J 1mol de = WO3 231,8 g de 1 WO3 Ou seja, a reação de 1,00 g de WO 3 com quantidade estequiométrica de H 2, libera 62,6 J.
C (grafite) + 2 H 2(g) + ½ O 2(g) CH 3 OH (l) + 238,6 kj. CO 2(g) C (grafite) + O 2(g) 393,5 kj. H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) + 285,8 kj
Questão 1 (PUC SP) Num calorímetro de gelo, fizeram-se reagir 5,400 g de alumínio (Al) e 16,000 g de óxido férrico, Fe 2 O 3. O calorímetro continha, inicialmente, 8,000 Kg de gelo e 8,000 Kg de água.
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