QUÍMICA Prof. Daniel Pires TERMOQUÍMICA 1
QUESTÕES 1. (Uerj 13) A equação química abaixo representa a reação da produção industrial de gás hidrogênio. H O g C s CO g H g Na determinação da variação de entalpia dessa reação química, são consideradas as seguintes equações termoquímicas, a 5 C e 1atm : 1 Hg Og HOg ΔH 4, kj Cs Og COg ΔH 393,5 kj Og COg COg ΔH 477, kj Calcule a energia, em quilojoules, necessária para a produção de 1kg agente redutor desse processo industrial. de gás hidrogênio e nomeie o. (Unifesp 13) A explosão da nitroglicerina, C3H5(NO3)3, explosivo presente na dinamite, ocorre segundo a reação: 4C H NO 1CO g 1H O g 6N g O g São fornecidas as seguintes informações: 3 5 3 3 Entalpia de formação de CO gasoso 4 kj.mol 1 Entalpia de formação de HO gasoso 4 kj.mol 1 Entalpia de formação de C3H5(NO3)3 líquido 365 kj.mol 1 Volume molar de gás ideal a C e 1 atm de pressão,4 L Considerando que ocorra a explosão de 1 mol de nitroglicerina e que a reação da explosão seja completa, calcule: a) o volume de gases, medido nas condições normais de pressão e temperatura. b) a entalpia da reação, expressa em kj.mol 1. 3. (Ufrn 13) Na história da Química, um dos estudos mais significativos foi desenvolvido pelo químico alemão Fritz Haber para a obtenção da amônia (NH3). Essa substância é estrategicamente importante para outros processos da indústria química assim como para a produção de fertilizantes. O processo foi aperfeiçoado posteriormente por Carl Bosch. A importância dessas pesquisas valeu a Haber, em 1918, e a Bosch, em 1931, o Prêmio Nobel de Química. O processo de obtenção da amônia na indústria se realiza a partir da reação do H(g) com o N(g), mostrada através da equação a seguir: 3H g N g NH 3g; ΔG 16,45 KJ/mol; ΔH 1; Kp 1; P 1 atm; T 98,15 K Para que esse processo ocorra e seja economicamente viável, os pesquisadores mostraram que deve acontecer a altas temperaturas, a alta pressão de forma tal a compensar o efeito da temperatura, e na presença de um catalisador por ter alto valor a energia de ativação da etapa lenta do mecanismo da reação, se comparada com outras reações nessas condições. Considerando essa situação, a) qual o significado de ΔG 16,45 KJ/mol, de Kp 1 e do valor da energia de ativação observado na etapa informada? b) por que, para compreender se uma reação química acontece na prática, é importante conhecer os valores dos parâmetros Δ G, de Kp e o da energia de ativação? c) para produzir diariamente oito toneladas de amônia, qual a quantidade necessária de hidrogênio, considerando-se que se dispõe de quantidade suficiente de nitrogênio? 3
4. (Ufpr 13) Fullerenos são compostos de carbono que podem possuir forma esférica, elipsoide ou cilíndrica. Fullerenos esféricos são também chamados buckyballs, pois lembram a bola de futebol. A síntese de fullerenos 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 C6. b) Fornecidos os valores de entalpia de formação na tabela a seguir, calcule a entalpia da reação padrão do item a. Espécie 1 f H (kj.mol ) HO CH 6 6 C6 s 86 49 37 5. (Uel 13) A tabela, a seguir, mostra as entalpias padrão de formação ΔH o f a 5 C. Substância Metanol Etanol Gás carbônico Água Fórmula 3 ΔH o f kj mol CH OH 38,6 CH5OH CO g 77,7 393,5 HO v 41,8 O metanol já foi usado como combustível na fórmula Indy, com o inconveniente de produzir chama incolor e ser muito tóxico. Atualmente, utiliza-se etanol, proveniente da fermentação do caldo na canade-açúcar, o mesmo utilizado em automóveis no Brasil. a) Compare a quantidade de energia liberada (kj) pela combustão de 1,g de metanol com a produzida por 1,g de etanol. Justifique sua resposta. b) Se um automóvel da fórmula Indy gastar 5 litros de etanol (d=,8g/ml) por volta em um determinado circuito, calcule a energia liberada (kj) pelo seu motor em cada volta. 6. (Ufjf 1) A síntese da amônia foi desenvolvida por Haber-Bosh e teve papel importante durante a 1ª Guerra Mundial. A Alemanha não conseguia importar salitre para fabricação dos explosivos e, a partir da síntese de NH3, os alemães produziam o HNO3 e deste chegavam aos explosivos de que necessitavam. A equação que representa sua formação é mostrada abaixo: 3H(g) N(g) NH 3(g) a) A partir da equação química para a reação de formação da amônia, descrita acima, e sabendo que a reação apresenta H, 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 H H Energia de Ligação (kj.mol -1 ) 436 N N 944 H N 39 c) Suponha que a uma determinada temperatura T foram colocados, em um recipiente de, litros de capacidade,, mols de gás nitrogênio e 4, mols de gás hidrogênio. Calcule o valor da constante de equilíbrio, Kc, sabendo que havia se formado, mols de amônia ao se atingir o equilíbrio. 3 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. 4
7. (Uftm 1) 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 HC aq CaC aq HO H 186 kj CaO H O Ca OH H 65 kj s s s aq Ca OH Ca OH H 13 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 8 g de óxido de cálcio sólido com solução de ácido clorídrico. Essa reação é endotérmica ou exotérmica? RESOLUÇÃO Resposta da questão 1: H O g C s CO g H g Equação global. Para obtermos a equação global, devemos aplicar a Lei de Hess com as equações fornecidas. Assim: 1 Equação I inverter HOg Hg Og ΔH 4, kj Equação II manter C s O g CO g ΔH 393,5 kj 1 Equação III inverter e dividir por CO(g) CO(g) O(g) ΔH 38,5, kj H O g C s CO g H g com valor de ΔH 87 kj por mol de hidrogênio produzido. Assim: g de H produzido 87 kj 1 g E E 43.5 kj/kg de hidrogênio produzido. O agente redutor da reação é o carbono, pois este sofre oxidação, conforme mostra o esquema abaixo: Resposta da questão : a) Teremos: HO g Cs COg Hg Nox Nox4 4C H (NO ) ( ) 1CO (g) 1H O(g) 6N (g) O (g) 3 5 3 3 4 mols 1 mol 9,4 L V 16,4 L 4 9 mols 9,4 L V 5
b) Teremos: 4C H (NO ) ( ) 1CO (g) 1H O(g) 6N (g) O (g) 3 5 3 3 4( 365 kj) 1( 4 kj) 1( 4 kj) 6 ΔH [1( 4 kj) 1( 4 kj) 6 ] [4( 365 kj)] ΔH 575kJ / 4 mol de nitroglicerina ΔH 1435kJ / mol Resposta da questão 3: a) O valor de negativo indica que o processo é espontâneo. O valor da constante de equilíbrio indica se no estado de equilíbrio há predomínio de produtos ou reagentes, ou seja, indica de forma indireta o rendimento do processo. Já a energia de ativação fornece informações sobre a cinética da reação, ou seja, se o processo será lento ou rápido. Quanto menor for a energia de ativação de um processo químico, maior será sua velocidade ou rapidez. b) Conforme explicado no item anterior, os parâmetros analisados de forma integrada servem como previsão da possibilidade de ocorrência de um processo químico, do seu rendimento e da sua rapidez. Em resumo, relatam as condições de ocorrência de um processo químico, o que é extremamente importante quando se deseja fazer uso industrial da transformação. c) Pela equação temos a seguinte estequiometria: ΔG 3 mols mols 6 g de H 34 g de NH 3 6 m 8 1 6 8 toneladas m 1,411 g ou 1,41 t de amônia. Resposta da questão 4: a) Equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a 6 6 6 C 6 : 1C H ( ) 15O (g) 3H O( ) C (s) b) Teremos: 1C6H 6( ) 15O (g) 3HO( ) C 6(s) 1( 49 kj) 3( 86 kj) 37 kj HReagentes HPr odutos H HPr odutos HReagentes H [3( 86 kj) 37 kj] [1( 49 kj) ] H 6743 kj/ mol C6 H 674,3 kj/ mol C6H6 Resposta da questão 5: a) Teremos as seguintes equações de combustão: Para o metanol: CH3OH( ) 3 O (g) CO (g) HO( ) 38,6 kj 393,5 kj ( 41,8 kj) H [ 393,5 kj ( 41,8 kj)] [ 38,6 kj ] H 638,5 kj/ mol 3 g 638,5 kj liberados 1g EMe tanol EMe tanol 19,95 kj liberados 6
Para o etanol: C H OH( ) 3O (g) CO (g) 3H O( ) 5 77,7 kj ( 393,5 kj) 3( 41,8 kj) H [ ( 393,5 kj) 3( 41,8 kj)] [ 77,7 kj ] H 134,7 kj / mol 46 g 134,7 kj liberados 1g E Etanol EEtanol 6,84 kj liberados Portanto o etanol libera mais energia por grama (6,84 kj > 19,95 kj). b) Um automóvel da fórmula Indy pode gastar 5 litros de etanol (d =,8 g/ml) por volta em um determinado circuito, então: 5 L 5 ml; detanol,8 g / ml. 1 ml,8 g 5 ml m etanol metanol 4 g 1 g(e tanol) 4 g(e tanol) E E 17.36 kj 6,84 kj liberados Resposta da questão 6: 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. 3H (g) N(g) NH3(g) calor esquerda b) Teremos: c) Teremos: H(g) N (g) 1NH 3(g) 3 3 (H H) ( 436) kj (quebra) 1 1 (N N) ( 944) kj (quebra) 3 (N H) (3 39) kj (formação) ( 654 47 117) kj 44 kj ΔHformação (NH ) 44 kj 3 3H(g) N(g) NH3(g) 4 mol mol L L (início) 3 mol 1 mol mol L L L (início) 1 mol 1 mol mol L L L (início) [NH 3 ] KC [H ] [N ] K C 16 1 1 7
d) A velocidade final aumenta 54 vezes: vincial k[h ] [N ] vfinal k(3[h ] )([N ] ) vfinal 7k[H ] [N ] v final (7 )k[h ] [N ] vfinal 54 k[h ] [N ] vfinal 54 vincial Resposta da questão 7: a) Aplicando a Lei de Hess, vem: Então, CaOs HC aq CaC aq HO H 186 kj (manter) CaO H O Ca OH H 65 kj (inverter) s s s aq Ca OH Ca OH H 13 kj (inverter) CaOs HC aq CaC aq HO H 1 186 kj Ca OHs CaO s CaOH aq s Ca OH HO H 65 kj HC Ca OH CaC H O aq aq aq H 3 13 kj ΔHfinal H 1 H H 3 186 65 13 18 kj b) A partir da primeira reação CaOs HC aq CaC aq HO, teremos: CaOs HC aq CaC aq HO ΔH 186 kj 56 g 8 g E 93 kj Reação exotérmica. (liberada) 186 kj (liberados) E 8