Resoluções. Termoquímica

Segmento: EM/Pré-vestibular Coleção: Alfa, Beta e Gama Disciplina: Química Volume: 1 Série: 10 Resoluções Termoquímica 1. E I. Correta: O cloreto de cálcio é utilizado em compressas quentes devido ao fato de apresentar um processo de dissolução exotérmico (liberando calor para o ambiente). II. Correta. O nitrato de amônio é utilizado em compressas frias pois apresenta um processo de dissolução endotérmico, ou seja, que ocorre com absorção de calor a partir do ambiente. III. Correta. A reação um (I) é exotérmica, apresenta H < 0.. Os diagramas de entalpia das equações termoquímicas pedidas são:

3. B A partir da equação apresentada: H (g) + O (g) H O(l) H = 57 kj É correto afirmar que trata-se de uma reação exotérmica, liberando 57 kj por dois mol de água produzida. 4. E A partir da reação apresentada, temos: produziu 1 mol de Al 3378 kj produz 4 mol de Al x x = 1351 kj Logo, temos: formam liberando 4 mol de Al mol de Al O 3 1351 kj logo, trata-se de uma reação exotérmica. 5. C Calculando inicialmente o gasto extra de energia, decorrente das pedaladas, temos: 1 hora 60 min 6 horas x x = 360 min Assim: 8,01 kcal 1 min y 360 min y = 883,6 kcal Logo, a massa de sacarose que deve ser consumida pode ser obtida por: C 1 H O 11 (s) + 1 O (g) 1 CO (g) + 11 H O(l) H = 1350 kcal/mol libera 1 mol sacarose 1350 kcal libera 34 g de sac. 1350 kcal libera m 883,6 kcal 34 883,6 m = = 730,50 de sac. 1350 6. B A partir das informações apresentadas pelo enunciado, temos as seguintes equações: I. X (g) + Y (g) XY(l) + II. X (g) + Y (g) XY(s) + III. X (g) + Y (g) XY(g) + Q 1 H = Q 1 Calor liberado Q H = Q Calor liberado Q H = Q 3 3 Calor liberado Montando um diagrama de entalpia para os três processos apresentados, temos:

Q > Q1 > Q3 em módulo (liberado) 7. Em módulo em relação à liberação de calor, temos: Q > Q > Q 1 3 Sólido Líquido Gasoso 8. C Montando um diagrama para a equação termoquímica apresentada, temos: 9. I. Incorreta. A reação é exotérmica, logo a entalpia dos produtos é menor do que a entalpia dos reagentes. II. Incorreta. O processo leva à formação de CO (g), logo, pode contribuir para a intensificação do efeito estufa. III. Correta.

a) Na(s) + H O(l) NaOH(aq) + 1 H 30 kj (g) H = mol de Na b) 1 N (g) + 1 O 90 kj (g) NO(g) H = + mol de NO 10. a) 1 1 N (g) + O (g) 1NO(g) 6 C (s) + 6 H (g) + 3 O (g) 1C H O (s) b) graf 6 1 6 c) Al(s) + 3 S rômb(s) + 6 O (g) Al (SO 4 ) 3(s) 11. D C H (g) C(s) + H (g) H = 30 kj/mol 1. Correta. A reação é exotérmica, H < O, ocorrendo liberação de calor.. Incorreta. A variação da entalpia da reação inversa corresponde a +30 kj/mol, e portanto somente é igual à variação de entalpia da reação direta em módulo. 3. Correta. A entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes, uma vez que se trata de uma reação exotérmica. 1. D Em relação às reações químicas descritas, temos: I. Na(s) + H O(l) NaOH(aq) + 1 H (g) II. H (g) + 1 O (g) H O(l) H < O H<O Calor liberado * Combustão do gás H (g), processo exotérmico. Assim, os valores de H são negativos para as duas reações e H O é o produto da combustão. 13. Corretas: 00, 01 e 03. A partir das informações, tem-se: + NH Cl(s) NH (aq) + Cl (aq) H = +14,8 kj/mol 4 4 0) Incorreta. 14,8 kj serão absorvidos na dissolução de 1 mol de NH 4 Cl(s). 04) Incorreta. A temperatura do béquer irá diminuir. O processo de dissolução do NH 4 Cl, sendo endotérmico, absorve calor da vizinhança (béquer), provocando assim uma diminuição de temperatura. 14. V, F, F, V H (g) + 1 O (g) H O(v) H 41,6 kj Exotérmica Calor liberado (V) Ocorre liberação de calor, ou seja, o processo é exotérmico. (F) Ocorre absorção de calor, ou seja, o processo é endotérmico. (F) Os reagentes ganham calor ao se converter em água. (V) O calor envolvido na formação de 180 g de água é 416 kj (liberados)

1 mol de H O 18 g H O 180 g H O x = 416 kj liberados libera 41,6 kj libera 41,6 kj libera x 15. B A partir da equação a seguir, temos: H (g) + O (g) H O(l) H = 57 kj É uma reação exotérmica, liberando 57 kj para dois mol de água produzida. H (g) + 1 O (g) H O(l) H = 86 kj Montando um diagrama de entalpia para a reação apresentada, tem-se: 16. D Substâncias simples em sua forma alotrópica mais estável a 5 C e 1 atm por convenção apresentam entalpia de formação igual a zero, assim, em relação às formas alotrópicas dos elementos químicos apresentados, àquelas que apresentam entalpia de formação igual a zero, são: O (g); C(grafite); S(rômbico) 17. a)

Em módulo, temos: H 3 > H 1 Assim, a entalpia de formação de H O(s) é superior em módulo à de H O(l). b) Logo, CS (g) terá maior entalpia de formação que CS (l). 18. E A partir da informação que o fenantreno e o antraceno são compostos isômeros, ou seja, que apresentam a mesma fórmula molecular, temos

O composto que apresenta o maior calor de combustão em módulo corresponde ao mais energético, logo, o Antraceno é o composto mais energético. Assim, para 10 mols de cada composto, a diferença de energia corresponde a: 10 (0 kj) = 00 kj 19. E Escrevendo a equação de formação do CO (g) nas condições apresentadas, temos: C grafite + 1 O (g) CO (g) H = 393,5 kj/mol 1 mol C libera 393,5 kj 1 g de C libera 393,5 kj 1 g de C libera x x 3,8 kj liberados. Assim, o efeito térmico resultante da combustão de 1 g de C corresponde à liberação de 3,8 kj de calor, ou ainda, H = 3,8 kj. variação de entalpia 0. B Pode-se calcular o poder calorífico de cada um dos combustíveis apresentados dividindo-se o calor liberado na queima de 1 mol do composto pela respectiva massa molar, assim teremos: 37 kcal / mol Etano (C H 6 ) = 1,4 kcal/g 30 g / mol 337 kcal / mol Eteno (C H 4 ) = 1,03 kcal/g 8 g / mol 310 kcal / mol Etino (C H ) = 11,9 kcal/g 6 g / mol 1 kcal / mol Metano (CH 4 ) = 13,5 kcal/g 16 g / mol Assim, dentre os combustíveis apresentados, o metano apresenta o maior poder calorífico.

1. E O poder calorífico de uma substância corresponde à quantidade de calor liberada na combustão de uma certa massa de substância.. E Para m = 1 g CH 4 890,8 kj 16 g x 1 g x = 55,675 kj CH 3 OH 763,7 kj 3 g w 1 g w = 3,8 kj C H 5 OH 1 409,4 kj 46 g y 1 g y = 30,6 kj Para V = 1 ml CH 4 d = 0,717 10 3 g/ml 890,8 kj 16 g 3 x 0, 717 10 g x = 0,040 kj 1 ml CH 3 OH d = 0,79 g/ml 763,7 kj 3 g w 0,79 g w = 18,90 kj C H 5 OH d = 0,789 g/ml 1 409,4 kj 46 g w 0,789 g w = 4,17 kj Assim, o combustível com maior capacidade energética mássica é o metano e o de maior capacidade volumétrica energética é o etanol. 3. C Calculando inicialmente o poder calorífico de cada um dos combustíveis apresentados, temos válido que: Gasolina (C 8 H 18 ) 1,5 = 10,7 kcal/g liberados 114

Etanol (C H 5 OH) 36,7 = 7,10 kcal/g liberados 46 Hidrogênio (H ) 68,3 = 34,15 kcal/g liberados Assim, o hidrogênio é o que apresenta o menor impacto ambiental, uma vez que a queima do mesmo somente produz H O(l) e maior vantagem energética devido ao seu maior poder calorífico. 4. a) 3419,5 kj b) 30737 kj a) Como as frações molares C H 6 O e do C 8 H 18 são iguais: 1 mol de gasolina = 0,5 mol de C H 6 O + 0,5 mol de C 8 H 18 MM(aparente) da gasolina = 80,1 g/mol 0,5 mol de C H 6 O libera 1368 = 684 kj 0,5 mol de C 8 H 18 libera 5 471 = 735,5 kj 1,0 mol de gasolina libera (684 + 735,5) = 3419,5 kj Resposta: 3 419,5 kj b) Massa de 1 L de gasolina = 1000 cm 3 0,7 g/cm 3 = 70 g 80,1 g gasolina 3 419,5 kj 70 g gasolina x x = 30737 kj 5. A O número de mol de CO produzido na queima de cada combustível é numericamente igual ao número de carbonos na fórmula dos mesmos, assim, temos: Energia liberada Q (calor) = número de mol CO Q = 890 ( CH 4 ) 1 Q = 1300 ( CH ) Q = 0 ( C3H 8 ) 3 = 890 kj/mol de CO = 650 kj/mol de CO = 740 kj/mol de CO Q ( C4H 10 ) = 880 = 70 kj/mol de CO 4 A maior quantidade de calor liberada por mol de CO corresponde ao metado. 6. 80 kcal/kg de gasolina MM do etanol = 46 g/mol MM do octano = 114 g/mol 1 kg de gasolina 4% = 40 g de etanol + 760 g de octano 336 40 g de etanol 40 = 1753 kcal 46

1 88 760 g de octano 760 114 = 8587 1 kg de gasolina 4% 1753 + 8587 = 10340 kcal 1 kg de gasolina 6% = 60 g de etanol + 740 g de octano 336 60 g de etanol 60 = 1899 kcal 46 1 88 740 g de octano 740 = 8361 kcal 114 1 kg de gasolina 6% 1899 + 8361 = 1060 kcal A gasolina com 4% de etanol libera mais calor na combustão. Com o acréscimo de etanol, o decréscimo de energia liberada é de 80 kcal/kg de gasolina. 7. 01 + 0 + 16 + 3 = 51 (01) Correta Duas ligações covalentes (simples e dupla) Observação: A afirmação (01) pode ser considerada correta porque a ligação covalente envolve compartilhamento de elétrons. A fórmula de Lewis, mais divulgada, que corresponde a uma das formas de ressonância, é indicada por ( ). Nota-se uma ligação covalente simples e uma ligação covalente dupla, portanto, duas ligações covalentes. (0) Correta. (04) Incorreta. O gás O é a forma alotrópica mais estável do oxigênio no denominado estado padrão, ou seja, a 5 C e 1 atm. (08) Incorreta. A reação de formação de ozônio ocorre com a absorção de 84 kj, sendo portanto um processo endotérmico. (16) Correta. (3) Correta. (64) Incorreta. 3 O O H = +84 kj 3(zero) Hinício 3 x Hfim H = H fim H início + 84 = x zero x = +14 kj 8. C CO (g) + 1 O (g) CO (g) 1 ( 110,5) kj 0 ( ) 1 393,5 kj H (inicial) H (final) Logo, o H de reação pode ser calculado por: H = H (final) H (inicial) = ( 393,5) ( 110,5 + 0) = Portanto, para 1 mol O, temos: 83,0 kj 0,5 mol O.

0,5 mol O 83 kj 1 mol O Q Q = 566,0 kj São liberados 566 kj de energia. 9. H = 85 kj Al(s) + FeO 3(s) Al O (s) + Fe(s) H R = (O) + ( 84) 3 H P = 1676 + (O) H R = 84 H P = 1 676 H = H P = H R H = 1 676 ( 84) H = 1 676 + 84 = 85 kj H = 85 kj 30. a) 733,3 g de CO b) 7 061,1 kj a) C 6 H 1 O 6 + 6O 6CO + 6H O 1 mol 6 mol 180 g 6 (44 g) 500 g x x = 500 g 6 44 g = 733,3 g de CO 180 g A contribuição diária será de 733,g de CO. b) C 6 H 1 O 6 + 6O 6CO + 6H O H =? ( 1 74) 6 (zero) 6 ( 394) 6 ( 4) H i = 174 kj H f = 3816 kj H = 3816 ( 1 74) H = 54 kj/mol de C 6 H 1 O 6 liberam 1 mol de C 6 H 1 O 6 = 180 g 54 kj 500 g x 500 g 54 kj x = = 7061,1 kj 180 g 31. B C8H 18(l) + 5O (g) 16 CO (g) + 18 HO(l) H R = ( 57) + 5(O) H P = 16( 393) + 18( 4) H R = 514 H P = 10 644 H = H P H R = 10 644 ( 514) = 10130 kj Logo, liberados mol C 3 H 18 (l) 10130 kj liberados 1 mol C 8 H 18 (l) x x = 5065 kj liberados ou H = 5 065 kj/mol C 8 H 18 3. a) Cálculo da entalpia molar de formação da água:

CH4 + O CO + C + H CH4 CO C + O H + O HO H + O H O Para 1 mol de H O H 1 = 803 kj H = 75 kj H 3 = 394 kj H = H 1 + H + H 3 H = 803 75 + 394 H = 484 kj H = 4 kj/mol H O b) O processo de fermentação digestiva de ruminantes contribui para o aquecimento global porque libera CO (g) e CH 4 (g), que estão relacionados com o efeito estufa. c) Equação de fermentação 58 C 6 H 1 O 6 59 CH 3 COOH + 4 CH 3 CH COOH + 15 CH 3 CH CH COOH + 6,5 CO + 35,5 CH 4 + 7 H O 58 C 6 H 1 O 6 [...] + 35,5 CH 4 58 180 g 35,5 mol 5,8 10 3 n 3 5,8 10 g 35,5 mol n = n = 19,75 mol CH 4 58 180 g 33. D 4 HCOOH CH 4 + 3 CO + H O 4( 44,7) ( 74,8) 3( 393,3) ( 41,8) H = [( 74,8 + 3( 373,3) + ( 41,8)] [4( 44,7)] H = 39,46 kj CH 3 COOH CH 4 + CO ( 484,5) ( 74,8) ( 393,3) H = [( 74,8) + ( 393,3)] [( 484,5)] H = +16, 4 kj 34. D CH CH OH + 3 O CO 3 77,6 0 ( 393,5) 3( 85,8) H R = 77,6 + 3 H O H P = 787 857,4 = 1644,4 kj H = H P H R H = 1 644,4 ( 77,6) = 1 366,8 kj

1 mol CO 4,4 L mol CO x x 1 mol = 4,4 L mol 4,4 L mol x = = 48,8 L de CO 1 mol 35. a) 300 kj b) 660 kj a) Cálculo da massa de 1 L de água: 1 ml 1 g 1 000 ml m m = 1 000 g Cálculo do calor necessário para elevar de 1 C a temperatura em 1 000 g de água: 1 g 4 kj 1 000 g Q Q = 4 000 J ou 4 kj Cálculo do calor necessário para elevar a temperatura de 1 000 g de água de 5 C até 100 C: t = 100 5 = 75 C 1 C 4 kj 75 C Q Q = 300 kj b) C 4 H 10 (g) + 13 O (g) 4 CO (g) + 5 H O(l) H =? 16 zero H (inicial) 4( 394) 51 4 H (final) H = H (final) H (inicial) H = [4( 394) + 51 4)] [ 16 + zero] H = 660 kj. 36. C 3MgO (s) + Al (s) 3Mg (s) + Al O 3(s) H =? 3( 604) (0) 3(0) 1 670 H = ( 1 670) ( 1 81) = + 14 kj 37. a) Zn(s) + HCl(aq) ZnCl (aq) + H (g) b) Escrevendo a equação apresentada ma forma iônica, temos: Zn(s) + H + (aq) + Cl (aq) Cl (aq) Zn + (aq) não reage; é íon espectador. + Zn(s) + H (aq) + b) Zn(s) + H (aq) zero zero H (inicial) Zn + Zn (aq) + (aq) + H (g) H(final) + H (g) 154 0 H = H final H (inicial) H = 154 0 = 154 kj/mol de H (g) + Cl (aq) + H (g)

38. D C 1 H O 11 + 1 O 1 CO + 11 H O x + 0 1( 394) + 11( 86) H R = 0 H P = 7 874 H = 5 654 kj/mol H = H P H R 5 654 = 7 874 x x = 7 874 + 5 654 = 0 kj/mol 39. a) Equação química de decomposição de C 5 H 8 N 4 O 1 Regras Há 5 átomos C e 1 átomos O. Formam-se 5 CO e sobram 7 átomos O. Há 8 átomos H e 7 átomos O. Formam-se 4 H O e sobram 3 átomos O. Há 5 moléculas CO e 3 átomos O. Formam-se apenas 3 CO e sobram duas moléculas CO. Portanto: C 5 H 8 N 4 O 1 (s) 3 CO (g) + CO(g) + 4 H O(g) + N (g) b) Cálculo do balanço de oxigênio Como faltaram átomos O para a completa oxidação estequiométrica de CO, teremos: massa de oxigênio faltante balanço de oxigênio = 100 massa molar (PETN) 1 (16) g mol = 1 316 g mol c) Cálculo da entalpia de decomposição C 5 H 8 N 4 O 1(s) 3CO (g) + CO (g) + 4H O (g) + N (g) H(inicial) 3( 394) ( 110) 41( 4) zero ( 538) H (final) H = H (final) H (inicial) H = 183 kj/mol Conversão para kj/kg libera 1 mol 315 g 183 kj 1000 Q Q = 5797 kj ou H = 5797 kj/kg d) Quando o balanço de oxigênio for igual a zero, haverá a maior liberação possível de energia por quilograma de explosivo. 40. D Os H das reações (I), (II) e (III) são as entalpias do C 6 H 6 (l), CO (g) e H O(l) em kj/mol. C 6 H 6 (l) + 15 O (g) 6 CO (g) + 3 H O(l) H =? (+49,0) zero 6( 393,5) 3( 85,8)

H = [6( 393,5) + 3( 85,8)] [(+ 49,0)+0] = 3 67,4 kj 41. B H O (l) + O 3 (g) (OH + )(g) + 3 O (g) H =? ( 136,3) (+163,1) (+39,0) 0 H = [(+39,0) + 0] [( 136,3) + (+ 163,1)] = 111,9 kj 4. C CO ( g) + 3 H O l C H O(l) + 3 O (g) H = 1368 kj ( ) 6 ( 788) 3( 858) x 0 1 368 = x ( 788) 3( 858) x = 78 kj/mol C H 6 O 43. a) H = +kj b) 40 kj a) C graf C diam H = + kj reação endotérmica 40 g b) n C = = 0 mol de C 1 1 g mol kj/mol de C 0 mol de C = 40 kj 44. C H (g) + (g) 1 O H O (l) ( H) 1 1 H O(s) H(g) O H O H O ( H) + (g) ( H) (s) (l) 3 fusão do gelo ( H) 3 = ( H) 1 ( H) 45. E As equações de combustão para as substâncias apresentadas são:

I. H (g) + 1 O (g) H O (l) H = 86 kj/mol II. C H 4(g) + 3O (g) CO (g) + H O (l) H = 1 410 kj/mol III. C H 6(g) + 7 O (g) CO (g) + 3H O (l) H = 1 560 kj/mol Mantendo as equações (I) e (II) e invertendo (III), temos: 1 I. H (g) + O (g) H O (l) H = 86 kj/mol II. C H 4(g) + 3O (g) CO (g) + H O (l) H = 1410 kj/mol 7 III. 3H O (l) + CO (g) C H 6(g) + O (g) H = +1 560 kj/mol C H 4(g) + H (g) C H 6(g) H = 86 1 410 + 1 560 H = 136 kj/mol 46. B Mantendo o primeiro processo: C 6 H 4 (OH) (aq) C 6 H 4 O (aq) + H H 1 = +177 kj (g) Invertendo os dois outros processos: H O (aq) H O (l) + 1 O (g) H = 95 kj 1 O (g) + H (g) H O (l) H 3 = 86 kj Efetuando a soma algébrica dos processos: C 6 H 4 (OH) (aq) + H O (aq) C 6 H 4 O (aq) + H O (l) H = H 1 + H + H 3 (Lei de Hess) H = +177 + ( 95) + ( 86) H = 04 kj 47. C C (s) + 1 O (g) CO (g) H = 110,5 kj CO (g) + 1 O (g) CO (g) H = 83,0 kj C (s) + O (g) CO (g) H = 110,5 + ( 83,0) = 393,5 kj 48. C A partir do diagrama apresentado, temos:

Assim, a variação de entalpia ( H) para a reação: Cu O (s) + 1 O (g) CuO (s) pode ser obtido por: H = 310 ( 169) = 310 + 169 = 141 kj H = 141 kj 49. B C (grafite) + H (g) + O (g) CO (g) H = 393,5 kj O (g) H O (l) H = 571,8 kj CO (g) + H O (l) CH 4(g) + O (g) H = +890,5 kj C (grafite) + H (g) CH 4(g) H = 393,5 571,8 + 890,5 = 74,8 kj/mol 50. C No diagrama, nota-se a entalpia de formação do octano ( 08, kj). A conversão de octano em isoctano apresenta: H = H final H inicial = ( 5 116) (5 099) = 17 kj. Portanto, o patamar de entalpia do isoctano fica 17 kj abaixo do patamar do octano. Entalpia de formação do isoctano = ( 08,) + ( 17) = 5, kj. 51. D Através dos diagramas podemos escrever as seguintes reações: 15 3H O(l) + 6 CO(g) C6H6(l) + O(g) H = 3 66 kj 3H 6C 3 O (g) + (g) 3H O(l) (grafite) + 6O(g) (g) H = 3 ( 86)kJ 6CO H = 6 ( 393)kJ Aplicando a Lei de Hess, temos: 6C (grafite) + 3H (g) C 6 H 6(l) H = 50 kj

5. a) 50 kj; b) 16 atm. a) 1 CO + O CO 1 H + O HO H = 80 kj H = 40 kj (CO + H ) + O CO + H O H = 50 kj b) No fnal do enchimento a 300 K a pressão é igual a atm 6 = 1 atm. No final do enchimeto a 400 K a pressão será: 1 atm x atm = 300 K 400 K x =16 atm 53. E A entalpia de formação de vapor d água é a soma da entalpia de formação da água líquida com a energia absorvida pela água ao vaporizar-se: Como 1 mol de água tem 18 g, a entalpia de formação de vapor de água é: 83 + (,8 18) = 4kJ 54. E Equação (R) de resposta da questão: (R) C 8 H 18 (l) + 17 O (g) 16 CO (g) + 18 H O(l) H R =? º (1) C8H 18 no 1 º membro (R) C8H 18 no 1 membro (1) inalterada (R) 16 CO no º membro () invertida 8 () CO no 1 º membro (1) inalterada C 8 H 18 (l) + 5 O (g) 16 CO(g) 17 16 CO () inv. 8 (g) 16 CO(g) + 8 O (g) + 18 H O(l) H = 10 94 kj 8 18 R H = 8(+566 kj) C H (l) + 17 O (g) 16 CO (g) + 18 H O(l) H =? H R = 10 94 + 8(+566) = 6 414 kj mol C 8 H 18 6414 kj 1 mol C 8 H 18 307 kj 55. C HNO3(aq) NO 5(g) + H O(l) N (g) + 3 O (g) +H(g) HNO3(aq) H O (l) H(g) H= 140 kj H= 415 kj 1 + O (g) H= +86 kj 5 N (g) + O(g) NO 5(g) H= +11 kj

56. D Calculando inicialmente o H de combustão de metano temos: + O CO H = 394 kj / mol Cgrafite (g) (g) H CH (g) 4(g) + O H O H = 484 kj / mol C (g) (l) (grafite) + H H = + 74 kj / mol (g) CH + O CO + H O H = 804 kj / mol 4(g) (g) (g) (l) Calculando o H de combustão do etanol, temos: + O CO H = 788 kj / mol Cgrafite (g) (g) 3 H C H (g) 3 + O (g) 3 H O (l) H = 76 kj / mol 1 C + 3 H(g) + O (g) H = + 78 kj / mol 5(l) (grafite) C H + 3 O CO + 3 H O H = 136 kj 5(l) (g) (g) (l) Assim, a combustão do etanol libera, por mol, mais energia do que a combustão do metano. 57. D A partir das informações apresentadas, temos: (g) C (g) + 4Br (g) H = + 1 00 kj ε abs Rompimento das ligações (C Br) = +300 kj/mol energia = 4(C Br) 4(C Br) = + 1 00 I. Correta. A energia da ligação (C Br) corresponde a 300 kj/mol. II. Correta. O processo de formação de ligações é exotérmico, ou seja, ocorre com liberação de energia. III. Incorreta. Quanto mais fraca for uma ligação covalente menor será a sua energia de ligação. 58. A A partir das informações apresentadas, temos:

Assim, a variação de entalpia ( H) para a reação apresentada pode ser calculada por: H = ε abs ε lib H = 580 1 10 = 540 kj mol HF x 1 mol HF x = 70 kj/mol de HF 59. a) 585 kj + b) +101 kj a) 4(N H) quebradas 1(N N) quebrada 1( O O ) quebrada 1 ( N N ) formada 4(O H) formadas Σ energia absorvida quebras = 4(389) + 1(163) + 1(498) = 17 kj Σ energia liberada formações = 1(946) + 4(464) = 80 kj Σ energia liberada > Σ energia absorvida H reação = ( 80 17) = 585 kj b) N H 4(g) + O (g) N (g) + H O (g) H = 585 kj 585 = ( 4) x x = +101 kj H do N H 4(g) = +101 kj/mol f 60. B Reação I: H + CO CH 4 + CO Cálculo de H por energia de ligação: a 1 etapa: absorve energia (romper ligação) a etapa: libera energia (formar ligação) H 1 (1ª etapa): H 1 = (4,4 10 ) + (10,8 10 ) = + 30,4 10 H (ª etapa): H = 4( 4, 10 ) + ( 8 10 ) = 3,8 10 Pela Lei de Hess: H = H1 + H = + 30,4 10 3,8 10 H =,4 10 kj exotérmica Portanto a reação II é endotérmica.

61. Em B (reator endotérmico), ocorre a reação II: CH 4 + CO H + CO Em C (reator exotérmico), ocorre a reação I. H + CO CH 4 + CO Em D (reservatório): produtos da reação I que serão reagentes da reação II: CH 4 + CO. Em E (reservatório): produtos da reação II que serão reagentes da reação I: H + CO. O diagrama acima mostra que o patamar energético de B é maior, porque esse composto liberta maior quantidade de calor na combustão. Sendo assim, o composto B será o que necessita de menor energia para o rompimento de suas ligações, formando átomos isolados (E B < E A ). Usaremos as energias de ligação para calcular E B e E A : Álcool etílico H 3 C CH OH C C...350 5 C H...5(415) C O...360 H O...464 Total absorvido nas quebras = E A = = 349 Composto A 6. A H O (g) H (g) + O (g) Cálculo do H através das energias de ligação: Éter dietílico H 3 C O CH 3 6C H...6(415) C O...(360) Total absorvido nas quebras = E B = = 3 10 Composto B Etapa 1: endotérmica H 1 = 4 460 = +1 840 kj Etapa : exotérmica H = ( 436) + 490 = 1 36 kj

H = H 1 + H = + 1 840 1 36 H = + 478 kj mols de H O H = + 478 kj 1 mol de H O H = +39 kj 63. 46 kj A partir das informações fornecidas, tem-se: H (g) + 1 O (g) H O (g) H = 41,8 kj ε abs = 435 + 1 (498) = 684 ε lib = x O valor da entalpia para o processo apresentado pode ser obtido por: H = ε abs ε lib 41,8 = 684 x x = 684 + 41,8 x = 95,8 x 463 kj/mol Como o enunciado pede 10% do valor da energia de ligação (O H), o resultado esperado é 46 kj. 64. Energia de ligação (H H) = Energia de ligação (H Cl) = x kj Energia de ligação (Cl Cl) = y kj (H + H) + (Cl + Cl) (H Cl) + energia H reação < 0 Energia absorvida na quebra das ligações = (x + y) kj Energia liberada na formação das ligações = (x) kj H reação < 0 x > x + y y < x Comparação: A energia de ligação (Cl Cl) é menor que as energias de ligação (H H) e (HCl). 65. B N + 4H H = 1 70 kj 4 ligações N H quebradas 4 390 kj (absorvido) 1 ligação N N quebrada x kj (absorvidos) 4 390 + x = 1 70 x = 160 kj Energia de ligação N N = 160 kj/mol. 66. A H C + CH + Cl Cl Ligações quebradas: 1( ) + 1(Cl Cl) Energia absorvida = 61 + 4 = 854 kj Ligações formadas: 1(C C) + (C Cl) Energia liberada: 348 + (338) = 104 kj Energia liberada > Energia absorvida H reação < 0 H reação = (104 854) = 170 kj 67. H = 50 kj/mol ureia A partir das informações fornecidas temos que a equação balanceada referente à hidrólise da ureia é:

(NH ) CO + H O CO + NH 3 ε abs = 800 + (305) + 4(390) + (460) ε abs = 3890 H = ε abs ε lib = 3890 3940 = 50 kj/mol H = 50 kj/mol de ureia ε lib = (800) + 6(390) ε lib = 3 940