Soluções no final
EX-01 (FMUSP)
Dada a equação:
Qual será quantidade de
calor libertado na formação de 1
grama de H2O(g)? Se a água formada estivesse
no estado líquido, a quantidade de calor libertada seria igual, ou maior, ou
menor? Por que?
EX-02 (Santa Casa)
Sabendo-se que α gramas de
sacarose desprendem Q calorias na sua combustão, qual é a expressão do calor de
combustão da sacarose? Dado: Fórmula C12H22O11
EX-03 (Santa Casa)
O exame da equação
termoquímica
Estando reagentes e produto
da reação nas mesmas condições de pressão e temperatura, qual é a variação de
entalpia na reação de formação de 2 moles de H2O(g)?
EX-04
Considere os seguintes dados
relacionados à combustão de um composto de fórmula CnH2n+1OH:
1º) a combustão de 3,2 gramas deste
composto forneceu 17 kcal;
2º) a combustão de 1 mol
deste composto forneceu 170 kcal.
Qual o valor de n na fórmula
acima?
EX-05
Um elemento químico
apresenta duas variedades alotrópicas X e Y. Sabendo-se que a forma X possui
maior calor de combustão, o que se pode afirmar, quanto à estabilidade do
elemento?
EX-06 (EESCUSP)
Sabendo que:
Quanto vale o calor de
reação seguinte?
EX-07 (CESCEM)
Sendo ∆H de formação do
óxido de ferro (II) igual a – 64,0 kcal/mol e ∆H de formação do óxido de ferro
(III) igual a – 196,5 kcal/mol. Qual será ∆H da reação seguinte:
EX-08 (MACK)
Sendo conhecidas as
equações:
Qual será a quantidade de
calor desprendida na reação de 1 mol de óxido férrico com alumínio?
EX-09 (CESCEM)
Sabendo-se que na reação de
equação NO(g) + 1/2O2(g) = NO2(g), a 25ºC e 1 atm,
desprendem-se 13,5 kcal por mol de NO2 produzido e que na reação de
equação 1/2N2(g) + O2(g) = NO2(g), a 25ºC e 1
atm, são absorvidas 8,1 kcal por mol de NO2 produzido. Verificar se há desprendimento, ou absorção
na produção de NO por mol e qual é o valor de ∆H.
EX-10 (CESCEM)
À temperatura de 25ºC e
pressão de 1 atm, o calor libertado na formação de 1 mol de Hg2Cl2(s)
e de 1 mol de HgCl2(s), a partir dos elementos constituintes, é 63,3
kcal e 55,0 kcal, respectivamente. Nas mesmas condições, qual é o calor libertado
na reação Hg2Cl2(s) + Cl2(g) = 2HgCl2?
RESOLUÇÕES e COMENTÁRIOS:
Ex-01)
Tomando a equação dada e
escrevendo as proporções para calcular o calor liberado na formação de 1 g de água:
Reescrevendo a equação acima temos:
E sabemos que a entalpia de
formação de água líquida é:
Portanto, o calor libertado
é maior se a água formada estivesse no estado líquido.
Ex-02)
Seja a sacarose (C12H22O11),
então temos:
Ex-03)
Multiplicando
por 2 os coeficientes, de ambos os membros, da equação dada, resulta em 2 moles
de H2O(g); então:
Resposta: A variação de entalpia na reação de formação de 2 moles de
H2O(g) é ∆H = – 115,6 kcal.
Ex-04)
Para resolver este problema,
não é necessário escrever a equação de combustão e balancear a mesma. Porém, vamos realizar as duas etapas:
Por conveniência vamos pegar
a segunda equação:
Portanto, o composto é
metanol CH3OH
Ex-05)
O calor de combustão, também
denominada de entalpia de combustão é a variação da energia liberada sob a
forma de calor através da queima de 1 mol de qualquer substância, estando todos
os reagentes no estado padrão (temperatura de 25ºC e pressão de 1 atm). A variação de entalpia será sempre negativa,
uma vez que, as reações de combustão são sempre exotérmicas.
Uma substância simples, em
sua forma alotrópica mais estável e no estado físico usual (25ºC, 1 atm) tem
entalpia (H) igual à zero.
Fazendo a ilustração do
enunciado, temos:
Ex-06)
Conseqüências
da Lei de Hess:
a) As equações
termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas.
b) Invertendo
uma equação termoquímica devemos trocar o sinal de ∆H.
c)
Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número, diferente
de zero, o valor de ∆H será também multiplicando (ou dividindo) pelo mesmo
número.
Foram dadas 4 equações
termoquímicas, então vamos utilizá-las de forma conveniente para resolver o
problema:
Ex-07)
Vamos obter a equação
desejada por meio de equações de formação do óxido de ferro (II) e óxido de
ferro (III): (Aplicação da lei de Hess)
Logo, temos:
Portanto, o ∆H = – 68,5
kcal.
Ex-08)
Foram dadas as seguintes
equações:
Pede-se calor desprendido na
reação de 1 mol de óxido férrico com alumínio.
Resposta: O calor desprendido na reação de 1 mol de óxido férrico com alumínio é 200 kcal.
Ex-09)
Resposta: Houve absorção de 21,6 kcal na produção de 1 mol de NO.
Ex-10)
Uma pequena observação sobre
o elemento mercúrio (Hg): é o único metal no estado líquido à temperatura
ambiente. Isto acontece devido à sua energia de ionização (energia mínima necessária
para retirar-se um de seus elétrons na fase gasosa) muito elevada, o que
dificulta a participação de seus elétrons na formação das ligações
metálicas. O mercúrio possui valência
variável (I e II).
O íon monovalente Hg+ não
existe naturalmente, pois os compostos de Hg(I) se dimerizam (=união de
monômeros, formando um dímero; em outras palavras: formação de uma molécula a
partir de duas menores) . Dessa forma, o
cloreto de mercúrio (I), Hg2Cl2, contém o íon [Hg—Hg]+2,
onde os dois íons Hg+ se ligam utilizando seus orbitais s. Assim, forma o composto
que apresenta comportamento diamagnético (isto é, é repelido ligeiramente na
presença de campos magnéticos fortes).
Cloreto de mercúrio (II)
cuja fórmula HgCl2 é também chamado de cloreto mercúrico. O íon
correspondente é bivalente Hg+2.
Ainda antes de iniciar a
resolução propriamente dita; lembremos que: “constituinte elementar” = forma alotrópica mais estável (menos
energética) de um elemento químico, por
convenção, a entalpia (conteúdo de energia) dos constituintes elementares,
a 1 atm de pressão e 25ºC de temperatura, é igual a ZERO. (Exemplos de
constituintes elementares: H2(g), O2(g), Cl2(g), Br2(ℓ), I2(s), Hg(ℓ), Al(s),
C(grafite), S(rômbico), P(vermelho),...)
Resolução:
Resposta: O calor libertado na reação é igual a 46,7 kcal.
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