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Química 2ª série Atividade

Termoquímica: entalpia e reações exo e endotérmicas

Atividade com 10 questões de termoquímica sobre processos exotérmicos e endotérmicos, diagramas de entalpia, energia de combustíveis, calorimetria e comparação entre etanol e gasolina.

  • 10 questões
  • cerca de 50 minutos
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Química, 2ª série: Termoquímica: entalpia e reações exo e endotérmicas

  1. Entre os processos abaixo, o único exotérmico é

    1. a condensação do vapor de água no espelho do banheiro
    2. a evaporação do suor na pele durante um exercício
    3. a fotossíntese realizada pelas folhas de uma planta ao sol
    4. a fusão de um cubo de gelo sobre a mesa
    5. o cozimento de um ovo em água fervente

  2. Bolsas de "gelo instantâneo" usadas em lesões esportivas contêm água e nitrato de amônio separados por uma película. Ao romper a película, o sal se dissolve e a bolsa fica gelada. Esse resfriamento ocorre porque a dissolução do nitrato de amônio

    1. forma gelo a partir da água contida na bolsa
    2. é exotérmica e libera frio para a pele
    3. é exotérmica e libera calor para o ambiente
    4. é endotérmica e retira calor da bolsa e da pele
    5. não envolve troca de energia, apenas mistura física

  3. A figura mostra o diagrama de entalpia da combustão do metano.

    Diagrama de entalpia (H, em kJ) ao longo do caminho da reação. Os reagentes, CH4 + 2 O2, estão no nível 0 kJ; a curva sobe até um máximo e depois desce até os produtos, CO2 + 2 H2O(l), no nível −890 kJ.

    Com base no diagrama, a reação

    1. não troca energia, pois ΔH = 0 kJ para os reagentes
    2. é endotérmica, com ΔH = −890 kJ por mol de CH4
    3. é endotérmica, com ΔH = +890 kJ por mol de CH4
    4. é exotérmica, com ΔH = +890 kJ por mol de CH4
    5. é exotérmica, com ΔH = −890 kJ por mol de CH4

  4. A combustão completa do metano tem ΔH = −890 kJ/mol. Dados: H = 1, C = 12. A energia liberada na queima de 80 g de metano é

    1. 178 kJ
    2. 890 kJ
    3. 4 450 kJ
    4. 11 125 kJ
    5. 71 200 kJ

  5. A tabela traz a entalpia de combustão de alguns combustíveis.

    CombustívelMassa molar (g/mol)ΔH de combustão (kJ/mol)
    Hidrogênio (H2)2−286
    Metano (CH4)16−890
    Etanol (C2H5OH)46−1 368
    Octano (C8H18)114−5 470

    O combustível que libera mais energia por grama queimado é o

    1. metano
    2. octano
    3. etanol e octano, empatados
    4. etanol
    5. hidrogênio

  6. Considere as equações:

    H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH = −286 kJ

    H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = −242 kJ

    A diferença entre os valores se explica porque

    1. a formação de água gasosa é endotérmica, e a de líquida, exotérmica
    2. a condensação do vapor libera energia, então formar água líquida libera mais calor
    3. a água líquida contém mais átomos de hidrogênio que o vapor
    4. a água gasosa tem menos entalpia que a água líquida
    5. o estado físico dos produtos não influencia o valor de ΔH

  7. Em um calorímetro simples, a queima de 1,0 g de amendoim aqueceu 200 g de água de 25 °C para 35 °C. Dado: calor específico da água = 4,18 J/(g · °C). A energia transferida para a água, por grama de amendoim, foi de aproximadamente

    1. 0,84 kJ
    2. 2,1 kJ
    3. 8,4 kJ
    4. 29 kJ
    5. 84 kJ

  8. Por convenção, a entalpia padrão de formação é igual a zero para substâncias simples na forma alotrópica mais estável, a 25 °C e 1 atm. Tem entalpia padrão de formação igual a zero

    1. o grafite, C(grafite)
    2. o ozônio, O3(g)
    3. o gás carbônico, CO2(g)
    4. a água, H2O(l)
    5. o diamante, C(diamante)

  9. A fotossíntese é um processo endotérmico, pois as plantas absorvem energia luminosa para formar glicose a partir de CO2 e água.

    (   ) Verdadeiro   (   ) Falso

  10. Donos de carros flex costumam usar a regra de que vale abastecer com etanol quando o preço dele for até cerca de 70% do preço da gasolina. Considere a gasolina como octano.

    CombustívelMassa molar (g/mol)Densidade (g/mL)ΔH de combustão (kJ/mol)
    Etanol460,79−1 368
    Octano1140,70−5 470

    a) Calcule a energia liberada na queima de 1,0 L de cada combustível.

    b) Use os resultados para justificar a regra dos 70%.

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