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Química 2ª série Prova

Lei de Hess e energia de ligação

Prova com 10 questões de termoquímica sobre lei de Hess, entalpias de formação, energias de ligação e comparação de combustíveis pela energia liberada por CO2 emitido.

  • 10 questões
  • cerca de 60 minutos
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Química, 2ª série: Lei de Hess e energia de ligação

  1. Considere as equações termoquímicas, a 25 °C:

    I) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = −394 kJ

    II) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = −283 kJ

    O diagrama de entalpia representa essas equações.

    Diagrama de entalpia (H) com três níveis: no alto, C(grafite) + O2(g); no meio, CO(g) + ½ O2(g); embaixo, CO2(g). A seta da equação I desce do nível mais alto até o CO2(g), com ΔH = −394 kJ. A seta da equação II desce do nível do meio até o CO2(g), com ΔH = −283 kJ. Uma seta tracejada vai do nível mais alto ao nível do meio, com ΔH desconhecido.

    Pela lei de Hess, o ΔH da reação C(grafite) + ½ O2(g) → CO(g) é

    1. −677 kJ
    2. −283 kJ
    3. −111 kJ
    4. +111 kJ
    5. +677 kJ

  2. Dadas as entalpias padrão de formação, em kJ/mol: CH4(g) = −75; CO2(g) = −394; H2O(l) = −286; O2(g) = 0. O ΔH da combustão CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O(l) é

    1. −1 041 kJ/mol
    2. −891 kJ/mol
    3. −755 kJ/mol
    4. −605 kJ/mol
    5. +891 kJ/mol

  3. Dadas as entalpias padrão de formação, em kJ/mol: C2H5OH(l) = −278; CO2(g) = −394; H2O(l) = −286. O ΔH da combustão completa do etanol, C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O(l), é

    1. −1 924 kJ/mol
    2. −1 368 kJ/mol
    3. −1 090 kJ/mol
    4. −958 kJ/mol
    5. −402 kJ/mol

  4. Energias de ligação médias, em kJ/mol: H–H = 436; Cl–Cl = 243; H–Cl = 432. O ΔH da reação H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) é

    1. −1 111 kJ
    2. −432 kJ
    3. −185 kJ
    4. +185 kJ
    5. +247 kJ

  5. Energias de ligação médias, em kJ/mol: C–H = 413; O=O = 498; C=O (no CO2) = 799; O–H = 463. O ΔH estimado para CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) é

    1. −6 098 kJ
    2. −1 300 kJ
    3. −802 kJ
    4. −351 kJ
    5. +802 kJ

  6. Dadas as equações:

    2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ΔH = −572 kJ

    H2O(l) → H2O(g) ΔH = +44 kJ

    O ΔH da reação H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) é

    1. −616 kJ
    2. −528 kJ
    3. −330 kJ
    4. −286 kJ
    5. −242 kJ

  7. Ao aplicar a lei de Hess, é preciso manipular equações termoquímicas. É correto afirmar que

    1. o ΔH depende do caminho da reação, por isso a lei só vale em uma etapa
    2. dividir uma equação por 2 troca o sinal do ΔH sem alterar seu valor
    3. inverter uma equação troca o sinal do ΔH, e multiplicá-la por 2 eleva o ΔH ao quadrado
    4. inverter uma equação troca o sinal do ΔH, e multiplicá-la por 2 dobra o ΔH
    5. inverter uma equação mantém o ΔH, e multiplicá-la por 2 mantém o ΔH

  8. A combustão completa da glicose libera 2 800 kJ/mol. A fotossíntese é o processo inverso: 6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2. Dados: H = 1, C = 12, O = 16. A energia absorvida pela planta para produzir 18 g de glicose é

    1. 18 kJ
    2. 280 kJ
    3. 467 kJ
    4. 2 800 kJ
    5. 50 400 kJ

  9. Na escolha de combustíveis, uma medida importante é a energia liberada por mol de CO2 emitido. A tabela traz as combustões completas.

    Combustívelmol de CO2 por mol de combustívelEnergia liberada (kJ/mol)
    Carbono (carvão)1394
    Metano1890
    Etanol21 368
    Octano85 470
    Glicose62 800

    O combustível que libera mais energia por mol de CO2 emitido é o

    1. metano
    2. carvão
    3. etanol
    4. glicose
    5. octano

  10. O "gás de água", mistura de CO e H2 usada na indústria, é obtido passando vapor de água sobre carvão em brasa: C(grafite) + H2O(g) → CO(g) + H2(g).

    Dadas as entalpias de formação, em kJ/mol: H2O(g) = −242; CO(g) = −111.

    a) Calcule o ΔH da reação e classifique-a.

    b) Explique por que, na indústria, é preciso alternar a injeção de vapor com a injeção de ar sobre o carvão para manter o processo funcionando.

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