Estudo Ativo Vol 3 - Ciências da Natureza-661-663

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a) – 1968 kJ 
b) – 628 kJ 
c) + 628 kJ 
d) – 1570 kJ 
11. (Unicamp) 
A caiação ou pintura com cal hidratada (Ca(OH)2) é 
uma das formas mais antigas para o revestimento da 
fachada de edifícios. A cal virgem (CaO) – produzida 
a partir do aquecimento do calcário (CaCO3) –, ao ser 
colocada em água, forma a cal hidratada que, uma 
vez aplicada à parede e em contato com o CO2 do ar 
atmosférico, vai se transformando em seu precursor, 
o carbonato de cálcio. Dessa forma, o carbonato de 
cálcio fica aderido à parede, protegendo-a, conser-
vando-a e embelezando-a.
Considere as equações a seguir:
I) CaCO3 → CaO + CO2; ∆H = 178 kJ/mol
II) CaO + H2O → Ca(OH)2; ∆H = -109 kJ/mol
III) Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O; ∆H = ?
Levando em conta apenas as equações do processo 
de transformação e produção do carbonato de cálcio 
(equações I a III), pode-se afirmar que o processo
a) pode ser considerado carbono neutro e que a última 
equação representa uma reação que levaria ao aque-
cimento da parede onde a cal foi aplicada. 
b) pode ser considerado carbono neutro e que a última 
equação representa uma reação que levaria ao res-
friamento da parede onde a cal foi aplicada. 
c) não pode ser considerado carbono neutro e que a 
última equação representa uma reação que levaria 
ao aquecimento da parede onde a cal foi aplicada. 
d) não pode ser considerado carbono neutro e que a 
última equação representa uma reação que levaria 
ao resfriamento da parede onde a cal foi aplicada. 
12. (Pucpr) 
Germain Henri Hess (1802-1850) Hess nasceu em 
Genebra, na Suíça. Médico e químico estudioso 
da termodinâmica, ele foi um dos pioneiros da 
Físico-Química. Em 1840, ao estudar os calores 
das reações químicas, enunciou uma lei que ficou 
conhecida como Lei de Hess: “A variação de entalpia 
de uma reação química depende apenas dos estados 
inicial e final da reação, não importando o caminho 
da reação”.
Analise as equações químicas apresentadas a seguir.
Combustão do etano: C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2CO2(g) 
+ 3H2O(l) ∆H = -1558,3 kJ/mol
Formação da água: H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) 
∆H = -285,8 kJ/mol
Formação do dióxido de carbono: C(grafite) + O2(g) 
→ CO2(g) ∆H = -393,5 kJ/mol
Utilizando a lei de Hess, determine a variação de 
entalpia (∆H) da reação de formação do etano gasoso 
a partir de hidrogênio gasoso e carbono grafite.
a) -43,05 kJ/mol 
b) -86,1 kJ/mol 
c) + 86,1 kJ/mol 
d) + 307,1 kJ/mol 
e) -409,2 kJ/mol 
13. (Unesp) 
Analise os diagramas de entalpias de reações par-
ciais, associadas com a reação de cal viva sólida, 
CaO(s), com água líquida, para a produção de cal 
hidratada sólida, Ca(OH)2(s).
A variação de entalpia dessa reação de cal viva com 
água líquida, para produzir cal hidratada, é igual a
a) – 1 905 kJ/mol. 
b) – 65 kJ/mol. 
c) + 95 kJ/mol. 
d) – 1 620 kJ/mol. 
e) + 2 890 kJ/mol. 
14. (Uel) 
A hipoglicemia é caracterizada por uma concentra-
ção de glicose abaixo de 0,70 gL-1 no sangue. O 
quadro de hipoglicemia em situações extremas pode 
levar a crises convulsivas, perda de consciência e 
morte do indivíduo, se não for revertido a tempo. 
Entretanto, na maioria das vezes, o indivíduo, 
percebendo os sinais de hipoglicemia, consegue 
reverter este déficit, consumindo de 15 a 20 gramas 
de carboidratos, preferencialmente simples, como a 
glicose.
A metabolização da glicose, C6H12O6, durante a respi-
ração, pode ser representada pela equação química 
de combustão:
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l)
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No quadro a seguir, são informadas reações quími-
cas e seus respectivos calores de formação a 25 °C 
e 1 atm:
Reações químicas ΔH_fº (kJmol
-1)
C(s, grafite) + O2(g) → CO2(g) - 394
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) - 286
6C(s) + 6H2(g) + 3O2(g) → C6H12O6(s) - 1260
Sabendo que a Massa Molar (MM) da glicose é igual 
a 180,0 gmol-1, determine a quantidade aproximada 
de energia liberada em kJmol-1 no estado padrão, 
∆Hrº, na combustão da glicose, consumida em 
350 mL de refrigerante do tipo Cola, o qual possui, 
em sua composição, 35 g de glicose.
a) -315 
b) -113 
c) -471 
d) -257 
e) -548 
15. (Uece) 
Considerando a equação de formação da glicose não 
balanceada C + H2 + O2 → C6H12O6, atente às seguin-
tes equações:
I. C + O2 → CO2 ∆H = -94,1 kcal
II. H2 + 1/2 O2 → H2O ∆H = -68,3 kcal
III. C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O ∆H = -673,0 kcal
A massa de glicose formada a partir da reação de 
14,4 g de carbono e sua entalpia de formação em 
kcal/mol serão, respectivamente,
Dados: C = 12; H = 1; O = 16.
a) 36 g e + 301,4 kcal/mol 
b) 36 g e -301,4 kcal/mol 
c) 18 g e -201,4 kcal/mol 
d) 18 g e + 201,4 kcal/mol 
16.
Com respeito à lei de Hess, julgue os itens a seguir 
como verdadeiros ou falsos:
a) A lei de Hess permite calcular as entalpias de reações 
que, experimentalmente, seriam difíceis de deter-
minar.
b) Pela lei de Hess, podemos usar quaisquer reações 
intermediárias cujos valores sejam conhecidos e 
cujo somatório algébrico resulte na reação desejada.
c) A lei de Hess permite determinar a variação de ental-
pia até mesmo de reações que, na prática, nem che-
gariam a ocorrer pelo caminho direto.
d) As equações usadas podem ser multiplicadas, dividi-
das e invertidas para originar os coeficientes este-
quiométricos necessários nos membros adequados.
e) Quando se inverte uma equação, o valor da entalpia 
permanece o mesmo.
f) No somatório das equações, se duas substâncias 
iguais aparecem em reações diferentes e em lados 
contrários, elas podem ser somadas, mas se estão 
do mesmo lado, podemos cancelá-las ou simplificar 
seus coeficientes (caso eles sejam diferentes).
17. (Ufjf-pism 2) 
Considere as reações termoquímicas de formação de 
água nos estados sólido (s), líquido (l) e gasoso (g) a 
partir do oxigênio e hidrogênio gasosos, juntamente 
com os calores envolvidos (entalpia de formação, 
∆Hf) em cada processo:
I. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ∆Hf = -242,9 kJ/mol
II. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆Hf = -286,6 kJ/mol
III. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(s) ∆Hf = -292,6 kJ/mol
A partir desses dados, responda ao que se pede:
a) Classifique a reação I segundo suas propriedades ter-
moquímicas (endotérmica ou exotérmica).
b) Calcule o calor de vaporização (∆Hvap) da água 
líquida, segundo a reação H2O(l) → H2O(g).
c) Calcule a variação de entalpia na formação de 2 mols 
de água líquida a partir dos reagentes gasosos. 
18.
Um passo do processo de produção de ferro metá-
lico, Fe(s), é a redução do óxido ferroso (FeO) com 
monóxido de carbono (CO).
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = x
Utilizando as equações termoquímicas abaixo e 
baseando-se na Lei de Hess, indique o valor mais 
próximo de “x”.
Dados:
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = -25 kJ
3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = -36 kJ
2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = + 47 kJ
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19.
Dadas as seguintes equações termoquímicas:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H = -571,5 kJ
N2O5(g) + H2O(l) → 2 HNO3(l) ∆H = -76,6 kJ
½ N2(g) + 3/2 O2(g) + ½ H2(g) → HNO3(l) ∆H = 
-174,1 kJ
Baseado nessas equações, determine se há liberação 
ou absorção de energia e o valor da entalpia a res-
peito da formação de 2 mols de N2O5(g) a partir de 2 
mols de N2(g) e 5 mols de O2(g).
20. (Ufpr) 
O extintor de incêndio de CO2 apaga as chamas 
ao diluir o oxigênio atmosférico. Entretanto não 
serve para qualquer tipo de incêndio. Por exemplo, 
o extintor de CO2 não pode ser usado na chama 
de magnésio. A chama de magnésio é produzida 
pela reação com oxigênio, como mostrado na 
equação I.
2Mg(s) + O2(g)→ 2MgO(s) ΔH 0 = -1200 kJ 
Eq. I 
Entretanto, o magnésio também reage com CO2, 
removendo os átomos de oxigênio do CO2, produ-
zindo MgO e carbono elementar. A formação de CO2 
é dada pela equação II. 
C(s) + O2(g) → CO2(s) ΔH0 = - 400 kJ 
Eq. II 
a) Utilizando a Lei de Hess, coloque as equações I e II 
no sentido correto, de modo que, com a combinação 
dessas equações, obtenha-se a equação da reação 
entre magnésio e CO2.
b) Escreva a equação da reação entre magnésio e CO2. 
c) Calcule o valor da variação da entalpia (em kJ) da 
reação entre magnésio e CO2. Mostre como chegou 
a esse valor. 
d) A reação entre magnésio e CO é uma reação endotér-
mica ou exotérmica? Justifique sua resposta.
Gabarito (e.i.)
1. A 2. A 3. C 4. C 5. E
6. A 7. E 8. B 9. C 10. D
11. A 12. B 13. B 14. E 15. B
16.
a) Verdadeiro.
b) Verdadeiro.
c)Verdadeiro.
d) Verdadeiro.
e) Falso. Quando se inverte uma equação, o valor da 
entalpia também deve ter seu sinal algébrico inver-
tido. Por exemplo, se for igual a -12 kcal, ficará 
igual a +12 kcal.
f) Falso. É o contrário do que foi dito. No somatório das 
equações, se duas substâncias iguais aparecem em 
reações diferentes e em lados contrários, podemos 
cancelá-las ou simplificar seus coeficientes (caso 
eles sejam diferentes), mas se estão do mesmo lado, 
podemos somá-las.
17.
a) Reação I: exotérmica, pois ocorre com liberação de 
calor (∆H < 0).
b) ∆Hvaporização = +43,7 kJ/mol
c) ∆H = -573,2 kJ 
18.
∆H = -17 kJ
19.
∆H = + 28,3 kJ
O sinal positivo indica que houve absorção de ener-
gia na forma de calor.
20.
a) 2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO (Equação I)
CO2(s) → C(s) + O2(g) (Equação II invertida)
b) Equação da reação entre magnésio e CO2: 2 Mg(s) + 
CO2(s) → 2 MgO(s) + C(s).
c) Cálculo do valor da variação da entalpia (em kJ) da 
reação entre magnésio e CO2:
∆H = -800 kJ
Ou, para 1 mol de magnésio:
∆H = -400 kJ
d) A reação entre magnésio e CO2 é uma reação exo-
térmica, pois a variação de entalpia é negativa (∆H 
< 0).