Termoquímica: Entalpia e Reações Químicas

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Termoquímica 
A madeira ao queimar 
LIBERA 
energia na forma de 
CALOR 
O gelo para fundir 
ABSORVE 
energia na forma de 
CALOR 
O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA 
Absorvem calor do 
meio ambiente 
Liberam calor para o 
meio ambiente 
01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela 
 acesa: 
I. Solidificação da parafina que escorre da vela. 
II. Queima da parafina. 
III. Vaporização da parafina. 
Dessas transformações, APENAS: 
a) I é endotérmica. 
b) II é endotérmica. 
c) III é endotérmica. 
d) I e II são endotérmicas. 
e) II e III são endotérmicas. 
EXOTÉRMICA 
EXOTÉRMICA 
ENDOTÉRMICA 
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO 
fusão vaporização 
solidificação condensação 
ressublimação 
sublimação 
02) Ao se dissolver uma determinada quantidade de cloreto 
 de amônio em água a 25°C, obteve-se uma solução cuja 
 temperatura foi de 15°C. A transformação descrita 
 caracteriza um processo do tipo: 
a) atérmico. 
b) adiabático. 
c) isotérmico. 
d) exotérmico. 
e) endotérmico. 
03) (UFMG – 2002) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes, 
 sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a 
 evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo humano. Essa 
 sensação de frio explica-se CORRETAMENTE pelo fato de que a evaporação 
 da água 
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo. 
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo. 
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. 
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo. 
e) é um processo atérmico e não troca calor com o corpo. 
04) (Unesp-SP) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: 
 I. Gás queimando em uma das “bocas” do fogão. 
 II. Água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta “boca” do 
 fogão. 
 Com relação a esses processos, pode-se estimar que: 
a) I e II são exotérmicos. 
b) I é exotérmico e II é endotérmico. 
c) I é endotérmico e II é exotérmico. 
d) I é isotérmico e II é exotérmico. 
e) I é endotérmico e II é isotérmico. 
Toda espécie química possui uma energia, 
que quando medida à 
pressão constante, é chamada de 
ENTALPIA (H) 
Não é possível calcular a entalpia 
de um sistema, 
e sim a sua variação ( ΔH ) 
ΔH = H final – H inicial 
ΔH = H final – H inicial 
ENTALPIA (H) 
Caminho da reação 
REAGENTES 
PRODUTOS 
ΔH < 0 
HR 
HP 
ΔH = H final – H inicial 
ENTALPIA (H) 
Caminho da reação 
REAGENTES 
PRODUTOS 
ΔH > 0 
HR 
HP 
01) Considere o gráfico a seguir: 
Kcal 
Caminho da reação 
A + B 
C + D 
25 
40 
É correto afirmar que: 
São feitas as afirmações: 
I. A entalpia dos produtos é de 40 kcal 
II. A reação absorve 15 kcal 
III. A reação direta é exotérmica 
IV. A variação de entalpia é de 15 kcal 
c) Apenas I, II e IV são verdadeiras. 
d) Apenas I, II e III são verdadeiras. 
e) Apenas III é verdadeira. 
a) Apenas I é verdadeira. 
b) Apenas I e II são verdadeiras. 
VERDADEIRA 
ΔH = HR 40 – HP 25 15 kcal 
VERDADEIRA 
FALSA 
VERDADEIRA 
Representação da entalpia nas reações químicas 
O calor pode ser representado como ... 
...parte integrante da reação: 
...na forma de variação de entalpia 
N
2
(g) + 3 H
2
(g) 2 NH
3
(g) ΔH = – 92,2 KJ 
2 NH
3
(g) N
2
(g) + 3 H
2
(g) ΔH = + 92,2 KJ 
N
2
(g) + 3 H
2
(g) 2 NH
3
(g) + 92,2 KJ exotérmica 
2 NH
3
(g) + 92,2 KJ N
2
(g) + 3 H
2
(g) endotérmica 
01) Reação exotérmica é aquela na qual: 
1 - há liberação de calor. 
2 - há diminuição de energia. 
3 – a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. 
4 - a variação de entalpia é negativa. 
Estão corretos os seguintes complementos: 
a) somente 1. 
b) somente 2 e 4. 
c) somente 1 e 3. 
d) somente 1 e 4. 
e) 1, 2, 3 e 4. 
V 
V 
V 
V 
02) Considere o seguinte gráfico: 
De acordo com o gráfico acima, indique a opção que 
completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo. 
"A variação da entalpia é ...................; a reação é ....................... 
porque se processa ...................... calor” 
a) positiva, exotérmica, liberando. 
b) positiva, endotérmica, absorvendo. 
c) negativa, endotérmica, absorvendo. 
d) negativa, exotérmica, liberando. 
e) negativa, exotérmica, absorvendo. 
A (g) + B (g) 
2 AB (g) 
Entalpia (H) 
caminho da reação 
ΔH 
EXOTÉRMICA NEGATIVA 
LIBERANDO 
03) (UEL-PR) As bolsas térmicas consistem, geralmente, de dois invólucros 
 selados e separados, onde são armazenadas diferentes substâncias 
 químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é rompida, as 
 substâncias neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento ou o 
 resfriamento. A seguir, estão representadas algumas reações químicas que 
 ocorrem após o rompimento da camada que separa os invólucros com seus 
 respectivos ΔH. 
I. CaO + SiO2 (g)  CaSiO3 (s) ΔH = – 89,5 kj/mol 
II. NH4NO3 (s) + H2O (l)  NH4
+ (aq) + NO3
– (aq) ΔH = + 25,69 kj/mol 
III. CaCl2 (s) + H2O (l)  Ca
2+
(aq) + 2 Cl
– (aq) ΔH = – 82,80 kj/mol 
Analise as reações e os valores correspondentes de ΔH e indique a 
alternativa que correlaciona, adequadamente, as reações com as bolsas 
térmicas quentes ou frias. 
a) I. fria, II. quente, III. Fria. 
b) I. quente, II. fria, III. quente. 
c) I. fria. II. fria, III. fria. 
d) I. quente, II. quente, III. Fria. 
e) I. quente, II. quente, III. quente. 
É a equação química que indica... 
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ 
(25°C , 1 atm) 
... a variação de entalpia da reação. 
... os estados físicos das substâncias. 
... as condições de temperatura e pressão. 
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES 
QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS 
1 H2 (g) + 1/2 O2 (g) 1 H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ 
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ 
ESTADO ALOTRÓPICO 
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ 
C(diamante) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 395,0 KJ 
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES 
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES E DOS PRODUTOS 
 H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( s ) ∆H = – 293 KJ 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ∆H = – 286 KJ 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( v ) ∆H = – 243 KJ 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) 
H2O ( v ) 
H2O ( l ) 
H2O ( s ) 
∆H = – 243 KJ 
∆H = – 286 KJ 
∆H = – 293 KJ 
GRAFICAMENTE 
Observações: 
Se a equação termoquímica 
em um sentido for endotérmica, no sentido contrário 
será exotérmica 
Quando não citamos os valores 
da pressão e da temperatura é porque correspondem 
as condições ambientes 
01) Considere a reação representada pela equação termoquímica: 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 22 kcal 
São feitas as seguintes afirmações: 
I. A quantidade de energia liberada será maior se o produto 
 obtido for dois mols de NH3 no estado líquido. 
V 
II. A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal. 
III. A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol. 
Quaissão corretas? 
a) apenas I. 
b) apenas I e II. 
c) apenas I e III. 
d) apenas II e III. 
e) I, II e III. 
A energia liberada aumenta no sentido: 
 GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO 
2 x 17 g absorve 22 kcal 
 6,8 g absorve x kcal 
Então “ x = 4,4 kcal 
V 
a formação de 2 mol libera 22 kcal 
a formação de 1 mol libera 11 kcal 
V 
ESTADO PADRÃO DOS ELEMENTOS 
E DOS COMPOSTOS QUÍMICOS 
Um elemento químico ou composto se encontra no 
ESTADO PADRÃO 
quando se apresenta em seu estado 
 (físico, alotrópico ou cristalino) 
mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão 
C(grafite) O2(g) CO2(g) H2O ( l ) 
Quando a substância é SIMPLES 
e se encontra no estado padrão sua entalpia será igual a 
ZERO 
Assim, no estado padrão, terão entalpias iguais a ZERO 
Carbono grafite 
Oxigênio 
Fósforo vermelho 
Enxofre rômbico 
Nitrogênio (N2) 
Prata (Ag) 
ENTALPIA – PADRÃO DE FORMAÇÃO 
... com todas as espécies no estado padrão 
É a variação de entalpia envolvida ... 
... na formação de 1 mol de uma determinada substância 
... a partir das substâncias simples correspondentes 
H
2
 (g) + 1/2 O
2
 (g) H
2
O ( l ) ∆H = – 286 kj 
N
2
(g) + H
2
(g) NH
3
(g) ∆H = – 11 kj 
2 
1 
2 
3 
Podemos calcular a variação de entalpia de uma reação 
a partir das entalpias de formação das substâncias que 
participam da reação pela fórmula: 
ΔH = H final – H inicial 
3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al
2
O
3
 (s) 
Entalpias de formação: Al
2
O
3
(s) = – 1670 kj/mol 
 MgO(s) = – 604 kj/mol 
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] 
ΔH = (– 1670) – (– 1812) 
ΔH = – 1670 + 1812 
ΔH = + 142 kJ 
01) Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o H 
de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H da reação 
abaixo será: 
2 FeO + 1/2 O2  Fe2O3 
ΔH = H final – H inicial 
ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)] 
a) – 68,4 kcal/mol. 
b) + 68,4 kcal/mol. 
c) – 132,5 kcal/mol. 
d) + 132,5 kcal/mol. 
e) – 260,5 kcal/mol 
ΔH = (– 196,5) – (– 128,04) 
ΔH = – 196,5 + 128,04 
ΔH = – 68,42 kcal 
02) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada: 
A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a: 
Entalpias de formação em kj/mol, 
CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = – 108. 
CH4 (g) + H2O (V)  CO (g) + 3 H2 (g) 
a) + 254 kj. 
b) – 127 kj. 
c) – 479 kj. 
d) + 508 kj. 
e) – 254 kj. 
ΔH = H final – H inicial 
ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 287)] 
ΔH = (– 108) – [– 75 – 287] 
ΔH = (– 108) – (– 362) 
ΔH = – 108 + 362 
ΔH = 254 kj 
03)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos, 
C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O (l) 
Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2H2 (g) ) 
 ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g) ) 
 ΔH = – 285,5 kj/mol (H2O (l) ) 
Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C2H2, 
em kj/mol. 
a) + 1298,6. 
b) – 1298,6. 
c) – 905,3. 
d) + 905,3. 
e) – 625,8. 
ΔH = H final – H inicial 
ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)] 
ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5 
ΔH = – 1298,6 kj/mol 
É a energia liberada na combustão completa 
de 1 mol de uma determinada substância, 
com todas as substâncias envolvidas 
na combustão, no estado padrão 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 68 KJ 
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ 
01) O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal. 
 Quando 80 g de metano são queimados, a energia liberada é: 
Dados: C = 12 u.; H = 1 u 
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O 
a) 1060 Kcal. 
b) 530 Kcal. 
c) 265 Kcal. 
d) 140 Kcal. 
e) 106 Kcal. 
1 mol de CH4 212 kcal 
80 g de CH4 
libera 
x kcal 
16 g de CH4 
libera 
CH4 : 12 + 4 x 1 = 16 g 
212 
80 x 
16 
= 16 x x = 212 x 80 
x = 
16960 
16 
x = 1060 kcal 
É a energia envolvida (absorvida) 
na quebra de 1 mol de determinada ligação química, 
supondo todas no estado gasoso, a 25°C e 1 atm 
A quebra de ligações será sempre um processo 
ENDOTÉRMICO 
H – H (g) 2 H (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol 
01) São dadas as seguintes energias de ligação: 
Ligação Energia (kj/mol) 
H – Cl 
H – F 
Cl – Cl 
F – F 
431,8 
563,2 
242,6 
153,1 
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem 
variação de entalpia, em kj, da ordem de: 
2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g) 
Ligação Energia (kj/mol) 
a) – 584,9, sendo endotérmica. 
b) – 352,3, sendo exotérmica. 
c) – 220,9, sendo endotérmica. 
d) + 220,9, sendo exotérmica. 
e) + 352,3, sendo endotérmica. 
2 H – Cl + F – F  2 H – F + Cl – Cl 
2 X 431,8 + 1 X 153,1 
863,6 + 153,1 
+ 1016,7 
2 X 563,2 + 1 X 242,6 
1126,4 + 242,6 
– 1369 
ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj 
02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da 
 reação seguinte: 
3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2 
N – H 93 kcal/mol 
H – Cl 103 kcal/mol 
N N 225 kcal/mol 
Cl – Cl 58 kcal/mol 
 
Cl – Cl 3 + 2 N – H 
H 
H 
H – Cl 6 
3 x 
174 + 558 
+ N N  
58 + 93 6 x 
+ 732 kcal 
103 6 x + 225 
618 + 225 
– 843 kcal 
ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal 
03) Na reação representada pela equação abaixo, sabe-se que a 
 energia da ligação C – H é igual a 98,8 kcal/mol. O valor da 
 ligação C = C, em kcal/mol, é: 
 2 C(g) + 4 H(g) ΔH = + 542 kcal/mol 
a) 443,2 kcal/mol. 
b) 146,8 kcal/mol. 
c) 344,4 kcal/mol. 
d) 73,4 kcal/mol. 
e) 293,6 kcal/mol. 
C2H4(g) C = C – H 
H 
H – 
H 4 x 98,8 = 542 + x 
x + 395,2 = 542 
x = 542 – 395,2 
x = + 146,8 kcal 
04)(UNI – RIO) O gás cloro (Cl2) amarelo-esverdeado é altamente tóxico. Ao ser 
 inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando ácido clorídrico 
 (HCl), um ácido forte, capaz de causar graves lesões internas, conforme a 
 seguinte reação: 
 Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl 
 ou 
 Cl2(g) + H2O(g)  HCl(g) + HClO(g) 
Ligação Energia de ligação (kj/mol) 
Cl – Cl 243 
H – O 464 
Ligação Energia de ligação (kj/mol) 
H – Cl 431 
C l – O 205 
 Utilizando os dados constantes na tabela anterior, marque a opção que 
contém o valor correto da variação de entalpia verificada, em kj/mol. 
a) + 104. 
b) + 71. 
c) + 52. 
d) – 71. 
e) – 104. 
Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl 
1 x 243 + 2 x 464 
243 + 928 
+ 1171 kj 
1 x 431 + 1 x 464 + 1 x 205 
431 + 464 + 205 
– 1100 kj 
ΔH = 1171 – 1100 ΔH = + 71 kj/mol 
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ∆H = – 393,3 kj 
CO(g) + 1/2 O2 (g) 
ΔH1 = – 110,3 KJ 
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) 
caminho direto 
ΔH2 = – 283,0 KJ 
Observe que: ΔH1 + ΔH2 = ΔH 
(– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ 
Estas observações foram feitas por 
Germain Henry Hess 
e, ficou conhecida como LEI DE HESS 
As reações químicas 
podem ocorrer em várias etapas, 
porém, verifica-se que sua variação de entalpia depende apenas dos 
estados inicial e final da mesma 
01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess. 
I. O calorde reação depende apenas dos estados inicial e final do processo. 
II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem 
 equações matemáticas. 
III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor 
 da variação de entalpia. 
IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o 
 valor da variação de entalpia depende dos estados intermediários através 
 dos quais o sistema pode passar. 
Conclui-se que: 
a) são verdadeiras as afirmações I e II. 
b) são verdadeiras as afirmações II e III. 
c) são verdadeiras as afirmações I, II e III. 
d) todas são verdadeiras. 
e) todas são falsas. 
V 
V 
V 
F 
02) (EEM – SP) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H2SO4), 
 obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H2S2O7), 
 que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO3). A 
 equação global pode ser representada por: 
S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 (l)  8 H2S2O7 (l) 
As etapas envolvidas no processo são: 
Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum. 
I. S8 (s) + 8 O2 (g)  8 SO2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol 
II. SO2 (g) + 1 /2 O2 (g)  SO3 (g) ΔH = – 100 kj/mol 
III. SO3 (g) + H2SO4 (l)  H2S2O7 (l) ΔH = – 130 kj/mol 
S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 (l)  8 H2S2O7 (l) 
Repetimos a equação ( I ): 
I. S8 (s) + 8 O2 (g)  8 SO2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol 
II. SO2 (g) + 1/2 O2 (g)  SO3 (g) ΔH = – 100 kj/mol 
III. SO3 (g) + H2SO4 (l)  H2S2O7 (l) ΔH = – 130 kj/mol 
S8 (s) + 8 O2 (g)  8 SO2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol 
Multiplicamos a equação ( II ) por “ 8 “ : 
8 SO2 (g) + 4 O2 (g)  8 SO3 (g) ΔH = – 800 kj/mol 
Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ : 
 8 SO3 (g) + 8 H2SO4 (l)  8 H2S2O7 (l) ΔH = – 1040 kj/mol 
Somamos todas as equações: 
S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 (l)  8 H2S2O7 (l) ΔH = – 4215 kj/mol 
03) (Covest – 2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do 
ferro dadas abaixo: 
Fe(s) + O2(g) FeO(s) 
 2 Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) 
ΔH = – 64 kcal 
ΔH = – 196 kcal 
1 
2 
2 
3 
Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação: 
2 FeO(s) + O2(g) Fe2O3(s) 
1 
2 
Devemos inverter e multiplicar por “ 2 ” a primeira equação 
2 FeO(s) 2 Fe(s) + O2(g) ΔH = + 128 kcal 
Devemos repetir a segunda equação Somando as duas equações, teremos: 
2 Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 196 kcal 
2 
3 
2 FeO(s) + 1 
2 
O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 68 kcal 
04) A partir das equações termoquímicas: 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( l ) ΔH = – 286 KJ 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( v ) ΔH = – 242 KJ 
É possível prever que na transformação de 2,0 mols de água 
líquida em vapor d’água haverá: 
a) liberação de 44 kJ. 
b) absorção de 44 kJ. 
c) liberação de 88 kJ. 
d) absorção de 88 kJ. 
e) liberação de 99 kJ. 
Como queremos transformar 
água líquida em vapor d’água, deveremos: 
inverter a primeira equação: 
H2O ( l )  H2 (g) + 1/2 O2 (g) ΔH = + 286 KJ 
repetir a segunda equação: 
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O ( v ) ΔH = – 242 KJ 
somar as duas equações: 
 H2O ( l )  H2O (v) ΔH = + 44 KJ 
Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “ 
05) Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas: 
A + B  C 
D + B  C 
A  D 
ΔH = – 20,5 kcal 
ΔH = – 25,5 kcal 
ΔH = ? kcal 
A variação de entalpia da transformação de A em D será: 
a) – 5,0 kcal 
b) + 5,0 kcal 
c) + 46,0 kcal 
d) – 46,0 kcal 
e) – 0,5 kcal 
A  D ΔH = ? kcal 
A + B  C ΔH = – 20,5 kcal 
C  D + B ΔH = + 25,5 kcal 
A  D ΔH = + 5,0 kcal 
06) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação 
 abaixo: 
3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g) 
Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas: 
1) C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ΔH = – 94,0 kcal 
2) H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) ΔH = – 68,3 kcal 
3) C3H8(g)+ 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = – 531,1 kcal 
3 C(grafite) + 3 O2(g)  3 CO2(g) ΔH = – 282,0 kcal 
4 H2(g) + 2 O2(g)  4 H2O(l) ΔH = – 273,2 kcal 
3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = + 531,1 kcal  C3H8(g)+ 5 O2(g) 
3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g) ΔH = – 24,10 kcal 
07) (Covest-2005) A gasolina, que contém octano como um componente, pode 
 produzir monóxido de carbono, se o fornecimento de ar for restrito. A partir 
 das entalpias padrão de reação para a combustão do octano (1) e do 
 monóxido de carbono (2), obtenha a entalpia padrão de reação, para a 
 combustão incompleta de 1 mol de octano líquido, no ar, que produza 
 monóxido de carbono e água líquida. 
2
2 2
2
2
2
2
2C C
CC
H H8 18O
O
O
OO
O - 10.942 kj=
= - 566,0 kj
 g
 g
 g
 g g
( ) ( )( )
( )
( )
( )( )
 l l1618 25  
 
+
+
+(1)
(2)
1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O 
1 C8H18 + 25/2 O2  8 CO2 + 9 H2O ΔH = – 5471 kj 
8 CO2  8 CO + 4 O2 ΔH = + 2264 kj 
ΔH = – 3207 kj 1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O