3ª Lista de Exercícios – Química Geral (QUI003)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS – UFMG 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS – ICEx 
Departamento de Química – Setor de Química Inorgânica 
3ª Lista de Exercícios – Química Geral B (QUI003) 
 
 
Questão 01. O acetileno, C2H2, é um gás usado frequentemente em soldas. Dadas as equações 
termoquímicas abaixo, calcule o valor do H0f para esse composto. 
 
a. CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) H
0 = ‒ 65,3 kJ 
b. CaO(s) + 3 C(s) → CaC2(s) + CO(g) H
0 = + 462,3 kJ 
c. CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) H
0 = + 178 kJ 
d. CaC2(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(s) + C2H2(g) H
0 = ‒ 126 kJ 
e. 2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g) H
0 = ‒ 220 kJ 
f. 2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g) H
0 = + 572 kJ 
 
Questão 02. O etanol, C2H5OH, é um líquido utilizado como combustível. (a) Escreva a equação 
química referente à combustão completa desse composto. (b) Considerando os dados contidos no 
quadro abaixo, determine a energia liberada pela queima total de 3,78 L de etanol. A densidade 
desse álcool é 0,787 g mL-1. 
 
Composto H0f (kJ mol
-1) 
C2H5OH(l)  277,63 
H2O(l)  285,90 
CO2(g)  393,50 
 
Questão 03. Calcule a variação de entalpia para a reação de formação do clorofórmio (CHCl3), a 
partir de cloro e metano, conforme representado na equação abaixo. 
 
CH4(g) + 3 Cl2(g) → 3 HCl(g) + CHCl3(l) 
 
Considere as seguintes informações: 
 
a. CH4(g) + 2 O2(g) → 2 H2O(l) + CO2(g) ∆H
0
r = ‒ 890,4 kJ mol
-1 
b. HCl(g) → ½ H2(g) + ½ Cl2(g) ∆H
0
r = + 184,6 kJ mol
-1 
c. Entalpia de formação do CO2(g) a partir de C(grafite) ∆Hºf = ‒ 393,5 kJ mol
-1 
d. Entalpia de formação da H2O(l) ∆Hºf = ‒ 285,8 kJ mol
-1 
e. Entalpia de formação do CHCl3(l) ∆Hºf = ‒ 134,5 kJ mol
-1 
 
Questão 04. O quê significa, em termos fenomenológicos, dizer que uma substância A tem calor 
específico maior do que o de uma substância B? Compare as elevações de temperatura produzidas 
pela mesma quantidade de calor fornecida para massas iguais de A e B. Compare as quantidades de 
calor necessárias para produzir a mesma elevação de temperatura em massas iguais de A e B. 
Compare as massas de A e B que sofrem a mesma elevação de temperatura quando recebem a 
mesma quantidade de calor. 
 
Questão 05. Escreva a equação química que representa a entalpia padrão de formação de cada 
uma das seguintes substâncias: 
 
a) NaOH(s) b) CaCO3(s) c) MgO(s) d) BaF2(s) 
 
Questão 06. A entalpia de combustão, H0comb., do ácido oxálico, H2C2O4(s), é de ‒ 246,05 kJ mol
-1. 
Considerando os dados apresentados no quadro a seguir, faça o que se pede. 
 
Substância H0f (kJ mol
-1) 
C(s) 0 
CO2(g) ‒ 393,50 
H2(g) 0 
H2O(l) ‒ 285,90 
O2(g) 0 
H2C2O4(s) ? 
 
a. Escreva a equação química que representa a combustão completa de 1 mol de ácido oxálico. 
b. Escreva a equação química que representa a formação de 1 mol de ácido oxálico a partir das 
substâncias elementares. 
c. Use as informações do quadro e as equações do itens (a) e (b) para determinar o valor de H0f do 
ácido oxálico. 
 
Questão 07. Use os valores de entalpia média de ligação (apresentados no quadro a seguir) para 
determinar a variação de entalpia para cada uma das reações químicas representadas abaixo. 
Explique a tendência, se houver alguma, que existe entre a quantidade de calor envolvida nas 
reações e a extensão na qual o átomo de carbono está ligado ao átomo de oxigênio. 
 
a. C(g) + 2 F2(g) → CF4(g) 
b. CO(g) + 3 F2(g) → CF4(g) + OF2(g) 
c. CO2(g) + 4 F2(g) → CF4(g) + 2 OF2(g) 
 
Ligação Entalpia média de ligação (kJ mol-1) 
FF 155 
CF 485 
CO 358 
CO 799 
CO 1072 
OF 190 
 
Questão 08. O cloreto de alumínio(III) anidro é um sólido produzido industrialmente a partir da 
reação entre alumínio sólido e gás cloro (Cl2). 
 
a) Escreva a equação química que representa a entalpia padrão de formação do cloreto de 
alumínio(III). 
b) Calcule a entalpia padrão de formação do cloreto de alumínio(III) a partir dos dados apresentados 
abaixo. 
 
1. 2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) H
0
r =  1049,0 kJ 
2. HCl(g) → HCl(aq) H0r =  74,800 kJ 
3. H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) H
0
r =  185,00 kJ 
4. AlCl3(s) → AlCl3(aq) H
0
r =  323,00 kJ 
 
 
Questão 09. Durante exercícios físicos, as gorduras reagem com a água para gerar os ácidos 
graxos. Estes então reagem com oxigênio (O2) gasoso para gerar água líquida e dióxido de carbono 
gasoso, esta reação libera energia para o organismo. Um ácido graxo típico é o ácido láurico, 
CH3(CH2)10COOH, que tem o mesmo número de átomos de carbono do carboidrato sacarose, 
C12H22O11. Dados: Massas molares (g mol
-1): C = 12,011, H = 1,0079, O = 15,9994. 
 
a) Considerando que a sacarose reaja com o oxigênio de maneira similar ao ácido láurico, escreva 
equações químicas para a oxidação da sacarose e do ácido láurico. 
b) Determine a massa de sacarose necessária para produzir a mesma energia gerada na oxidação 
de 15,00 g de ácido láurico. Para isso, considere os dados apresentados no quadro abaixo. 
 
Composto ΔHºf (kJ mol
-1) 
CH3(CH2)10COOH(s)  774,60 
C12H22O11(s)  2226,1 
CO2(g)  393,51 
H2O(l)  285,83 
 
c) A partir dos dados obtidos no item anterior (b), por que é mais eficiente armazenar energia na 
forma de gordura do que na forma de carboidratos? 
 
Questão 10. A reação de decomposição da ureia pode gerar hidrazina e monóxido de carbono 
conforme representado na equação abaixo. 
 
C NH2NH2
O
NH2 NH2 + CO(g) (g) (g)
 
 
Considerando os valores apresentados no quadro abaixo (valores de energia de ligação), calcule a 
variação de entalpia (H0r) para a reação representada acima. 
 
Ligação Energia de ligação (kJ mol-1) 
C-N 305 
C-O 360 
C=O 743 
C≡O 1074 
N-N 163 
N-H 388 
 
Questão 11. Um método para obtenção de hidrogênio (H2) gasoso em grande escala compreende a 
realização das reações representadas abaixo (as equações químicas não estão balanceadas). 
 
Etapa 1: SO2(g) + H2O(g) + Br2(g) → H2SO4(l) + HBr(g) 
Etapa 2: H2SO4(l) → H2O(g) + SO2(g) + O2(g) 
Etapa 3: HBr(g) → H2(g) + Br2(g) 
 
a) Com os dados apresentados no quadro a seguir, calcule a variação de entalpia (∆H0r) para cada 
uma das reações representadas. 
 
 
Composto ∆Hºf (kJ mol
-1) 
Br2(g) + 30,90 
SO2(g) ‒ 296,8 
H2O(g) ‒ 241,8 
HBr(g) ‒ 36,30 
H2SO4(l) ‒ 814,0 
 
b) Escreva a equação do processo global e determine a variação de entalpia para esse processo. 
 
Questão 12. O processo Claus para a extração de enxofre do petróleo é realizado em duas etapas, 
conforme representado pelas equações químicas (não balanceadas) abaixo. 
 
Etapa 1: H2S(g) + O2(g)  SO2(g) + H2O(l) 
Etapa 2: H2S(g) + SO2(g)  S(s) + H2O(l) 
 
a) Com os dados apresentados no quadro abaixo, calcule a variação de entalpia (∆H0r) para cada 
uma das reações representadas. 
 
Composto ∆Hºf (kJ mol
-1) 
H2S(g) ‒ 20,63 
SO2(g) ‒ 296,8 
H2O(l) ‒ 285,8 
 
b) Escreva a equação do processo global e determine a variação de entalpia do processo quando 
são gerados 60,00 kg de enxofre. 
c) Indique se o reator no qual ocorre a reação descrita no item anterior deve ser aquecido ou 
resfriado para manter a temperatura do processo constante. 
 
Questão 13. Um método sugerido para a remoção de dióxido de enxofre (SO2) gasoso de chaminés 
de usinas de energia é o seguinte: reação entre o SO2 e sulfeto de hidrogênio (H2S) gasoso, gerando 
enxofre (S) sólido e água no estado gasoso. 
 
a) Escreva uma equação química balanceada querepresente a reação descrita. 
 
b) Com os dados apresentados no quadro abaixo, calcule a variação de entalpia para essa reação, 
considerando que ela aconteça a 298,15 K. Pode-se afirmar que essa reação é espontânea? 
Justifique sua resposta. 
 
Composto ΔHºf (kJ mol
-1) 
SO2(g)  296,83 
H2S(g)  20,630 
S(s) 0 
H2O(g)  241,82 
 
Questão 14. A hidrazina (N2H4) e a 1,1-dimetil-hidrazina (N2H2(CH3)2) reagem espontaneamente com 
o oxigênio, equações 1 e 2 respectivamente, e podem ser usadas como combustíveis de foguetes. 
 
Equação 1: N2H4(l) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(g) 
Equação 2: N2H2(CH3)2(l) + 4 O2(g) → 2 CO2(g) + 4 H2O(g) + N2(g) 
a) Com os dados apresentados no quadro a seguir, determine o valor da entalpia para as duas 
reações. 
Composto ∆Hºf (kJ mol
-1) 
N2H4(l) + 50,6 
N2H2(CH3)2(l) + 48,9 
H2O(g)  241,8 
CO2(g)  393,5 
 
b) Suponha que você seja responsável pela escolha de uma das substâncias para ser usada como 
combustível por um foguete da NASA. A partir dos valores encontrados no item (a), indique qual 
substância você escolheria como combustível. Justifique sua resposta ao item anterior. 
 
Questão 15. A obtenção de ferro a partir do seu minério envolve reações com monóxido de carbono. 
Algumas etapas são representadas abaixo. 
 
Etapa 1: Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) 
Etapa 2: 3 Fe2O3(s) + CO(g) → 2 Fe3O4(s) + CO2(g) 
Etapa 3: Fe3O4(s) + CO(g) → 3 FeO(s) + CO2(g) 
 
a) Com os dados apresentados no quadro, calcule a variação de entalpia (∆Hr) para cada uma das 
reações. 
Composto ∆Hºf (kJ mol
-1) 
Fe(s) 0 
FeO(s)  272,0 
Fe2O3(s)  824,2 
Fe3O4(s)  1118,4 
CO(g)  110,53 
CO2(g)  393,51 
 
b) Considere que a obtenção de ferro possa ser representada por: 
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) 
Determine a variação de entalpia para esse processo. Indique se o processo é ou não espontâneo e 
justifique sua resposta. 
 
Questão 16. Uma reação que está sendo estudada para gerar oxigênio a partir de dióxido de 
carbono tem as duas etapas representadas a seguir (equações não balanceadas): 
 
CO2(g) + H2(g) → C(s) + H2O(l) 
H2O(l) → H2(g) + O2(g) 
 
a) Escreva uma equação termoquímica que representa o processo global de geração de oxigênio. 
b) Qual a variação de entalpia associada com a produção de 45,00 L de oxigênio à 0,800 atm e 300 
K? 
Composto ∆Hºf (kJ mol
-1) 
H2O(l)  285,9 
CO2(g)  393,5 
 
c) O reator deve ser aquecido ou resfriado para manter a temperatura constante? 
Questão 17. Um bloco de alumínio, com massa 100 g, é deixado no interior de um forno até atingir o 
equilíbrio térmico com ele. Então, o bloco é retirado do forno e colocado em contato com uma 
amostra de 4400 g de água, que se encontra a 30 °C. A temperatura de equilíbrio do bloco com a 
amostra de água é de 32°C. Calcule a temperatura do forno considerando nulas as perdas de 
energia para o ambiente. Calor específico (cal g-1 oC-1): água = 1,00 e alumínio = 0,220. 
 
Questão 18. Um corpo com massa de 200 g é feito com uma substância com calor específico de 
0,400 cal g-1 oC-1. 
 
a) Calcule a quantidade de energia que o corpo deve receber para que sua temperatura passe de 5 
°C para 35 °C. 
b) Calcule a quantidade de energia que o corpo deve perder para que sua temperatura diminua 15 
°C. 
 
Questão 19. Em um experimento, 25,00 mL de solução aquosa de NaOH 0,7000 mol L-1 e 25,00 mL 
de solução aquosa de HCl 0,7000 mol L-1, ambos à temperatura de 20,00 ºC, são misturados e 
agitados em um calorímetro cuja capacidade calorífica é de 488,1 J ºC-1. A temperatura da mistura 
subiu para 21,34ºC. Sabe-se que a capacidade calorífica da solução é 4,184 J g-1 oC-1, a massa do 
calorímetro é de 10,00 g e a densidade das soluções é de 1,000 g mL-1. 
 
a) Escreva uma equação química que represente o processo ocorrido. 
b) Calcule a variação de entalpia para a reação de neutralização. 
c) Calcule a variação de entalpia de neutralização, em quilojoules, por mol de HCl consumido. 
 
Questão 20. Uma peça de metal de massa 27,30 g, à temperatura de 98,90 oC, foi colocada em um 
calorímetro que continha 15,00 g de água à temperatura de 22,50 oC. A temperatura final do sistema 
foi de 26,32 oC. Considerando que não ocorreu perda de energia para a vizinhança e que a 
capacidade calorífica da água é 4,184 J g-1 oC-1, calcule a capacidade calorífica específica do metal.