caderno de exercícios 6

Prévia do material em texto

CADERNO DE EXERCÍCIOS QUÍMICA GERAL 
AULA TEÓRICA 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Dra. Ana Carolina Tedeschi Gomes Abrantes 
EXERCÍCIOS AULA 6 DE QUÍMICA GERAL 
 
CONVERSA INICIAL 
Neste caderno de exercícios serão apresentados exercícios resolvidos passo a passo, visando uma maior sedimentação 
dos conteúdos abordados na Aula Teórica 6 da Rota de Estudos. 
Trataremos tanto dos conceitos da Disciplina de forma aplicada, quanto de conhecimentos básicos necessários as 
resoluções dos exercícios, conceitos esses que, embora não façam parte da disciplina, são vistos em outras disciplinas 
do Curso. 
Com isso acreditamos estar complementando o Material da Rota de Estudo, visando melhorar o desempenho do 
discente no que concerne ao aprendizado do conteúdo e a aplicação de conceitos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
1) A combustão do H2S produz água e SO2 conforme a equação abaixo: 
H2S(g) + 3/2 O2 (g)  SO2 (g) + H2O(g) 
Conhecendo as entalpias de formação das substâncias envolvidas (abaixo), informe se a reação é endotérmica ou 
exotérmica e a quantidade de energia consumida ou liberada prela reação. 
 Substância H0f (kJ/mol) 
 H2S(g) -20,16 
 O2(g) +142,35 
 SO2(g) -297,09 
 H2O(g) -241,99 
 
O cálculo da energia consumida ou liberada é realizado somando-se as energias contidas nos reagentes (1), depois as 
nos produtos (2) e, então, subtraindo a energia dos reagentes da dos produtos (3). Ou seja: 
(1) Hreag = HH2S + HO2 
(2) Hprod = HSO2 + HH2O 
(3) H = Hprod - Hreag 
Deve-se atentar que as energias das substâncias devem ser proporcionais aos seus respectivos coeficientes de 
balanceamento estequiométrico e que as energias de formação são fornecidas para 1 mol de cada substância. 
Somando-se as parcelas de energia dos reagentes e dos produtos temos: 
(1) Hreag = HH2S + HO2 = 1 mol * (-20,16 kJ/mol) + 1,5 mol * 142,35 kJ/mol = (-20,16 + 213,52) kJ = 193,36 kJ 
(2) Hprod = HSO2 + HH2O = 1 mol * (-297,09 kJ/mol) + 1 mol * (-241,99 kJ/mol) = - 539,08 kJ 
Resultando no balanço energético: 
(3) H = Hprod - Hreag = -539,08 - 193,36 = -732,44 kJ 
O sinal negativo indica que o calor foi liberado, ou seja, esta reação é exotérmica, e a quantidade de energia 
liberada é de 732,44 kJ. 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
2) A combustão do H2S produz água e SO2 conforme a equação abaixo: 
H2S(g) + 3/2 O2 (g)  SO2 (g) + H2O(g) 
Conhecendo as reações termoquímicas abaixo, informe se a reação é endotérmica ou exotérmica e a quantidade de 
energia consumida ou liberada prela reação. 
H2(g) + S(s) → H2S(g) H = -21 kJ 
S(s) + O2(g) → SO2(g) H = -297 kJ 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) H = -242 kJ 
 
Neste problema, será necessário manipularmos as reações termoquímica para que, fazendo a somatória delas, elas 
representem a reação de interesse. 
A primeira coisa a se fazer é verificar se as reações e os produtos da reação principal encontram-se na mesma situação 
nas reações termoquímicas. 
 H2S: está como reagente na reação principal e produto na primeira reação termoquímica. Então, será 
necessário inverter a 1ª reação termoquímica é o sinal do seu H. 
H2S(g) → H2(g) + S(s) H = + 21 kJ 
 O2: Encontra-se como reagente na reação principal e também como reagente na segunda e na terceira reação 
termoquímica. Portanto, não é necessário modifica-las. 
 SO2: Encontra-se como produto na reação principal e como produto na segunda reação termoquímica. 
Portanto, não é necessário modifica-la. 
 H2O: Encontra-se como produto na reação principal e como produto na segunda reação termoquímica. 
Portanto, não é necessário modifica-la. 
 
Temos, assim o conjunto de reações termoquímicas nas direções corretas. 
H2S(g) → H2(g) + S(s) H = + 21 kJ 
S(s) + O2(g) → SO2(g) H = -297 kJ 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) H = -242 kJ 
O próximo passo, é fazer a somatória das reações, cortando as substâncias que aparecem nos reagentes e nos 
produtos. O resultado é: 
H2S(g) + 3/2 O2 (g)  SO2 (g) + H2O(g) 
H = + 21 -297 -242 = - 518 kJ 
O sinal negativo indica que o calor foi liberado, ou seja, esta reação é exotérmica, e a quantidade de energia 
liberada é de 518 kJ. 
 
 
 
5 
3) Com base no diagrama de entalpia abaixo, calcule o △H da reação: 4 NH₃(g)+5 O₂(g) → 4 NO(g)+6 H₂O(l). 
 
 
Ao se deparar com um problema que envolve diagrama de entalpia, é necessário entendê-lo primeiro. 
 Na linha de entalpia igual a zero, constam as substâncias nos seus estados mais simples. 
 As substâncias que estão com entalpia mais positiva necessitam de energia para serem formadas (reações 
endotérmicas). 
 As substâncias que estão com entalpia mais negativa liberam energia para serem formadas (reações 
exotérmicas). 
 
O problema solicita a variação de entalpia na reação 4 NH₃(g)+5 O₂(g) → 4 NO(g)+6 H₂O(l). 
4 NH₃(g)+5 O₂(g) são os reagentes e a entalpia contida é de -184,4 kJ. 
4 NO(g)+6 H₂O(l) são os produtos e a entalpia contida é de -1354 kJ. 
 
A variação de entalpia é obtida da seguinte forma: 
H = Hprodutos – Hreagente 
H = -1354 – (-184,4) 
H = - 1169,6 kJ 
Este resultado indica que nesta reação são liberados 1169,6 kJ de energia, sendo uma reação exotérmica. 
 
 
 
 
 
 
6 
4) “Produzido através da fermentação de amido e de outros açúcares, em especial da cana-de-açúcar, o etanol, 
também chamado de álcool etílico, é um biocombustível altamente inflamável e incolor, sendo muito utilizado em 
automóveis.” (http://brasilescola.uol.com.br/geografia/etanol.htm) 
Considerando as energias de ligação listadas abaixo, calcule a energia liberada em um mol de etanol: 
C2H6O(l)+ 3O2 → 2 CO2(g) + 3 H2O 
 
Fonte: http://educacao.globo.com/quimica/assunto/termoquimica/entalpia-e-suas-particularidades.html 
 
Neste tipo de exercício, é necessário conhecer primeiro todas as ligações existentes entre os átomos das substâncias 
envolvidas na reação. As representações moleculares com as ligações ajudam neste processo: 
 
 
 
 etanol gás oxigênio dióxido de carbono água 
 
Para cada substância verificamos que a molécula possui: 
 
etanol gás oxigênio dióxido de carbono água 5 ligações C-H 1 ligação C-C 1 ligação C-O 1 ligação O-H 
1 ligação O=O 2 ligações C=O 2 ligações O-H 
 
 
 
7 
Para o cálculo da variação de energia em uma reação, primeiro precisamos calcular a energia que está contida em 
cada substância (por mol): 
 
etanol gás oxigênio dióxido de carbono água C-H: 5 * 412,9 = 2064,5 kJ C-C: 347,8 kJ C-O: 357,4 kJ O-H: 462,3 KJ 
Total: 3232 kJ 
O=O: 497,8 kJ C=O: 2 * 744 = 1488 kJ O-H: 2 * 462,3 = 924,6 kJ 
 
Com estes valores devemos calcular a energia contida nos reagentes e nos produtos somando a energia das 
substâncias envolvidas. Para isso, devemos considerar a quantidade de mols existentes para cada substância em 
função do balanceamento da equação. 
Vale ressaltar que o valor indicado na lista é a energia contida na ligação e se quisermos quebrá-la, como no caso dos 
reagentes, será necessário fornecer esta energia num processo endotérmico (sinal positivo). Em contrapartida, na 
formação dos produtos, novas ligações são formadas com liberação de energia (processo exotérmico). Neste caso 
devemos considerar o valor com o sinal negativo. Assim: 
Reagentes: C2H6O(l)+ 3O2 
Hreagentes = 3232 + 3*497,8 = 4725,4 kJ 
Produtos: 2 CO2(g) + 3 H2O 
Hprodutos = -(2*1488 + 3*924,6 = 2976 + 2773,8) = - 5749,8 kJ 
 
A energia liberada na combustão do etanol, então, é obtida somando-se a energia consumida pelos reagentes e 
liberada pelos produtos: 
H = Hreagentes + Hprodutos 
H = 4725,4 – 5749,8 = -1024,4 kJ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
5) A variação de entalpia (ΔH) é uma grandeza relacionada à variação de energia que depende apenas dos estados 
inicial e final deuma reação. Analise as seguintes equações químicas: 
I- C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔHº = –2220 kJ 
II- C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔHº = –394 kJ 
III- H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔHº = –286 kJ 
Ante o exposto, determine a equação global de formação do gás propano e calcule o valor da variação de entalpia do 
processo. 
 
A questão fornece três reações com o valor de ΔH, indicando que envolve a LEI DE HESS. Precisamos montar apenas a 
reação principal, que de acordo com o texto é de formação do propano. Lembrando: Na entalpia de formação, sempre 
vai formar um mol da substância, a partir de suas substâncias simples. 
 
3 C(grafite) + 4 H2(g) → C3H8(g) ΔHº = ? 
 
Encontramos o carbono grafite na 2º equação e na mesma posição (reagente). Só que na principal temos 3 mols de 
carbono grafite, isto indica que temos que manter e multiplicar a equação II por três, incluindo o ΔH. 
II- MANTER (X3): 3 C(grafite) + 3 O2(g) → 3 CO2(g) 
ΔHº = 3 x (–394 kJ) = –1182 kJ 
 
Encontramos o gás hidrogênio na 3º equação e na mesma posição (reagente). Só que na principal temos 4 mols de gás 
hidrogênio, isto indica que temos que manter e multiplicar a equação III por quatro, incluindo o ΔH. 
III- MANTER (X4): 4 H2(g) + 2 O2(g) → 4 H2O(l) 
ΔHº = 4 x (–286 kJ) = –1144 kJ 
 
Encontramos o gás propano na 1º equação e na posição de reagente e na principal o gás propano é produto. Portanto, 
temos que inverter a reação, incluindo o sinal do ΔH. 
I-INVERTER: 3 CO2(g) + 4 H2O(l) → C3H8(g) + 5 O2(g) 
ΔHº = +2220 kJ 
 
Após cortar as substâncias entre reagentes e produtos, somamos os valores de ΔH e encontramos a resposta da 
questão: 
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 = - 1182 + (- 1144) + 2220 = –106 kJ