termoquimica

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TERMOQUÍMICA
É a parte da Química que estuda as variações de energia que acompanham as reações químicas.
Observe os fenômenos abaixo:
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
Os fenômenos quanto ao calor envolvido
podem ser classificados em
ENDOTÉRMICOS
Absorvem calor do
meio ambiente
EXOTÉRMICOS
Liberam calor para o
meio ambiente
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) 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:
I e II são exotérmicos.
I é exotérmico e II é endotérmico.
I é endotérmico e II é exotérmico.
I é isotérmico e II é exotérmico.
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
Nos processos EXOTÉRMICOS 
ENTALPIA (H)
Caminho da reação
REAGENTES
PRODUTOS
ΔH < 0
ΔH = H final – H inicial
HR
HP
Nos processos ENDOTÉRMICOS 
ENTALPIA (H)
Caminho da reação
REAGENTES
PRODUTOS
ΔH > 0
ΔH = H final – H inicial
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
O calor pode ser representado
como parte integrante da reação
ou
na forma de variação de entalpia
REPRESENTAÇÃO DO CALOR
ENVOLVIDO NUMA REAÇÃO
2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g)
ENDOTÉRMICO
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) 
ΔH = + 92,2 KJ
EXOTÉRMICO
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
ΔH = – 92,2 KJ
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)  Ca2+(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.
I. fria, II. quente, III. Fria.
I. quente, II. fria, III. quente.
I. fria. II. fria, III. fria.
I. quente, II. quente, III. Fria.
I. quente, II. quente, III. quente.
FATORES QUE INFLUEM NAS
ENTALPIAS DAS REAÇÕES
QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l )
ΔH = – 286 KJ
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) 
ΔH = – 572 KJ
ESTADO FÍSICO DOS 
REAGENTES E DOS PRODUTOS
FATORES QUE INFLUEM NAS ENTALPIAS DAS REAÇÕES
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
H2O ( s )
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( l )
H2O ( v )
ΔH3 = – 293 KJ
ΔH2 = – 286 KJ
ΔH1 = – 243 KJ
1
2
3
GRAFICAMENTE
ENTALPIA
caminho da reação
FATORES QUE INFLUEM NAS ENTALPIAS DAS REAÇÕES
ESTADO ALOTRÓPICO
C(grafite) + O2 (g) CO2(g)
ΔH = – 393,1KJ
C(diamante) + O2 (g) CO2(g)
ΔH = – 395,0KJ
ENTALPIA
caminho da reação
C(grafite) + O2(g)
C(diamante) + O2(g)
CO2(g)
ΔH = – 393,1 KJ
ΔH = – 395,0 KJ
É a equação química que indica a variação de entalpia da reação,
os estados físicos das substâncias 
e as condições de temperatura e pressão 
em que a mesma se processa 
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ
(25°C , 1 atm)
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:
A quantidade de energia liberada será maior se o produto 
 obtido for dois mols de NH3 no estado líquido. 
V
A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal. 
 A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol. 
Quais são 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 OU CALOR DE FORMAÇÃOÉ a variação de entalpia envolvida 
na formação de 1 mol da substância, a partir
das substâncias simples correspondentes,
com todas as espécies no estado padrão 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l )
ΔH = – 286 KJ
N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) 
ΔH = – 11 kcal
2
2
1
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
01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol:
 Al2O3(s) = – 1670; MgO(s) = – 604.
 Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da
 reação representada por:
3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s)
Seu valor é igual a:
– 1066 kj.
– 142 kj.
+ 142 kj.
+ 1066 kj.
+ 2274 kj.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] 
ΔH = (– 1670) – (– 1812) 
ΔH = – 1670 + 1812 
ΔH = + 142 kJ 
02) 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
03) 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
04)(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
ENTALPIA OU CALOR DE COMBUSTÃO
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
02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C12H22O11(s), 
 é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO2 (g) e H2O (l) os únicos produtos da
 reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔHf = – 394 kj/mol (CO2(g)) e 
 ΔHf = – 286 kj/mol (H2O(l)), responda às seguintes questões.
a) A reação de combustão da sacarose é exotérmica ou endotérmica?
EXOTÉRMICA
b) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão da
 sacarose sólida.
___ C12H22O11(s) + ___ O2 (g)  ___ CO2 (g) + ___ H2O (l)
1
12
12
11
c) Calcule a entalpia de formação da sacarose sólida, a 25ºC e 1 atm. 
ΔH = H final – H inicial
– 5635 = [12 x (– 394) + 11 x (– 286)] – [ ΔHf ]
– 5635 = – 4728 – 3146 – ΔHf 
ΔHf = 5635 – 7874
ΔHf = – 2239 kj/mol
ENERGIA DE LIGAÇÃO
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
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
Rompe
Forma
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
º 
Cl – Cl 
3 
+
2 
N – H 
H
H
H – Cl 
6
3 x
174 + 558 
+
N N 
º
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
Cl– 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)
ΔH = – 393,3 KJ
C(grafite) + O2 (g) 
ΔH2 = – 283,0 KJ
caminho direto
CO2(g)
ΔH1 = – 110,3 KJ
estado inicial
estado final
CO(g) + 1/2 O2 (g) 
estado intermediário
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.
 O calor de 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:
– 5,0 kcal
+ 5,0 kcal
+ 46,0 kcal
– 46,0 kcal
– 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.
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