Lista de exercícios - 2 ano

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Lista de exercícios - Lei de Hess e energia de ligação
· Lei de Hess
1. Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:
N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g)  ∆H1 = +67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g)  ∆H2 = +9,6 kJ
Encontre variação de entalpia do No2 (2 NO2(g) → 1 N2O4(g))  será igual a: 
a) –58,0 kJ 
b) +58,0 kJ 
c) –77,2 kJ 
d) +77,2 kJ 
2. Utilizando as equações termoquímicas abaixo
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ΔH = 131,3 kj mol-1
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = - 283,0 kj mol-1
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = - 241,8 kj mol-1
C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = - 74,8 kj mol-1
Qual o valor de entalpia da equação a seguir?
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
a) -704,6
b) -725,4
c) -802,3
d) -524,8
· Energia de Ligação
3. Abaixo temos a equação que representa essa síntese da amônia (NH3)
Veja o valor das energias de ligação entre os átomos:
Determine a entalpia de formação de 1 mol de amônia.
a) –78 kJ/mol.
b) –44 kJ/mol.
c) +54 kJ/mol.
d) +98 kJ/mol.
4. 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 energia de ligação C ═ C, em kcal/mol, é:
C2H4(g) → 2 C(g) + 4 H(g)           ∆H = 542 kcal/mol
a) 443,2 kJ/mol.
b) 146,8 kJ/mol.
c) 3444,4 kJ/mol.
d) 73,4 kJ/mol.
Gabarito 
1. Inverter a primeira equação. Isso porque o NO2(g) precisa passar para o lado dos reagentes, conforme a equação global. Lembre-se que ao inverter a reação o ∆H1 também inverte o sinal, passando para negativo. A segunda equação é conservada.
2 NO2(g) → N2(g) + 2 O2(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Passo 2: Observe que N2(g) aparece nos produtos e reagentes e o mesmo acontece com 2 mol de O2(g).
2 NO2(g) → N2(g)+ 2 O2(g)∆H1 = - 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Assim, eles podem ser cancelados resultando na seguinte equação:2 NO2(g) → N2O4(g).
Passo 3: Você pode observar que chegamos a equação global. Agora devemos somar as equações.
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = - 58 kJ Alternativa A
Pelo valor negativo de ∆H também sabemos que trata-se de uma reação exotérmica, com liberação de calor.
2. letra c) -802,3
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ΔH = 131,3 kj mol-1 (manter)
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = -283,0 kj mol-1 (manter)
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = -241,8 kj mol-1 (multiplicar por 3)
C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = -74,8 kj mol-1 (inverter)
assim:
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ΔH = 131,3 kj mol-1
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = -283,0 kj mol-1
3H2(g) + 3/2 O2(g) → 3H2O (g) ΔH = -3*241,8 kJ = -725,4
CH4(g) → C(s) + 2H2(g) ΔH = +74,8 kj mol-1
------------------------------------------------------------------------------ somando
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
ΔH total = +131,3 kJ - 283,0 − 725,4 kJ + 74,8 kJ
ΔH total = +206,1 - 1008,4 => ΔH total = -802,3kj
3. Letra b). 
1º Passo: Escrever a equação representando a fórmula estrutural de cada um dos participantes da equação:
2º Passo: Calcular a energia total das ligações nos reagentes. Para isso, devemos multiplicar o valor da energia da ligação pelo coeficiente estequiométrico na equação e pelo número de vezes que ela se repete na estrutura. Por fim, basta somar os valores.
Hreagentes = 1.(N≡N) + 3. (H-H)  1.(944) + 3.(436)  H= 944 + 1308 = 2252 J.mol-1
3º Passo: Calcular a energia total das ligações nos produtos. Para isso, devemos multiplicar o valor da energia da ligação entre os átomos envolvidos pelo coeficiente estequiométrico na equação e pelo número de vezes que ela se repete na estrutura. Por fim, basta somar os valores.
Hprodutos = 6.(N-H)  6.(390)  Hprodutos = 2340 KJ.mol-1
Nos produtos, a energia é sempre liberada, logo, Hprodutos = - 2340 KJ.mol-1.
4º Passo: Utilizar os valores encontrados para reagentes e produtos na seguinte fórmula:
ΔH = Hprodutos + Hreagentes ΔH = - 2340 + 2252  ΔH = - 88 KJ.mol-1
5º Passo: Como o exercício pede a entalpia de formação de 1 mol de NH3 e, na equação, temos 2 mol, devemos dividir o valor encontrado por dois:
ΔH = - 88 ΔH = - 44 KJ.mol-1 
         2
4. Alternativa “b”.
A estrutura da substância C2H4(g) é:        H   H
                                                              │   │
                                                         H ─ C ═ C ─ H
Para formar o carbono e o hidrogênio atômicos é necessário romper 4 ligações C ─ H  e uma C ═ C.
Como nenhuma ligação é formada na reação fornecida, a entalpia da reação é igual à energia absorvida no rompimento das ligações da molécula de C2H4:
∆H = energia de ligação em C2H4 = 542 kcal/mol
4 mol de ligações H ─ C = 4 . 98,8 kcal/mol
1 mol de ligações C ═ C: x
∆H = 4 . 98,8 + x  542 = 395,2 + x  x = 542 – 395,2  x = 146,8 kcal/mol