Observe os fenmenos abaixo A madeira ao queimar

Observe os fenômenos abaixo: A madeira ao queimar O gelo para fundir LIBERA ABSORVE energia na forma de CALOR O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA

Absorvem calor do 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. EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA 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. sublimação fusão vaporização LÍQUIDO SÓLIDO solidificação GASOSO condensação ressublimação

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) HR HP REAGENTES PRODUTOS ΔH < 0 Caminho da reação

ΔH = H final –H inicial ENTALPIA (H) PRODUTOS HP HR ΔH > 0 REAGENTES Caminho da reação

01) Considere o gráfico a seguir: Kcal C + D 40 25 ΔH = 15 H 40 Pkcal HR – 25 A + B Caminho da reação 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 É correto afirmar que: a) Apenas I é verdadeira. b) Apenas I e II são verdadeiras. c) Apenas I, II e IV são verdadeiras. d) Apenas I, II e III são verdadeiras. e) Apenas III é verdadeira. VERDADEIRA FALSA VERDADEIRA

O calor pode ser representado como parte integrante da reação ou na forma de variação de entalpia

2 NH 3(g) + 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 2 NH 3(g) ΔH = – 92, 2 KJ

01) Reação exotérmica é aquela na qual: V 1 - há liberação de calor. V 2 - há diminuição de energia. V 3 – a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. V 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.

02) Considere o seguinte gráfico: Entalpia (H) A (g) + B (g) 2 AB (g) ΔH caminho da reação De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo. NEGATIVA EXOTÉRMICA "A variação da entalpia é. . . . . ; a reação é. . . LIBERANDO calor” porque se processa. . . . . a) positiva, exotérmica, liberando. b) positiva, endotérmica, absorvendo. c) negativa, endotérmica, absorvendo. d) negativa, exotérmica, liberando. e) negativa, exotérmica, absorvendo.

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. Pág. 327 Ex. 01 I. Ca. O + Si. O 2 (g) Ca. Si. O 3 (s) ΔH = – 89, 5 kj/mol II. NH 4 NO 3 (s) + H 2 O (l) NH 4+ (aq) + NO 3– (aq) ΔH = + 25, 69 kj/mol III. Ca. Cl 2 (s) + H 2 O (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, III. Fria. e) I. quente, III. quente.

QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) 2 H 2 (g) + O 2 (g) H 2 O ( l ) 2 H 2 O ( l ) ΔH = – 286 KJ ΔH = – 572 KJ

ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES E DOS PRODUTOS H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( s ) H = – 293 KJ H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) H = – 286 KJ H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( v ) ∆H = – 243 KJ

ENTALPIA H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) 1 2 H 2 O ( v ) ΔH 1 = – 243 KJ H 2 O ( l ) ΔH 2 = – 286 KJ H 2 O ( s ) ΔH 3 = – 293 KJ 3 caminho da reação

ESTADO ALOTRÓPICO C(grafite) + O 2 (g) C(diamante) + O 2 (g) ΔH = – 393, 1 KJ CO 2(g) ΔH = – 395, 0 KJ ENTALPIA C(diamante) + O 2(g) C(grafite) + O 2(g) ΔH = – 395, 0 KJ CO 2(g) ΔH = – 393, 1 KJ caminho da reação

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O ( l ) ΔH = – 572 KJ (25°C , 1 atm) 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

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: N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) ΔH = – 22 kcal São feitas as seguintes afirmações: V I. A quantidade de energia liberada será maior se o produto obtido for dois mols de NH 3 no estado líquido. V II. A decomposição de 6, 8 g de NH 3 gasoso absorve 4, 4 kcal. V III. 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 Então “ x = 4, 4 kcal 6, 8 g absorve x kcal a formação de 2 mol libera 22 kcal a formação de 1 mol libera 11 kcal

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) O 2(g) CO 2(g) H 2 O ( 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 (N 2) Prata (Ag)

É 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 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) 1 N 2(g) + 3 H 2(g) 2 2 NH 3(g) ΔH = – 286 KJ ΔH = – 11 kcal

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: Al 2 O 3(s) = – 1670; Mg. O(s) = – 604. Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da reação representada por: 3 Mg. O (s) + 2 Al (s) 3 Mg (s) + Al 2 O 3 (s) Seu valor é igual a: a) – 1066 kj. b) – 142 kj. ΔH = H final – H inicial ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] c) + 142 kj. ΔH = (– 1670) – (– 1812) d) + 1066 kj. ΔH = – 1670 + 1812 e) + 2274 kj. ΔH = + 142 k. J

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 Fe. O a) – 68, 42 kcal/mol. b) + 68, 42 kcal/mol. + 1/2 O 2 Fe 2 O 3 ΔH = H final – H inicial c) – 132, 5 kcal/mol. ΔH = [ 1 x (– 196, 5) ] – [2 x (– 64, 08)] d) + 132, 5 kcal/mol. ΔH = (– 196, 5) – (– 128, 08) e) – 260, 5 kcal/mol ΔH = – 196, 5 + 128, 08 ΔH = – 68, 42 kcal

03) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada: CH 4 (g) + H 2 O (V) CO (g) + 3 H 2 (g) A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a: Entalpias de formação em kj/mol, CH 4 = – 75; a) + 254 kj. b) – 127 kj. c) – 479 kj. d) + 508 kj. e) – 254 kj. H 2 O = – 287; CO = – 108. 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, C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + H 2 O (l) Dados: ΔH = + 226, 5 kj/mol (C 2 H 2 (g) ) ΔH = – 393, 3 kj/mol (CO 2 (g) ) ΔH = – 285, 5 kj/mol (H 2 O (l) ) Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C 2 H 2, em kj/mol. a) + 1298, 6. ΔH = H final – H inicial b) – 1298, 6. ΔH = [2 x (– 393, 3) + 1 x (– 285, 5) – [ (+ 226, 5)] c) – 905, 3. ΔH = – 786, 6 – 285, 5 – 226, 5 d) + 905, 3. ΔH = – 1298, 6 kj/mol e) – 625, 8.

É a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma determinada substância, com todas as substâncias envolvidas na combustão, no estado padrão H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) C(grafite) + O 2 (g) H 2 O ( l ) CO 2(g) ΔH = – 68 KJ 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 CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O a) 1060 Kcal. b) 530 Kcal. c) 265 Kcal. d) 140 Kcal. e) 106 Kcal. 116 mol de CH CH 44 g de 80 g de CH 4 16 80 = 212 x libera 212 kcal libera 16 x kcal x x = CH 4 : 12 + 4 x 1 = 16 g x = 212 16960 16 x = 1060 kcal x 80

02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C 12 H 22 O 11(s), é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO 2 (g) e H 2 O (l) os únicos produtos da reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔHf = – 394 kj/mol (CO 2(g)) e ΔHf = – 286 kj/mol (H 2 O(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. ___ 1 C 12 H 22 O 11(s) + ___ 12 O 2 (g) ___ 12 CO 2 (g) + ___ 11 H 2 O (l) 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)] – [ ΔHi ] – 5635 = – 4728 – 3146 – ΔHi - ΔHi = - 5635 + 7874 ΔHi = – 2239 kj/mol

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 431, 8 Cl – Cl 242, 6 H–F 563, 2 F–F 153, 1 Com os dados fornecidos é possível prever que a reação 2 2 H HCl – Cl (g) + + FF 2– (g) F 2 2 – F+ Cl + 2 (g) C l – Cl HFH(g) Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de entalpia, em kj, da ordem de: a) – 584, 9, sendotérmica. 2 X 431, 8 + 1 X 153, 1 2 X 563, 2 + 1 X 242, 6 b) + 352, 3, sendotérmica. 863, 6 + 153, 1 1126, 4 + 242, 6 c) – 220, 9, sendotérmica. + 1016, 7 + 1369 d) + 220, 9, sendo exotérmica. e) - 352, 3, sendo exotérmica. ΔH=1369 -1016, 7 = +352, 3 kj

02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da reação seguinte: N–H 3 Cl 2 + 2 NH 3 6 HCl + N 2 93 kcal/mol Nº N 225 kcal/mol H – Cl 103 kcal/mol Cl – Cl 58 kcal/mol H 3 Cl – Cl + 2 3 x 58 + 6 x 93 N–H 6 H – Cl + N º N 6 x 103 + H 225 174 + 558 618 + 225 + 732 kcal – 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: C 2 CH– 4(g)H 2 C(g) + 4 H(g) H– C= H H ΔH = + 542 kcal/mol x + 4 x 98, 8 = 542 a) 443, 2 kcal/mol. x + 395, 2 = 542 b) 146, 8 kcal/mol. x = 542 – 395, 2 c) 344, 4 kcal/mol. x = + 146, 8 kcal d) 73, 4 kcal/mol. e) 293, 6 kcal/mol.

04)(UNI – RIO) O gás cloro (Cl 2) 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 Cl 2(g) + H 2 O(g) HCl(g) + HCl. O(g) Pág. 336 Ex. 04 Ligação Energia de ligação (kj/mol) Cl – Cl 243 H – Cl 431 H–O 464 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 ΔH = 1171 – 1100 1 x 431 + 1 x 464 + 1 x 205 431 + 464 + 205 – 1100 kj ΔH = + 71 kj/mol

C(grafite) + O 2 (g) CO 2(g) C(grafite) + O 2 (g) ΔH = – 393, 3 KJ caminho direto estado inicial CO 2(g) estado final CO(g) + 1/2 O 2 (g) estado intermediário ΔH 1 = – 110, 3 KJ ΔH 2 = – 283, 0 KJ Observe que: ΔH 1 + ΔH 2 = 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. V I. O calor de reação depende apenas dos estados inicial e final do processo. V II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas. V III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor da variação de entalpia. F 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

02) (EEM – SP) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H 2 SO 4), obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H 2 S 2 O 7), que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO 3). A equação global pode ser representada por: S 8 (s) + 12 O 2 (g) + 8 H 2 SO 4 (l) 8 H 2 S 2 O 7 (l) As etapas envolvidas no processo são: I. S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO 2 (g) + 1 /2 O 2 (g) SO 3 (g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO 3 (g) + H 2 SO 4 (l) H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 130 kj/mol Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum.

S 8 (s) + 12 O 2 (g) + 8 H 2 SO 4 (l) 8 H 2 S 2 O 7 (l) I. S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO 2 (g) + 1/2 O 2 (g) SO 3 (g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO 3 (g) + H 2 SO 4 (l) H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 130 kj/mol Repetimos a equação ( I ): Multiplicamos a equação ( II ) por “ 8 “ : Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ : Somamos todas as equações: S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) + 4 O 2 (g) 8 SO 3 (g) ΔH = – 2375 kj/mol ΔH = – 800 kj/mol 8 SO 3 (g) + 8 H 2 SO 4 (l) 8 H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 1040 kj/mol S 8 (s) + 12 O 2 (g) + 8 H 2 SO 4 (l) 8 H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 4215 kj/mol

03) (Covest – 2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas abaixo: 1 O 2(g) 2 2 Fe(s) + 3 O 2(g) 2 Fe(s) + Fe. O(s) ΔH = – 64 kcal Fe 2 O 3(s) ΔH = – 196 kcal Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação: 2 Fe. O(s) + 1 2 O 2(g) Fe 2 O 3(s) Devemos Somando inverter as erepetir multiplicar duas aequações, por “ 2 equação teremos: ” a primeira equação Devemos segunda 2 Fe. O(s) 2 Fe(s) + O 2(g) 3 2 + O 2(g) 1 2 O 2(g) ΔH = + 128 kcal Fe 2 O 3(s) ΔH = - 196 kcal ΔH = - 68 kcal

04) A partir das equações termoquímicas: H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( v ) ΔH = – 286 KJ 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 k. J. Como queremos transformar b) absorção de 44 k. J. água líquida em vapor d’água, deveremos: c) liberação de 88 k. J. inverter a primeira equação: d) absorção de 88 k. J. repetir a segunda equação: somar as duas equações: e) liberação de 99 k. J. H 2 O ( l ) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) H 2 O ( v ) H 2 O (v) ΔH = + 286 KJ ΔH = – 242 KJ ΔH = + 44 KJ Para 2, 0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “

05) Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas: A+B C ΔH = – 20, 5 kcal D+B C ΔH = – 25, 5 kcal ΔH = ? kcal A D A variação de entalpia da transformação de A em D será: a) – 5, 0 kcal A D ΔH = ? kcal b) + 5, 0 kcal c) + 46, 0 kcal A + B C ΔH = – 20, 5 kcal d) – 46, 0 kcal C D + B ΔH = + 25, 5 kcal e) – 0, 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 H 2(g) C 3 H 8(g) Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas: 1) C(grafite) + O 2(g) CO 2(g) ΔH = – 94, 0 kcal 2) H 2(g) + 1/2 O 2(g) H 2 O(l) ΔH = – 68, 3 kcal 3) C 3 H 8(g)+ 5 O 2(g) 3 CO 2(g) + 4 H 2 O(l) ΔH = – 531, 1 kcal 3 C(grafite) + 3 O 2(g) 3 CO 2(g) ΔH = – 282, 0 kcal 4 H 2(g) + 2 O 2(g) ΔH = – 273, 2 kcal 4 H 2 O(l) 3 CO 2(g) + 4 H 2 O(l) C 3 H 8(g)+ 5 O 2(g) ΔH = + 531, 1 kcal 3 C(grafite) + 4 H 2(g) ΔH = – 24, 10 kcal C 3 H 8(g)

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 C 8 H 18 + 17/2 O 2 8 CO + 9 H 2 O 1 C 8 H 18 + 25/2 O 2 8 CO 2 + 9 H 2 O ΔH = – 5471 kj 8 CO 2 8 CO + 4 O 2 ΔH = + 2264 kj 1 C 8 H 18 + 17/2 O 2 8 CO + 9 H 2 O ΔH = – 3207 kj