Prof Agamenon Roberto Prof Agamenon Roberto Observe os
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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 Prof. Agamenon Roberto
Absorvem calor do Liberam calor para o meio ambiente Prof. Agamenon Roberto
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 Prof. Agamenon Roberto
ΔH = H final –H inicial ENTALPIA (H) HR HP REAGENTES ΔH < 0 PRODUTOS Caminho da reação Prof. Agamenon Roberto
ΔH = H final –H inicial ENTALPIA (H) PRODUTOS HP ΔH > 0 HR REAGENTES Caminho da reação Prof. Agamenon Roberto
Representação da entalpia nas reações químicas O calor pode ser representado como. . . parte integrante da reação: N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) + 92, 2 KJ exotérmica N 2(g) + 3 H 2(g) endotérmica . . . na forma de variação de entalpia N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) N 2(g) + 3 H 2(g) ΔH = – 92, 2 KJ ΔH = + 92, 2 KJ Prof. Agamenon Roberto
01)(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. Pág. 254 Ex. 04 Prof. Agamenon Roberto
02)(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. Pág. 255 Ex. 08 Prof. Agamenon Roberto
03) (UECE) Observe o esquema. Pág. 259 Ex. 13 De acordo com o esquema apresentado, podemos dizer que esse processo deverá ser: a) endotérmico, com ∆H = – 1870 k. J b) endotérmico e absorver 130 k. J c) exotérmico e liberar 130 k. J d) exotérmico, com ∆H = + 1870 k. J e) exotérmico e absorver 1870 k. J ∆H = 1000 – 870 = + 130 kj Prof. Agamenon Roberto
04) (Ufal) Em nosso cotidiano, ocorrem processos que podem ser endotérmicos ou exotérmicos. Assinale a alternativa que contém apenas processos exotérmicos: a) Formação das nuvens; secagem de roupas; queima de carvão. b) Formação de geada; combustão em motores de automóveis; evaporação da água dos lagos. c) Evaporação da água dos mares; secagem de roupas; explosão de fogos de artifícios. d) Queima de carvão; formação de geada; derretimento de gelo. e) Combustão em motores de automóveis; explosão de fogos de artifícios; formação de geada. Prof. Agamenon Roberto
05) ( Vunesp ) Em uma processos: cozinha, estão ocorrendo os seguintes I. Gás queimando em uma das bocas do fogão e II. Água fervendo em uma panela que se encontra sobre essa boca do fogão. Com relação a esses processos, pode-se afirmar 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. Prof. Agamenon Roberto
06) Quando um mol de etanol (C 2 H 5 OH, álcool comum) passa do estado líquido para o gasoso, ocorre absorção de 43, 5 kj de calor. Represente esse processo por meio de uma equação acompanhada do respectivo valor de ∆H. C 2 H 5 OH (l) C 2 H 5 OH (v) ∆H = + 43, 5 kj Prof. Agamenon Roberto
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA É a equação química que indica. . . a variação de entalpia da reação. . os estados físicos das substâncias. . as condições de temperatura e pressão. 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O ( l ) ΔH = – 572 KJ (25°C , 1 atm) Prof. Agamenon Roberto
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS 1 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) 2 H 2 (g) + O 2 (g) 1 H 2 O ( l ) 2 H 2 O ( l ) ΔH = – 286 KJ ΔH = – 572 KJ ESTADO ALOTRÓPICO C(grafite) + O 2 (g) C(diamante) + O 2 (g) CO 2(g) ΔH = – 393, 1 KJ ΔH = – 395, 0 KJ Prof. Agamenon Roberto
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES 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 Prof. Agamenon Roberto GRAFICAMENTE H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( v ) ∆H = – 243 KJ H 2 O ( l ) ∆H = – 286 KJ H 2 O ( s ) ∆H = – 293 KJ
Operações com uma equação termoquímica N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) ΔH = – 22 kcal Podemos INVERTER uma equação termoquímica: 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) ΔH = + 22 kcal Invertemos o sinal do ΔH
Operações com uma equação termoquímica N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) ΔH = – 22 kcal Podemos MULTIPLICAR ou DIVIDIR uma equação termoquímica: 3 N 2 (g) + 9 H 2 (g) 6 NH 3 (g) Multiplicamos o ΔH ΔH = – 66 kcal
Operações com uma equação termoquímica Podemos SOMAR EQUAÇÕES termoquímicas: N 2 (g) + 2 O 2 (g) 2 NO (g) + O 2 (g) N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) Somamos o ΔH ∆H = + 66 kj/mol ∆H = + 113 kj/mol ∆H = + 179 kj/mol
01)O calor liberado na condensação do vapor de água é, em parte, responsável pelo aquecimento da superfície da nossa pele dentro de uma sauna a vapor. O calor liberado quando 1 mol de H 2 O (g) se transforma em 1 mol de H 2 O (l) (condensação) é, segundo o diagrama a seguir, kj: a) 285, 8. b) 44. H 1 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H = – 241, 8 kj c) 241, 8. d) – 44. e) – 285, 8. H = Hf – Hi H = – 285, 8 kj 1 H 2 O (g) 1 H 2 O (l) H = (– 285, 8) – (– 241, 8) H = – 285, 8 + 241, 8) H = – 44 Pág. 267 Ex. 38 Prof. Agamenon Roberto
02)(UFMS) Considere o gráfico. Assinale a afirmativa correta: Entalpia C (diamante) C (grafite) + O 2 (g) Reação 2 Pág. 268 Ex. 40 Reação 1 Prof. Agamenon Roberto CO 2 (g) Sentido da reação a) b) c) d) A entalpia do C (diamante) é menor que a do C (grafite). O carbono grafite é a forma alotrópica mais estável. A reação 1 é exotérmica, enquanto a 2 é endotérmica. A diminuição da entalpia das reações 1 e 2 indica que houve absorção de calor. e) A variação de entalpia para as duas reações dá um valor positivo.
03) Para a reação S (rômbico) S (monoclínico), o valor da variação de entalpia (em calorias), calculando-se com base no gráfico, é: H (cal) a) – 200. 0 b) + 200. – 20 c) – 100. d) + 100. e) – 50. S (monoclínico) Pág. 268 Ex. 44 Prof. Agamenon Roberto – 40 – 60 – 80 – 100 S (rômbico) – 120 H = Hf – Hi H = (monoclínico) – (rômbico) H = 0 – (– 100) H = + 100
C(grafite) + O 2 (g) CO 2(g) ∆H = – 393, 3 kj caminho direto C(grafite) + O 2 (g) CO 2(g) CO(g) ΔH 1 = – 110, 3 KJ Observe que: ΔH 1 + + 1/2 O 2 (g) ΔH 2 = – 283, 0 KJ ΔH (– 110, 3) + (– 283, 0) = – 393, 3 KJ As reações químicas Estas observações foram feitas por podem. Germain ocorrer Henry em várias etapas, Hess porém, verifica-se que sua variação de entalpia depende apenas dos e, ficou conhecida como LEI DE HESS estados inicial e final da mesma Prof. Agamenon Roberto
01) Considerando os seguintes calores de reação: I. N 2 (g) + 2 O 2 (g) 2 NO 2 (g) ∆H = + 66 kj/mol II. 2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) ∆H = – 113 kj/mol Calcule o calor da reação para o processo: N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) Pág. 272 Ex. 07 ∆H = ? Devemosinverter repetir equação ““ III” ” Somamos as duasaaequações N 2 (g) + 2 O 2 (g) 2 NO (g) + O 2 (g) N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) ∆H = + 66 kj/mol ∆H = + 113 kj/mol ∆H = + 179 kj/mol Prof. Agamenon Roberto
02) Calcule o ∆H da reação: P 4 (s) + 10 Cl 2 (g) 4 PCl 5 (s) ∆H = ? Pág. 272 Ex. 08 Utilizando os seguintes dados: I. P 4 (s) + 6 Cl 2 (g) 4 PCl 3 (l) ∆H = – 1279 kj/mol II. PCl 3 (l) + Cl 2 (g) ∆H = – 124 kj/mol PCl 5 (s) Devemos a equações equação I” Somamos as duas Devemos repetir multiplicar por 4 a“ equação “ II ” P 4 (s) + 6 Cl 2 (g) 4 PCl 3 (l) P 4 (s) + 4 Cl 2 (g) + 10 Cl 2 (g) 4 PCl 3 (l) ∆H = – 1279 kj/mol 4 PCl 5 (s) ∆H = – 496 kj/mol 4 PCl 5 (s) ∆H = – 1775 kj/mol Prof. Agamenon Roberto
03) (Cefet-PR) Considere a seguinte equação: 2 C (graf) + 3 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) C 2 H 6 O (l) Pág. 273 Ex. 13 Com base na lei de Hess, e utilizando as equações a seguir, calcule o ∆H da reação assinale a alternativa que apresenta a resposta correta: I. C (graf) + O 2 (g) CO 2 (g) ∆H = – 394 kj/mol II. H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O (l) ∆H = – 286 kj/mol III. C 2 H 6 O (l) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) ∆H = – 1368 kj/mol a) b) c) d) e) + 278 kj/mol. + 2048 kj/mol. – 278 kj/mol. – 2048 kj/mol. – 556 kj/mol. Devemos por ““ III”” Somamos Devemos multiplicar inverter as três equações a equação por 2 3 a a equação “ III ” Prof. Agamenon Roberto 2 C (graf) + 2 O 2 (g) 2 CO 2 (g) ∆H = – 788 kj/mol 3 H 2 (g) + 3/2 O 2 (g) 3 H 2 O (l) ∆H = – 858 kj/mol 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) C 2 H 6 O (l) + 3 O 2 (g) ∆H = + 1368 kj/mol 2 C (graf) + 3 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) C 2 H 6 O (l) ∆H = – 278 kj/mol
04) Utilize as seguintes informações: I. 4 HCl (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) + 2 Cl 2 (g) ∆H = – 148 kj/mol II. 1/2 H 2 (g) + 1/2 F 2 (g) HF (g) ∆H = – 273 kj/mol III. H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O (l) ∆H = – 286 kj/mol Para estimar o ∆H da seguinte reação: 2 HCl (g) + F 2 (g) 2 HF (g) + Cl 2 (g) Devemos Somamos Devemosdividir multiplicar inverter as três por equações a 2 equação por a equação 2 a equação “ III“”I ” “ II ” 2 HCl (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O (l) + Cl 2 (g) Pág. 274 Ex. 16 Prof. Agamenon Roberto ∆H = – 74 kj/mol H 2 (g) + F 2 (g) 2 HF (g) ∆H = – 546 kj/mol H 2 O (l) ∆H = + 286 kj/mol H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) 2 HCl (g) + F 2 (g) 2 HF (g) + Cl 2 (g) ∆H = – 334 kj/mol
05) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação abaixo: Prof. Agamenon Roberto 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)
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 ) Prof. Agamenon Roberto
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)
ENTALPIA – PADRÃO 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. 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 Prof. Agamenon Roberto
01) Escreva a equação de combustão do etanol (C 2 H 5 OH), devidamente balanceada e calcule o calor de combustão de 1 mol de etanol, a partir das seguintes equações: I. Prof. Agamenon Roberto C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) ∆H = – 394 kj/mol II. H 2 (g) + 1/ 2 O 2 (g) H 2 O (l) ∆H = – 286 kj/mol III. 2 C (s) + 3 H 2 (g) 1/ 2 O 2 (g) C 2 H 5 OH (l) ∆H = – 278 kj/mol C 2 H 5 OH (l) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) Pág. 278 Ex. 27 Devemos por 3 2 a equação “ II I ”” Devemos multiplicar inverter a equação “ III ” Somamos as três equações 2 C (s) + 2 O 2 (g) 2 CO 2 (g) ∆H = – 788 kj/mol 3 H 2 (g) + 3/2 O 2 (g) 3 H 2 O (l) ∆H = – 858 kj/mol C 2 H 5 OH (l) 2 C (s) + 3 H 2 (g) 1/ 2 O 2 (g) C 2 H 5 OH (l) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) ∆H = + 278 kj/mol ∆H = – 1368 kj/mol
ENTALPIA – PADRÃO DE FORMAÇÃO É a variação de entalpia envolvida. . . na formação de 1 mol de uma determinada substância. . . a partir das substâncias simples correspondentes. . . com todas as espécies no estado padrão H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) 1 2 N 2(g) + 3 2 H 2(g) H 2 O ( l ) ∆H = – 286 kj NH 3(g) ∆H = – 11 kj Prof. Agamenon Roberto
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 3 Mg. O (s) + 2 Al (s) 3 Mg (s) + Al 2 O 3 (s) Entalpias de formação: Al 2 O 3(s) = – 1670 kj/mol Mg. O(s. ) = – 604 kj/mol ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] ΔH = (– 1670) – (– 1812) ΔH = – 1670 + 1812 ΔH = + 142 k. J Prof. Agamenon Roberto
01) Um dos sérios problemas da maioria das regiões metropolitanas é a chuva. Um dos responsáveis é o poluentes SO 3, que reage com a água da chuva originando o ácido sulfúrico. O SO 3 não é um poluente produzido diretamente pelas fontes poluidoras, mas é formado quando o poluente SO 2 (este sim é liberado por fontes queimam combustíveis fósseis) reage com o oxigênio do ar: 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 ∆H = ? Calcule o ∆H dessa reação baseando-se nas seguintes entalpias -padrão de formação: S (rômb) + O 2 (g) SO 2 (g) ∆H = – 297 kj/mol S (rômb) + 3/2 O 2 (g) SO 3 (g) ∆H = – 396 kj/mol ΔH = H final ΔH = [ 2 x –H Prof. Agamenon Roberto inicial (– 396) ] – [2 x (– 297)] ΔH = (– 792) – (– 594) ΔH = – 792 + 594 Pág. 281 Ex. 34 ΔH = – 198 kj
02)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos, C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) 2 CO 2 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 acetileno, C 2 H 2, em kj/mol. valor da (g) + H 2 O (l) Prof. Agamenon Roberto ) entalpia-padrão de combustão do 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. d) + 905, 3. e) – 625, 8. ΔH = – 786, 6 – 285, 5 – 226, 5 ΔH = – 1298, 6 kj/mol
03) 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, 4 kcal/mol. b) + 68, 4 kcal/mol. c) – 132, 5 kcal/mol. d) + 132, 5 kcal/mol. e) – 260, 5 kcal/mol + 1/2 O 2 Fe 2 O 3 Prof. Agamenon Roberto ΔH = H final – H inicial ΔH = [ 1 x (– 196, 5) ] – [2 x (– 64, 04)] ΔH = (– 196, 5) – (– 128, 08) ΔH = – 196, 5 + 128, 08 ΔH = – 68, 42 kcal
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 RGIA ENE ENDOTÉRMICO H H (g) + 2 H (g) ΔH = + 435, 5 kj/mol
01) (UFRGS – RS) Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro a seguir: Ligação C–H O=O C=O O–H Pág. 288 Ex. 09 Energia de ligação (kj/mol) 413 494 804 463 Considerando a reação representada por: Prof. Agamenon Roberto CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (v) O valor aproximado de ΔH, em kj, é de: a) – 820. b) – 360. c) + 106. d) + 360. e + 820. H H C H + 2 O O O C O + 2 O H H 4 x 413 + 2 x 494 2 x 804 + 4 x 463 ∆H = + 2640 – 3460 1652 + 988 1608 + 1852 ∆H = – 820 kj + 2640 – 3460 H
02) Faça uma estimativa do ∆H da seguinte reação: H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl (g) ∆H = ? Considerando as seguintes energias de ligação, em kj/mol: H – H (436); Cl – Cl (242); H – H + C l – Cl H – Cl (431) Pág. 287 Ex. 05 2 H – Cl 1 x 436 + 1 x 242 2 x 431 ∆H = + 678 – 862 436 + 242 – 862 ∆H = – 184 kj + 678 Prof. Agamenon Roberto
03) Faça uma estimativa do ∆H da seguinte reação: CH 4 (g) + Cl 2 (g) CH 3 Cl (g) + HCl (g) ∆H = ? Considerando as seguintes energias de ligação, em kj/mol: C – H (412); Cl – Cl (242); C – Cl (338); H H C H – Cl (431) Pág. 287 Ex. 06 H H + Cl Cl H H C Cl + H Cl H 4 x 412 + 1 x 242 3 x 412 + 1 x 338 + 1 x 431 ∆H = + 1890 – 2005 1648 + 242 1236 + 338 + 431 ∆H = – 115 kj + 1890 – 2005 Prof. Agamenon Roberto
ASPECTO ESTEQUIOMÉTRICO DA TERMOQUÍMICA 01) (Ufes) O hidrogênio, H 2 (g), é usado combustível de foguetes. O hidrogênio queima na presença de oxigênio, O 2 (g), produzindo vapor de água, segundo a equação: 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) ∆H = – 484 kj A energia liberada na queima de um grama de hidrogênio, H 2 (g), é: a) – 242 kj. b) 242 kj. c) – 121 kj. d) 121 kj. e) 60, 5 kj. 4 mol g dede H 2 H 2 2 1 g de H 2 4 1 = 484 x libera 484 kcal libera x kcal x = Pág. 292 Ex. 25 484 4 ∆H = – 121 kj Prof. Agamenon Roberto
02) 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
03) 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. 116 mol g de CH 4 b) 530 Kcal. c) 265 Kcal. 80 g de CH 4 d) 140 Kcal. 16 e) 106 Kcal. 80 CH 4 : 12 + 4 x = 16 g 212 x libera 212 kcal libera x kcal 16 x x = 212 x 16960 16 x = 1060 kcal 80
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