Termoquimica cjc

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Termoquimica cjc

  1. 1. Observe os fenômenos abaixo: A madeira ao queimar O gelo para fundir LIBERA ABSORVE energia na forma de energia na forma de CALOR CALOR O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA
  2. 2. Absorvem calor do Liberam calor para o meio ambiente meio ambiente
  3. 3. 01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela acesa: I. Solidificação da parafina que escorre da vela. EXOTÉRMICA II. Queima da parafina. EXOTÉRMICA III. Vaporização da parafina. ENDOTÉRMICA 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 SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO solidificação condensação ressublimação
  4. 4. 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.
  5. 5. 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.
  6. 6. 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.
  7. 7. 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
  8. 8. ΔH = H final – H inicial ENTALPIA (H) REAGENTESHR ΔH < 0 PRODUTOSHP Caminho da reação
  9. 9. ΔH = H final – H inicial ENTALPIA (H) PRODUTOSHP ΔH > 0 REAGENTESHR Caminho da reação
  10. 10. 01) Considere o gráfico a seguir: HP – HR ΔH= 15 kcal 25 40 Kcal C + D 40 A + B 25 Caminho da reação São feitas as afirmações: I. A entalpia dos produtos é de 40 kcal VERDADEIRA II. A reação absorve 15 kcal VERDADEIRA III. A reação direta é exotérmica FALSA IV. A variação de entalpia é de 15 kcal VERDADEIRA 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.
  11. 11. 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.
  12. 12. 02) Considere o seguinte gráfico: Entalpia (H) A (g) + B (g) ΔH 2 AB (g) caminho da reação De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo. NEGATIV EXOTÉRMICA "A variação da entalpia é ...................; a reação é ....................... A LIBERANDO porque se processa ...................... calor” a) positiva, exotérmica, liberando. b) positiva, endotérmica, absorvendo. c) negativa, endotérmica, absorvendo. d) negativa, exotérmica, liberando. e) negativa, exotérmica, absorvendo.
  13. 13. 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. a) I. fria, II. quente, III. Fria. b) I. quente, II. fria, III. quente. c) I. fria. II. fria, III. fria. d) I. quente, II. quente, III. Fria. e) I. quente, II. quente, III. quente.
  14. 14. QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICASH2 (g) + 1/2 O2 (g) H 2O ( l ) ΔH = – 286 KJ2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ
  15. 15. ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES E DOS PRODUTOSH (g) + 1/ O2 (g) 2 2 HO ( s) 2 H = – 293 KJ H (g) + 1/ O2 (g) 2 2 HO ( 2 H = – 286 KJ l) H (g) + 1/ O2 (g ) 2 2 HO ( v) 2 ∆H = – 243 KJ
  16. 16. ENTALPIA H (g) + 1/ O2 (g) 2 2 ΔH1 = – 243 KJ HO ( v) 21 ΔH2 = – 286 KJ HO ( l) 22 ΔH3 = – 293 KJ HO ( s) 23 caminho da reação
  17. 17. ESTADO ALOTRÓPICOC(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJC(diamante) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 395,0 KJ ENTALPIA C(diamante) + O2(g) C(grafite) + O2(g) ΔH = – 395,0 KJ ΔH = – 393,1 KJ CO2(g) caminho da reação
  18. 18. EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( 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
  19. 19. Observações: Se a equação termoquímicaem um sentido for endotérmica, no sentido contrário será exotérmica Quando não citamos os valoresda pressão e da temperatura é porque correspondem as condições ambientes
  20. 20. 01) Considere a reação representada pela equação termoquímica: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(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 NH3 no estado líquido.V II. A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal.V III. A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol. Quais são corretas? A energia liberada aumenta no sentido: a) apenas I. GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO b) apenas I e II. 2 x 17 g absorve 22 kcal Então “ x = 4,4 kcal c) apenas I e III. 6,8 g absorve x kcal d) apenas II e III. e) I, II e III. a formação de 2 mol libera 22 kcal a formação de 1 mol libera 11 kcal
  21. 21. ESTADO PADRÃO DOS ELEMENTOS E DOS COMPOSTOS QUÍMICOSUm 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 pressãoC(grafite) O2(g) CO2(g) H2O ( l )
  22. 22. Quando a substância é SIMPLES e se encontra no estado padrão sua entalpia será igual a ZEROAssim, no estado padrão, terão entalpias iguais a ZERO Carbono grafite Oxigênio Fósforo vermelho Enxofre rômbico Nitrogênio (N2) Prata (Ag)
  23. 23. 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 (g) + 1/ O2 (g) 2 2 ΔH = – 286 KJ HO ( l ) 21 2(g) + 3 HN 2(g) NH3(g) ΔH = – 112 2 kcal
  24. 24. Podemos calcular a variação de entalpia de uma reaçãoa partir das entalpias de formação das substâncias que participam da reação pela fórmula: ΔH = H final – H inicial
  25. 25. 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: ΔH = H final – H inicial a) – 1066 kj. ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] b) – 142 kj. c) + 142 kj. ΔH = (– 1670) – (– 1812) d) + 1066 kj. ΔH = – 1670 + 1812 e) + 2274 kj. ΔH = + 142 kJ
  26. 26. 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 O22  Fe22O3 2 FeO + 1/2 O  Fe O3 a) – 68,4 kcal/mol. ΔH = H final – H inicial b) + 68,4 kcal/mol. c) – 132,5 kcal/mol. ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)] d) + 132,5 kcal/mol. ΔH = (– 196,5) – (– 128,04) e) – 260,5 kcal/mol ΔH = – 196,5 + 128,04 ΔH = – 68,42 kcal
  27. 27. 03) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada: CH44(g) + H22O(V)  CO (g) + 3 H22(g) CH (g) + H O (V)  CO (g) + 3 H (g) 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. a) + 254 kj. ΔH = H final – H inicial b) – 127 kj. ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 287)] c) – 479 kj. ΔH = (– 108) – [– 75 – 287] d) + 508 kj. e) – 254 kj. ΔH = (– 108) – (– 362) ΔH = – 108 + 362 ΔH = 254 kj
  28. 28. 04)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos, C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O () Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2H2 (g) ) ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g) ) ΔH = – 285,5 kj/mol (H2O () ) Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C 2H2, 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.
  29. 29. É a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma determinada substância, com todas as substâncias envolvidas na combustão, no estado padrãoH2 (g) + 1/2 O2 (g) H 2O ( l ) ΔH = – 68 KJC(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ
  30. 30. 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=1u CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O a) 1060 Kcal. libera b) 530 Kcal. 116 g de CH4 mol de CH4 212 kcal c) 265 Kcal. libera 80 g de CH4 x kcal d) 140 Kcal. 16 212 16 x = 212 80 e) 106 Kcal. = x x 80 x 16960 x= CH4 : 12 + 4 x 1 = 16 g 16 x = 1060 kcal
  31. 31. 02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C 12H22O11(s), é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO2 (g) e H2O () os únicos produtos da reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔHf = – 394 kj/mol (CO2(g)) e ΔHf = – 286 kj/mol (H2O()), 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 () 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
  32. 32. 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 ENDOTÉRMICOH – H (g) 2 H (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol
  33. 33. 01) São dadas as seguintes energias de ligação: Ligação Energia (kj/mol) 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 HClC l + F2 F –  2 HF (g) + Cl2 (g) H – (g) + (g) F  2 H – F + Cl – Cl Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de entalpia, em kj, da ordem de:) – 584,9, sendo endotérmica. 2 X 431,8 + 1 X 153,1 2 X 563,2 + 1 X 242,6) – 352,3, sendo exotérmica. 863,6 + 153,1 1126,4 + 242,6) – 220,9, sendo endotérmica. + 1016,7 + 1016,7 – 1369 – 1369) + 220,9, sendo exotérmica. ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj = – 352,3 kj) + 352,3, sendo endotérmica.
  34. 34. 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 N≡ N 225 kcal/mol H – Cl 103 kcal/mol Cl – Cl 58 kcal/mol H 3 Cl – Cl + 2 N–H 6 H – Cl + N≡ N H 3 x 58 + 6 x 93 6 x 103 + 225 174 + 558 618 + 225 + 732 kcal – 843 kcal ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal
  35. 35. 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:H – C = 2H4(g)  2 C(g) + 4 H(g) CC – H ΔH = + 542 kcal/ ol m H H 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.
  36. 36. 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) 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 quecontém o valor correto da variação de entalpia verificada, em kj/mol. a) + 104. Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl b) + 71. 1 x 243 + 2 x 464 1 x 431 + 1 x 464 + 1 x 205 c) + 52. 243 + 928 431 + 464 + 205 d) – 71. + 1171 kj – 1100 kj e) – 104. ΔH = 1171 – 1100 ΔH = + 71 kj/mol
  37. 37. C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,3 KJ caminho direto C(grafite) + O2 (g) CO2(g) estado inicial estado final CO(g) + 1/2 O2 (g) estado intermediário ΔH1 = – 110,3 KJ ΔH2 = – 283,0 KJ Observe que: ΔH1 + ΔH2 = ΔH (– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ
  38. 38. 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
  39. 39. 01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess.VV I. O calor de reação depende apenas dos estados inicial e final do processo.V II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossemV equações matemáticas.V III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valorV da variação de entalpia.F IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o F 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.
  40. 40. 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 ()  8 H2S2O7 () As etapas envolvidas no processo são: 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 ()  H2S2O7 () ΔH = – 130 kj/mol Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum.
  41. 41. S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 ()  8 H2S2O7 () 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 ()  H2S2O7 () ΔH = – 130 kj/molRepetimos a equação ( I ):Multiplicamos a equação ( II ) por “ 8 “ :Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ :Somamos todas as equações: S8 (s) + 8 O2 (g)  8 SO2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol 8 SO2 (g) + 4 O2 (g)  8 SO3 (g) ΔH = – 800 kj/mol 8 SO3 (g) + 8 H2SO4 ()  8 H2S2O7 () ΔH = – 1040 kj/mol S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 ()  8 H2S2O7 () ΔH = – 4215 kj/mol
  42. 42. 03) (Covest – 2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidaçãodo ferro dadas abaixo:Fe(s) + 1 O2(g) FeO(s) ΔH = – 64 kcal 2 2 Fe(s) + 3 O2(g) F 2O3(s) e ΔH = – 196 kcal 2 Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação: 1 2 FeO(s) + O2(g) F 2O3(s) e 2 Devemos Devemos repetir a segunda2 ” a primeira equação Somando e multiplicar por “ equação inverter as duas equações, teremos:2FeO(s) 2 Fe(s) + O2(g) ΔH = + 128 kcal 3Fe(s) + O2(g) F 2O3(s) e ΔH = - 196 kcal 22FeO(s) + 1 O2(g) F 2O3(s) e ΔH = - 68 kcal 2
  43. 43. 04) A partir das equações termoquímicas: H 2 (g) + 1/2 O 2 (g)  H 2O ( l ) ΔH = – 286 KJ H 2 (g) + 1/2 O 2 (g)  H 2O ( 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. Como queremos transformar b) absorção de 44 kJ. água líquida em vapor d’água, deveremos: c) liberação de 88 kJ. inverter a primeira equação: d) absorção de 88 kJ. repetir a segunda equação: e) liberação de 99 kJ. somar as duas equações: H2O ( l )  H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) ΔH = + H 2 (g) 286 KJ + 1/2 O 2 (g)  H 2O ( v ) ΔH = – 242 KJ H 2O ( l )  H 2 O (v) ΔH = + 44 KJ Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “ Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “
  44. 44. 05) Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas: Pág 339 Pág 339 A+B C ΔH = – 20,5 kcal Ex.01 Ex.01 D+BC ΔH = – 25,5 kcal AD ΔH = ? kcal 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
  45. 45. 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 kcal3) 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 )  C3H8(g)+ 5 O2(g) ΔH = + 531,1 kcal 3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g) ΔH = – 24,10 kcal
  46. 46. 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) 2 C 8 H 18 ( l ) + 25 O 2 ( g ) 16 C O 2 ( g ) + 18 H 2O ( l ) ∆ = - 10.942 kj (2) 2 C O ( g ) + O 2 ( g ) 2 CO 2 ( g ) ∆ = - 566,0 kj 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 1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O ΔH = – 3207 kj

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