Termoquímica

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Termoquímica

  1. 1. 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 PROF. VINICIUS SILVA
  2. 2. Absorvem calor do meio ambiente Liberam calor para o meio ambiente
  3. 3. 01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela acesa: I. Solidificação da parafina que escorre da vela. II. Queima da parafina. 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. EXOTÉRMICA EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO fusão vaporização solidificação condensação ressublimação sublimação
  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. Pág. 324 Ex. 01
  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. Pág. 324 Ex. 02
  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. ENTALPIA (H) Caminho da reação REAGENTES PRODUTOS ΔH < 0 ΔH = H final – H inicial HR HP
  9. 9. ENTALPIA (H) Caminho da reação REAGENTES PRODUTOS ΔH > 0 ΔH = H final – H inicial HR HP
  10. 10. 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= HR40 –HP 2515 kcal VERDADEIRA FALSA VERDADEIRA
  11. 11. O calor pode ser representado como parte integrante da reação ou na forma de variação de entalpia
  12. 12. 2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) ΔH = + 92,2 KJ
  13. 13. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 92,2 KJ
  14. 14. 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
  15. 15. 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 EXOTÉRMICANEGATIV A LIBERANDO
  16. 16. 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. NH4 NO3 (s) + H2 O (l)  NH4 + (aq) + NO3 – (aq) ΔH = + 25,69 kj/mol III. CaCl2 (s) + H2 O (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. Pág. 327 Ex. 01
  17. 17. 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
  18. 18. ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES E DOS PRODUTOS H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( s ) H= – 293KJ H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) H= – 286KJ H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( v ) ∆H= – 243KJ
  19. 19. H2O ( s ) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) H2O ( v ) ΔH3= – 293KJ ΔH2 = – 286KJ ΔH1 = – 243KJ 1 2 3 ENTALPIA caminho da reação
  20. 20. 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= – 393,1KJ ΔH= – 395,0KJ
  21. 21. 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 TERMOQUÍMICAEQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ (25°C , 1 atm) PROF. VINICIUS SILVA
  22. 22. 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
  23. 23. 01) Considere a reação representada pela equação termoquímica: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 22 kcal São feitas as seguintes afirmações: 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. 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 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
  24. 24. 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 )
  25. 25. 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)
  26. 26. 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 H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH= – 286 KJ N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) ΔH= – 11 kcal22 1
  27. 27. 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
  28. 28. 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: a) – 1066 kj. b) – 142 kj. c) + 142 kj. d) + 1066 kj. e) + 2274 kj. ΔH = H final – H inicial ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] ΔH = (– 1670) – (– 1812) ΔH = – 1670 + 1812 ΔH = + 142 kJ
  29. 29. 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  Fe2O32 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
  30. 30. 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)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
  31. 31. 04)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos, C2 H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2 O () Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2 H2 (g) ) ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g) ) ΔH = – 285,5 kj/mol (H2 O () ) Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C2 H2 , 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 Pág. 333 Ex. 04
  32. 32. 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
  33. 33. 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
  34. 34. 02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C12 H22 O11(s) , é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO2 (g) e H2 O () os únicos produtos da reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔHf = – 394 kj/mol (CO2(g)) e ΔHf = – 286 kj/mol (H2 O() ), 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. ___ C12 H22 O11(s) + ___ O2 (g)  ___ CO2 (g) + ___ H2 O ()1 1212 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 Pág. 333 Ex. 05
  35. 35. 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
  36. 36. 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) ) – 584,9, sendo endotérmica. ) – 352,3, sendo exotérmica. ) – 220,9, sendo endotérmica. ) + 220,9, sendo exotérmica. ) + 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+ 1016,7 2 X 563,2 + 1 X 242,6 1126,4 + 242,6 – 1369– 1369 ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj= – 352,3 kj
  37. 37. 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 ≡ Cl – Cl3 + 2 N – H H H H – Cl6 3 x 174 + 558 + N N≡ 58 + 936 x + 732 kcal 1036 x + 225 618 + 225 – 843 kcal ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal
  38. 38. 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:  2C(g) + 4H(g) ΔH= + 542kcal/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. C2 H4(g)C = C – H H H– H 4x 98,8 = 542+x x + 395,2 = 542 x = 542 – 395,2 x = + 146,8kcal
  39. 39. 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) + H2 O(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 C l – 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 Pág. 336 Ex. 04
  40. 40. 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
  41. 41. 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 PROF. VINICIUS SILVA
  42. 42. 01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess. I. 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. VV VV VV FF
  43. 43. 02) (EEM – SP) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H2 SO4 ), obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H2 S2 O7 ), que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO3 ). A equação global pode ser representada por: S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2 SO4 ()  8 H2 S2 O7 () As etapas envolvidas no processo são: Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum. Pág 342 Ex.19 Pág 342 Ex.19 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) + H2 SO4 ()  H2 S2 O7 () ΔH = – 130 kj/mol
  44. 44. S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2 SO4 ()  8 H2 S2 O7 () 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) + H2 SO4 ()  H2 S2 O7 () 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 H2 SO4 ()  8 H2 S2 O7 () ΔH = – 1040 kj/mol Somamos todas as equações: S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2 SO4 ()  8 H2 S2 O7 () ΔH = – 4215 kj/mol
  45. 45. 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 equaçãoSomando as duas equações, teremos: Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) ΔH= - 196 kcal 2 3 2 FeO(s) + 1 2 O2(g) Fe2O3(s) ΔH = - 68 kcal
  46. 46. 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 “Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “
  47. 47. 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: a) – 5,0 kcal b) + 5,0 kcal c) + 46,0 kcal d) – 46,0 kcal e) – 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 Pág 339 Ex.01 Pág 339 Ex.01
  48. 48. 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)  H2 O(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 H2 O(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 Pág 342 Ex.18 Pág 342 Ex.18
  49. 49. 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. 2 2 2 2 2 2 2 2C C CC H H8 18O O O OO O - 10.942 kj= = - 566,0 kj g g g gg ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( )( ) l l1618 25 ∆ ∆ + + +(1) (2) 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 kj1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O

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