Questões de Concurso sobre Termoquímica: Energia Calorífica, Calor de reação, Entalpia, Equações e Lei de Hess

A utilização de biodiesel de mamona em substituição ao óleo diesel fóssil apresenta desvantagem do ponto de vista energético, mas benefícios em relação à produção de resíduos de carbono, como mostra a tabela a seguir:

Assim, para cada 1 000 kcal obtida na utilização de cada combustível, a massa de biodiesel utilizada e a quantidade percentual de resíduo de carbono a menos emitida, em relação ao óleo diesel, são, correta e respectivamente,

São meios de propagação de calor:

Em uma aula experimental, no laboratório de cinética química do IFPA, foi determinado a energia de ativação da reação de oxidação do íon iodeto pelo persulfato, de acordo com a reação dada a seguir.

2 l^- + S₂O₈^2- $\begin{array}{c}{K}_1\\ \to \\ amido\end{array}$ l₂ + 2SO₄^2-

l2 + 2S₂O₃^2-$\begin{array}{c}{K}_2\\ \to \\ amido\end{array}$ 2 l^- + S₄O₆^2-

Com os resultados obtidos no experimento foi construído um gráfico da constante de velocidade da reação em função da temperatura (ln k versus 1/T), esperando-se obter uma linha reta. A melhor reta foi obtida pelo método dos mínimos quadrados correspondendo a equação abaixo:

ln k = 14,58 - $\frac{5968}{T}$

Dado: R = 8,314 J/Kmol, k =(M^-1.s)^-1

Os estudantes encontraram que a energia de ativação da reação foi de:

Um funcionário de uma empresa petroquímica precisa determinar o $\Delta$H° de hidrogenação do eteno, que é assim equacionada:

C₂H_{4 (g)} + H_{2 (g)} $⟶$ C₂H_{6 (g) --------------} $\Delta$Hº = ?

Dispondo das seguintes entalpias-padrão de combustão:

C₂H_{4 (g)} + 3 O_{2 (g)} $⟶$ 2 CO_{2 (g)} 2H₂O _{(I) ----------------} $\Delta$H_cº= -1.411,2 KJ/mol

H_{2 (g)} +1/₂ O_{2 $⟶$ (g)} $⟶$H₂O _{(I) ---------------------------}$\Delta$H_cº= -285,8 KJ/mol

C₂H_{6 (g)} + 7/₂ O_{2 (g)} $⟶$2 CO_{2 (g)} + 3 H₂O _{(I) -- ---------}$\Delta$H_cº= -1.560,7 KJ/mol

O $\Delta$Hº para a reação em questão, em kJ/mol, será igual a:

Por ser uma função de estado, a entalpia e, portanto, o valor de ΔH, independe do caminho entre os estados inicial e final. A variação de entalpia para um processo físico pode ser a soma das variações de dois ou mais processos separados. Do mesmo modo, a entalpia total de uma reação pode ser obtida pela soma das entalpias de reação dos passos em que a reação pode ser dividida. A entalpia da reação de hidrogenação do etino (C₂H₂(g) + 2 H₂(g) $\to$ C₂H₆(g)) pode ser obtida a partir da entalpia de combustão do etino -1300 kJ.mol^-1, da entalpia de combustão do etano -1560 kJ.mol^-1 e da entalpia de combustão do hidrogênio -286 kJ.mol^-1.

Considerando as entalpias de combustão mencionadas acima, o valor para a entalpia da reação de hidrogenação do etino é:

Com a crescente demanda por energia, o biogás produzido a partir de biomassa residual pode substituir os combustíveis fósseis, reduzindo os impactos ambientais e contribuindo para a descarbonização da matriz energética. O Brasil é um dos maiores produtores de commodities agrícolas, gerando grandes quantidades de resíduos sólidos e líquidos que podem ser matéria-prima potencial para a produção de biogás. O biogás pode ser produzido por tecnologias como a digestão anaeróbica, resultando na produção de uma mistura gasosa composta, principalmente, de metano (CH₄) e dióxido de carbono (CO₂). A composição do biogás varia conforme o material a ser degradado e as condições químicas e físicas que influenciam no processo da biodigestão anaeróbia. Em média, o biogás é composto por 55% de CH₄, 35% de CO₂, 3% de N₂, 1% de H₂, 1% de O₂ e 1% de H₂S.

Dada as equações químicas abaixo que destacam algumas reações com o metano.

CH₄ (g) + 2O₂ (g) → CO₂ (g) + 2H₂O (g) (reação 1)

CH₄ (g) + H₂O (g) ⇌ 3H₂ (g) + CO (g) (reação 2)

C (grafite) + 2 H₂ (g) → CH₄ (g) (reação 3)

A tabela tem os dados termodinâmicos das substâncias envolvidas nas reações.

A respeito dessas reações, foram feitas as seguintes afirmações:

I. na reação 2, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio na direção dos reagentes;

II. a formação do metano a partir dos reagentes em seus estados padrões é um processo com ΔG = -50,65kJ;

III. a energia liberada na combustão de 1mol de metano a 25o C e 1,0 atm é igual a - 803kJ;

IV. Para que as reações 1, 2 e 3, a pressão e temperatura constantes, sejam espontâneas, a variação da energia livre de Gibbs deve ser positiva.

São corretas APENAS as afirmações

Uma reação química com variação de entropia negativa e variação de entalpia positiva é espontânea.

92g de etanol é queimado no interior de um recipiente fechado de forma que 20% do calor gerado é dissipado e o restante é utilizado para aquecer 51,2 kg de água que está inicialmente a 25ºC. Considerando que o calor molar de combustão do etanol é 8x10³ kJ/mol e o calor específico da água é 75 J/ºC.mol, calcule a temperatura final da água e assinale a opção correta.

Com base nas entalpias padrão de ligação fornecidas no texto 8A1-I, é correto concluir que a entalpia padrão da reação de formação do gás de síntese a partir da oxidação parcial do CH₄ (g) é igual a

A variação de entalpia (ΔH°_r) para a combustão completa de 1 mol de etanol, a 298 K, é

[Dados (a 298 K):

ΔH_f° (etanol) = −278 kJ/mol

ΔH_f° (água, l) = −285 kJ/mol

ΔH_f° (dióxido de carbono, g) = −393 kJ/mol]

Considerando um sistema com um componente, por que os alotrópicos estáveis, nas temperaturas mais altas, têm Entalpias maiores do que os alotrópicos estáveis, nas temperaturas mais baixas, por exemplo 𝐻_Feγ > 𝐻_Feα?

A glicose, C₆H₁₂O₆, é uma importante fonte de energia para o corpo humano. Com o objetivo de estimar seu calor de formação, um técnico em química colocou 3,6 g de glicose em um calorímetro com capacidade calorífica de 8,0 kJ ºC, verificando que a temperatura do sistema aumentou de 25,0 ºC para 32,0 ºC.

Considerando essas informações, o calor de formação estimado para a glicose, em kJ mol^-1, é

A reação de decomposição da amônia (NH₃) pode produzir hidrazina (N₂H₄) e gás hidrogênio (H₂), conforme a equação química que se segue.

2 NH_{3 (g)} → N₂H_{4 (l)} + H_{2 (g)}

Essa reação ocorreu a partir de 0,07 m³ de uma mistura gasosa que possui 70% em massa de amônia e cuja densidade é 0,9 g/L. A eficiência do processo foi de 65% e foram observadas as seguintes reações químicas e respectivas variações de entalpia (∆Hn, em que n = 1 ou 2):

N_{2 (g)} + 2 H_{2 (g)}→ N₂H_{4 (l)} ____________ ∆H₁ = +51 kJ/mol

N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} → 2 NH_{3 (g)} ___________∆H₂ = −92 kJ/mol

Nessa situação hipotética, considerando-se que $M_{N_2{H}_4}$ = 32 g/mol e $M_{N{H}_3}$ = 17 g/mol sejam as massas molares da hidrazina e da amônia, respectivamente, a variação de entalpia envolvida na quebra da amônia, caso o rendimento da reação tivesse sido de 100%, seria

A segunda lei da Termodinâmica, em linhas gerais, nos diz que a entropia de um sistema isolado tende a aumentar a partir de uma mudança espontânea, ou seja, o universo procura estados de maior entropia. Ainda dentro da segunda lei, há uma relação direta entre a entropia e a energia livre de Gibbs. Dessa forma, quando o processo é

A reação da amônia com oxigênio pode ocorrer sob condições adequadas, de acordo com a equação a seguir.

Equação 1

2 NH₃ (g) + 3/2 O₂(g) → N₂ (g) + 3 H₂O(g)

Considere as seguintes equações termoquímicas envolvendo a amônia:

2 NH₃ (g) + 7/2 O₂ (g) → 2 NO₂ (g) + 3 H₂O(g) ΔH^o = –566 kJ

3 NO₂ (g) + 4 NH₃ (g) → 7/2 N₂ (g) + 6 H₂O(g) ΔH^o = –1370 kJ

A entalpia da reação da combustão de um mol de amônia representada na equação 1 é igual a, aproximadamente:

De acordo com o princípio de Thompsen e Berthelot, uma reação química será progressivamente mais espontânea à medida que se tornar mais exotérmica. No entanto, esse não é o único critério que deve ser avaliado para prever a espontaneidade de uma reação. Em 1854, Clausius introduziu o conceito de entropia, que apresenta a ideia de que toda reação que ocorre de forma espontânea tende para um aumento de desordem no sistema.

Com base nas ideias de variação de entalpia e entropia, em qual dos seguintes casos a reação poderá ser espontânea, para qualquer valor de temperatura?

As transformações físicas e químicas envolvem trocas de energia, principalmente na forma de calor. No dia a dia e na rotina de laboratório é muito importante conhecer e controlar essas trocas de calor.

A respeito dos conceitos envolvidos sobre entalpia, é INCORRETO afirmar que a

As etapas envolvendo as reações químicas abaixo podem ser utilizadas para a obtenção de um produto (P) segundo a reação global: $2A+3B\to P$.

Etapa I. $C\to A+B$ $△H$= + x kJ

Etapa II. $2C+D\to P$ $△H$ = - y kJ

Etapa III. $B\to D$ $△H$ = + z kJ

Assinale a alternativa que apresenta a expressão algébrica CORRETA para a variação de entalpia (∆H) da reação global.

Sabe-se que a constante de velocidade (k) de uma reação é função da temperatura (T) conforme a Lei de Arrhenius:

$k=Ae\left(\frac{-E_a}{RT}\right)$,

em que $A$ é o fator de frequência e $E_a$ é a energia de ativação. Em um estudo cinético, observou-se que a velocidade de uma determinada reação aumenta 1000 vezes quando a temperatura do meio reacional aumenta de 400 K para 500 K, permanecendo constantes todos os demais parâmetros iniciais.

Assinale a opção que apresenta a energia de ativação desta reação, em kcal mol⁻¹, considerando que $A$ e $E_a$ não dependem da temperatura.

Considere as equações de reação que ocorre sob pressão padrão:

I. MgCO₃ (s) → MgO (s) + CO₂ (g) ______________ $△$H^o _reação > 0

II. 2C(s) + 3H₂ (g) ½ O₂ (g) → C₂H₅ OH (g) _________ $△$H^o _reação < 0

III. SiO₂ (s) + 4HC𝓁(g) → SiC𝓁₄ (g) + 2H₂O (g) _______ $△$H^o _reação > 0

Supondo que a entalpia e entropia permanecem invariáveis, na condição padrão de pressão, a reação que é espontânea em temperaturas baixas e a reação que é espontânea em temperaturas altas são, correta e respectivamente, as de números