Questão
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(UERJ – 2019) A lactose é hidrolisada no leite “sem lactose”, formando dois carboidratos, conforme a equação química:
lactose + água → glicose + galactose
Se apenas os carboidratos forem considerados, o valor calórico de 1 litro tanto do leite integral quanto do leite “sem lactose” é igual a -90 kcal, que corresponde à entalpia-padrão de combustão de 1 mol de lactose. Assumindo que as entalpias-padrão de combustão da glicose e da galactose são iguais, a entalpia de combustão da glicose, em kcal/mol, é igual a:
(A) -45
(B) -60
(C) -120
(D) -180
Questão
(UERJ – 2018) A capacidade poluidora de um hidrocarboneto usado como combustível é determinada pela razão entre a energia liberada e a quantidade de $$CO_{2}$$ formada em sua combustão completa. Quanto maior a razão, menor a capacidade poluidora. A tabela abaixo apresenta a entalpia-padrão de combustão de quatro hidrocarbonetos.
A partir da tabela, o hidrocarboneto com a menor capacidade poluidora é:
(A) octano
(B) hexano
(C) benzeno
(D) pentano
Questão
(FATEC – 2018) O benzeno sofre reação de combustão segundo a equação balanceada
A entalpia de combustão do benzeno pode ser determinada conhecendo-se os valores das entalpias de formação do gás carbônico, assim como da água e do benzeno líquidos. A tabela apresenta os valores de entalpia de formação de algumas substâncias nas condições padrão.
A entalpia de combustão completa do benzeno, em k J/mol, é
(A) – 3.272
(B) – 3.172
(C) – 2.122
(D) + 2.364
(E) + 3.272
Questão
(FATEC – 2016/2) O éster acetato de etila é utilizado na indústria química como solvente e como flavorizante, para conferir sabor artificial de maçã ou pera aos alimentos.
Este composto também pode ser preparado a partir de uma reação de esterificação:
Para calcularmos a variação de entalpia da reação, ∆H, podemos aplicar a lei de Hess às equações de combustão dos compostos orgânicos presentes na reação de esterificação, apresentadas a seguir.
Aplicando a lei mencionada, a variação de entalpia da reação de esterificação descrita será, em kJ, igual a
(A) – 12.
(B) + 12.
(C) – 1 738.
(D) + 4 474.
(E) – 4 474.
Questão
(ENEM – 2015) O aproveitamento de resíduos florestais vem se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, sendo $$\Delta H_{1}$$ a variação de entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico e água líquida, e $$\Delta H_{2}$$ a variação de entalpia envolvida na conversão de 1 g de água no estado gasoso para o estado líquido.
A variação de entalpia, em kJ, para a queima de 5 g desse bio-óleo resultando em $$CO_{2}$$ (gasoso) e $$H_{2} O$$ (gasoso) é:
A) -106.
B) -94,0.
C) -82,0.
D) -21,2.
E) 16,4.
Questão
(ENEM – 2016) O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química:
\[3\, C_{2} H_{2}\, (g) \longrightarrow C_{6} H_{6}\, (l)\]
A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais:
\[I.\,\,\, C_{2} H_{2}\, (g) + \frac{5}{2} O_{2}\, (g) \longrightarrow 2\, CO_{2}\, (g) + H_{2}O\, (l)\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, \Delta H_{c} ^{\circ} = -310\, kcal/mol\]
\[II.\,\,\, C_{6} H_{6}\, (l) + \frac{15}{2} O_{2}\, (g) \longrightarrow 6\, CO_{2}\, (g) + 3\, H_{2}O\, (l)\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, \Delta H_{c} ^{\circ} = -780\, kcal/mol\]
A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de benzeno é mais próxima de
A) -1.090.
B) -150.
C) -50.
D) -157.
E) -470.
Questão
(PUCC – 2016) A entalpia de combustão do carbono, a 25 °C, é de $$393,5 kJ.mol^{-1}$$. Considerando 1,0 kg de turfa, um tipo de carvão mineral que contém somente 60% de carbono, em média, a energia liberada, em kJ, somente pela queima de carbono é de, aproximadamente,
a) 2 000.
b) 5 000.
c) 10 000.
d) 15 000.
e) 20 000.
Dado: Massa molar do Carbono: 12 g/mol.
Questão
(UNICAMP – 2018) O livro O Pequeno Príncipe, de Antoine de Saint-Exupéry, uma das obras literárias mais traduzidas no mundo, traz ilustrações inspiradas na experiência do autor como aviador no norte da África. Uma delas, a figura (a), parece representar um chapéu ou um elefante engolido por uma jiboia, dependendo de quem a interpreta.
Para um químico, no entanto, essa figura pode se assemelhar a um diagrama de entalpia, em função da coordenada da reação (figura b). Se a comparação for válida, a variação de entalpia dessa reação seria
a) praticamente nula, com a formação de dois produtos.
b) altamente exotérmica, com a formação de dois produtos.
c) altamente exotérmica, mas nada se poderia afirmar sobre a quantidade de espécies no produto.
d) praticamente nula, mas nada se poderia afirmar sobre a quantidade de espécies no produto.
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Questão
(UNESP – 2018) Analise os três diagramas de entalpia.
O ∆H da combustão completa de 1 mol de acetileno, $$C_{2} H_{2}\, (g)$$, produzindo $$CO_{2}\, (g)$$ e $$H_{2} O\, (l)$$ é
(A) + 1140 kJ.
(B) + 820 kJ.
(C) – 1299 kJ.
(D) – 510 kJ.
(E) – 635 kJ.
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Leia o texto para responder às próximas duas questões.
O estireno, matéria-prima indispensável para a produção do poliestireno, é obtido industrialmente pela desidrogenação catalítica do etilbenzeno, que se dá por meio do seguinte equilíbrio químico:
Questão
(UNESP – 2017) Analisando-se a equação de obtenção do estireno e considerando o princípio de Le Châtelier, é correto afirmar que
(A) a entalpia da reação aumenta com o emprego do catalisador.
(B) a entalpia da reação diminui com o emprego do catalisador.
(C) o aumento de temperatura favorece a formação de estireno.
(D) o aumento de pressão não interfere na formação de estireno.
(E) o aumento de temperatura não interfere na formação de estireno.
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Questão
(UNESP – 2016) Em 1840, o cientista Germain Henri Hess (1802-1850) enunciou que a variação de entalpia (ΔH) em uma reação química é independente do caminho entre os estados inicial e final da reação, sendo igual à soma das variações de entalpias em que essa reação pode ser desmembrada. Durante um experimento envolvendo a Lei de Hess, através do calor liberado pela reação de neutralização de uma solução aquosa de ácido cianídrico (HCN) e uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), foi obtido o valor de $$2,9\, kcal\cdot mol^{-1}$$ para a entalpia nesta reação. Sabendo que a entalpia liberada pela neutralização de um ácido forte e uma base forte é de $$13,3\, kcal\cdot mol^{-1}$$, que o ácido cianídrico é um ácido muito fraco e que o hidróxido de sódio é uma base muito forte, calcule a entalpia de ionização do ácido cianídrico em água e apresente as equações químicas de todas as etapas utilizadas para esse cálculo.
Solução (clique aqui)
