Química

Exercícios sobre Entalpia

Exercícios sobre EntalpiaExercícios sobre Entalpia

Entalpia pode ser definida como a quantidade de energia em uma determinada reação. Por meio da variação de entalpia (∆H) é possível calcular o calor de um sistema. Leia o resumo e faça os exercícios sobre entalpia.

Os exercícios sobre Entalpia costumam aparecer frequentemente no caderno de Ciências da Natureza e suas Tecnologias do Exame Nacional do Ensino Médio (ENEM). Por isso, que tal revisar e colocar em prática os seus conhecimentos desta matéria? 

O que é variação de entalpia?

o-que-é-entalpia

A variação da Entalpia ocorre quando há diferença entre a entalpia dos produtos e dos reagentes, ou seja, o calor de uma reação equivale ao calor liberado ou absorvido em uma determinada reação, e assim é simbolizado por ∆H. 

Segundo a Lei de Hess, em uma reação a variação de entalpia é a mesma, independente de qual seja a etapa em que a reação ocorre, sendo assim a variação da entalpia é a entalpia final (após a reação) menos a entalpia inicial (anterior a reação).

Veja a fórmula de como pode ser calculada a variação da entalpia:

ΔHTOTAL = ΔH FINAL– ΔH INICIAL

Essa fórmula acima depende da:

  • Temperatura;
  • Pressão;
  • Estado físico;
  • Número de mol;
  • Variedade alotrópica das substâncias.

Se o resultado for negativo, quer dizer que a reação é exotérmica, pois o calor foi liberado e o valor da entalpia dos produtos é inferior à entalpia dos reagentes. Porém, se o resultado for positivo, quer dizer que a reação é endotérmica, pois, ao absorver energia, a entalpia dos produtos é maior do que a dos reagentes. Sendo assim:

ΔH < 0 → exotérmica.

ΔH > 0 → endotérmica.

 A entalpia padrão (H0), é aquela substância no seu estado mais estável, sob pressão de 1 atm e temperatura de 25ºC. Ou seja, quando os reagentes e produtos que estão em uma reação e no seu estado padrão, a variação será denominada variação de entalpia padrão (ΔH0).

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Tipos de entalpia

Os principais tipos de entalpia são:

  • Entalpia de formação: energia resultante de uma reação química endotérmica ou exotérmica de uma substância, sendo ela calculada com base na entalpia padrão.
  • Entalpia de combustão: liberação de energia, que surge de uma reação exotérmica.
  • Entalpia de ligação: absorção de energia usada na quebra da ligação de átomos.

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Exercícios sobre Entalpia

1 – (Fuvest-SP)Quando 0,500 mol de etanol líquido sofre combustão total sob pressão constante, produzindo CO2 e H2O gasosos, a energia liberada é de 148 kcal. Na combustão de 3,00 mol de etanol, nas mesmas condições, a entalpia dos produtos, em relação à dos reagentes, é:

a) 74 kcal menor.

b) 444 kcal maior.

c) 444 kcal menor.

d) 888 kcal maior.

e) 888 kcal menor.

2 – (PUC-MG)Sendo o ΔH de formação do óxido de cobre II igual a –37,6 kcal/mol e o ΔH de

formação do óxido de cobre I igual a –40,4 kcal/mol, o ΔH da reação:

Cu2O(s) + 1/2 O2(g) → 2 CuO(s)

será:

a) –34,8 kcal.

b) –115,6 kcal

c) –5,6 kcal.

d) +115,6 kcal.

e) +34,8 kcal.

3 – (FUVEST – GV) Qual o calor obtido na queima de 1,000 kg de um carvão que contém 4,0 % de cinzas? Dados: Massa molar do carbono: 12 g/mol. Calor de combustão do carbono: 390 kJ/mol. 

a) 3,75 102 kJ

b) 1,30 103 kJ

c) 4,70 103 kJ

d) 3,12 104 kJ

e) 3,26 104 KJ

4 – (UNITAU)Nas pizzarias há cartazes dizendo “Forno à lenha”. A reação que ocorre deste forno para assar a pizza é: 

a) explosiva. 

b) exotérmica. 

c) endotérmica. 

d) higroscópica. 

e) catalisada.

5 – (PUC-MG)O fenol (C6H5OH) é um composto utilizado industrialmente na produção de plásticos e corantes. Sabe-se que sua combustão total é representada pela equação:

C6H5OH(l) + 7O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(g)

ΔH= -3054KJ/mol

e que as entalpias de formação do CO2(g) e H2O(g) valem, respectivamente: –395kJ/mol e –286kJ/mol a 25ºC e 1 atm. A entalpia de formação do fenol, a 25ºC e a 1 atm, em kJ/mol, é igual a:

a) – 174,0

b) – 2373,0

c) + 174,0

d) + 2373,0

6 – (UEL-PR)

I. C(graf) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = -74,5 KJ/mol

II. C(graf) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393,3 KJ/mol

III. H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ΔH = -285,8 KJ/mol

IV. C(s) → C(g) ΔH = +715,5 KJ/mol

V. 6C(graf) + 3H2(g) → C6H6(l) ΔH = + 48,9 KJ/mol

Dentre as equações citadas, têm ΔH representando ao mesmo tempo calor de formação e calor de combustão:

a) I e II

b) II e III

c) III e IV

d) III e V

e) IV e V

7 – (GF – RJ) – Considere a afirmativa: “A combustão de 1 mol de álcool etílico, produzindo CO2 e H2O, libera 325 Kcal.” A equação química que corresponde a essa afirmativa é:

a) C2H6(l) + 15/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)                   ΔH = -325kcal

b) C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)                         ΔH = -325kcal

c) C2H6O2(l) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)                       ΔH = +325kcal

d) C2H6(l) + 15/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g)                ΔH = +325kcal

e) C2H4(l) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(g)                       ΔH = -325kcal

8 – (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

9 – (Cesgranrio) Quando se adiciona cal viva (CaO) à água, há uma liberação de calor devida à seguinte reação química: 2 2 CaO H O Ca OH X kcal/mol Sabendo-se que as entalpias de formação dos compostos envolvidos são a 1 ATM e 25 °C (condições padrão) H (CaO) = – 151,9 kcal/mol H (H2O) = – 68,3 kcal/mol H (Ca(OH)2) = – 235,8 kcal/mol Assim, o valor de X da equação anterior será:

a) 15,6 kcal/mol 

b) 31,2 kcal/mol 

c) 46,8 kcal/mol 

d) 62,4 kcal/mol 

e) 93,6 kcal/mol

10 – (UEL)Considere a reação de combustão de 440,0 g de propano, a 25 °C e 1 atm, com liberação de 22.200 kJ. Para se obter 1110 kJ de calor, nas condições mencionadas, a massa de propano, em gramas, que deve ser utilizada é 

a) 44 

b) 22 

c) 11 

d) 8,8 

e) 4,4

11 – (UNIRIO) A quantidade de calor em kcal formado pela combustão de 221,0 g de etino, a 25 °C, conhecendo-se as entalpias (H) de formação do CO2(g), H2O(  ) e etino (g), é aproximadamente igual: Dados: H°(f): CO2(g)= – 94,10 kcal/mol H2O( )= – 68,30 kcal/mol C2H2(g)= + 54,20 kcal/mol 

a) – 2640,95 kcal

b) – 1320,47 kcal 

c) – 880,31 kcal 

d) – 660,23 kcal 

e) – 528,19 kcal

12 – (UFMG)A energia que um ciclista gasta ao pedalar uma bicicleta é cerca de 1.800 kJ/hora acima de suas necessidades metabólicas normais. A sacarose, C12H22O11 (massa molar = 342 g /mol), fornece aproximadamente 5.400 kJ/mol de energia. A alternativa que indica a massa de sacarose que esse ciclista deve ingerir, para obter a energia extra necessária para pedalar 1h, é: 

a) 1.026 g 

b) 114 g 

c) 15,8 g 

d) 3,00 g 

e) 0,333 g

Respostas dos Exercícios sobre Entalpia

Exercício resolvido da questão 1

e) 888 kcal menor.

Exercício resolvido da questão 2

a) –34,8 kcal.

Exercício resolvido da questão 3

d) 3,12 104 kJ

Exercício resolvido da questão 4

b) exotérmica. 

Exercício resolvido da questão 5

a) – 174,0

Exercício resolvido da questão 6

b) II e III

Exercício resolvido da questão 7

b) C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l)                         ΔH = -325kcal

Exercício resolvido da questão 8

a) -45

Exercício resolvido da questão 9

a) 15,6 kcal/mol 

Exercício resolvido da questão 10

b) 22

Exercício resolvido da questão 11

a) – 2640,95 kcal

Exercício resolvido da questão 12

b) 114 g 

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