Entalpia de formação e Energia de ligação

(UEL-PR)

I. C_(graf) + 2 H_{2 (g)} → CH_{4 (g)} ΔH = -74,5 kJ/mol

II. C_(graf) + 2 O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} ΔH = -393,3 kJ/mol

III. 2 H_{2 (g)} + 1/2 O_{2 (g)} → H₂O _(l) ΔH = -285,8 kJ/mol

IV. C _(s) → C _(g) ΔH = +715,5 kJ/mol

V. 6 C_(graf) + 3 H_{2 (g)} → C₆H_{6 (l)} ΔH = +48,9 kJ/mol

Dentre as equações citadas, tem 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

3 MgO (s) + Al (s) → 3 Mg (s) + Al₂O₃ (s)

A variação de entalpia (∆H) da reação representada pela equação, em kJ/mol, é

Dado: Entalpias de formação, em kJ/mol, no estado padrão.

MgO (s) = -600

Al₂O₃ (s) = -1670

• -1070

• -130

• +130

• +1070

A quebra de ligações químicas é um processo endotérmico, logo o valor de entalpia será positivo.

• Certo

• Errado

Para determinar a entalpia da reação por meio da energia de ligação é necessário que as substâncias estejam no estado sólido.

• Certo

• Errado

O valor de ΔH, em kcal/mol, da reação descrita é de

• a) - 63

• b) -166

• c) +166

• d) -1434

• e) +1434

A reação de combustão do formol (CH₂O), realizadas na condição padrão, é representada pela seguinte equação:

CH₂O (g) + O₂ (g) → CO₂ (g) + H₂O (l) ΔH = -570 kJ

Dadas as entalpias padrão de formação do H₂O (l) = -286 kJ/mol e do CO₂ (g) -394 kJ/mol, a entalpia padrão do formol (CH₂O), em kJ/mol, é de

• +110

• -110

• -1250

• +1250

Para as moléculas de etanol e butanol, os valores totais da energia de ligação (em kcal/mol) destas moléculas são respectivamente iguais a:

• a) 861 e 1454.

• b) 668 e 1344.

• c) 668 e 1134.

• d) 778 e 1344.

• e) 778 e 1134.