Exercícios sobre entalpia de formação (com questões respondidas e explicadas)
Teste seus conhecimentos sobre entalpia respondendo às questões abaixo. Confira as respostas e aprenda mais com as explicações que acompanham o gabarito.
Questão 1
Se a entalpia de formação do NH3(g) é –46,1 kJ/mol, a reação de formação de 51g de NH3:
Dado: (N=14u ; H=1u)
a) Libera 46,1kJ
b) Absorve 46,1kJ
c) Libera 138,3kJ
d) Absorve 138,3kJ
e) Libera 69kJ
Se para a formação de 1 mol de NH3 (massa molar 17g/mol) são liberados 46,1kJ de energia, podemos estabelecer uma regra de três relacionando massa de NH3 com energia:
Questão 2
Dada a reação de formação do Fe2O3(s):
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) ΔH = -1648kJ/mol
Assinale a alternativa correta:
a) A entalpia dos produtos é 1648kJ maior do que a entalpia dos reagentes
b) A entalpia dos reagentes é 1648kJ
c) A entalpia de formação do Fe2O3 é -824kJ/mol
d) A entalpia dos produtos é zero
e) A entalpia da reação independe da estequiometria da reação
Analisando cada uma:
a) A reação está liberando 1648kJ, o que indica que a entalpia dos produtos é MENOR do que a dos reagentes
b) A entalpia dos reagentes é ZERO por se tratarem de substâncias simples na forma alotrópica mais estável.
c) Como a reação fornecida na questão está formando 2 mol de Fe2O3 e a entalpia de formação trata da formação de apenas 1 mol, dividimos essas quantidade por 2, inclusive o valor de entalpia. Assim chegamos em 824kJ.
d) A entalpia dos produtos NÃO pode ser zero, pois apenas os reagentes têm entalpia zero. Assim, os produtos devem ter um valor diferente de zero para que o valor da variação de entalpia da reação dê qualquer outro valor.
e) Como visto na explicação do item C, a estequiometria está intimamente ligada à entalpia da reação, pois qualquer operação com os coeficientes estequiométricos também deve ser feita com a variação de entalpia da reação.
Questão 3
Se a entalpia de formação do CO2(g) é –393,5 kJ/mol e a do H2O(l) é –285,8 kJ/mol, qual é o ΔHf° do metano (CH4(g)) sabendo que sua combustão libera 890,4 kJ/mol?
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
a) -890kJ/mol
b) +890kJ/mol
c) -74,7kJ/mol
d) +74,7kJ/mol
e) -1605kJ/mol
Utilizando a fórmula:
Vamos substituir os valores da questão, sendo x o valor que queremos descobrir e lembrando também que a entalpia de formação do O2(g) é 0, já que se trata de substância simples na forma alotrópica mais estável:
Questão 4
A tabela abaixo mostra as entalpias padrão de formação (ΔHf°) de alguns óxidos de nitrogênio:
| Composto | ΔHf° / kJ.mol-1 |
| N2O | +82,1 |
| NO | +90,3 |
| NO2 | +33,2 |
| N2O4 | +9,2 |
Com base nos dados, assinale a alternativa correta:
a) A formação de N2O(g) a partir de N2(g) e O2(g) é exotérmica.
b) NO2(g) é mais estável termodinamicamente que NO(g) em condições padrão.
c) A dimerização de 2NO2(g) → N2O4(g) libera 24,0 kJ/mol de calor.
d) A entalpia de formação do N2(g) é +90,3 kJ/mol.
Analisando cada uma separadamente:
a) Falso: ΔHf° positivo indica processo endotérmico.
b) Verdadeiro: para a formação de NO2 é requerida uma energia menor do que para o NO, indicando que este último não é tão estável quando o anterior.
c) Falso:
ΔH = ΔHf°(N2O4) – 2 ΔHf°(NO2)
= 9,2 – 2 . (33,2)
= –57,2 kJ/mol (libera 57,2 kJ/mol).
d) Falso: N2(g) é substância simples na forma alotrópica mais estável (ΔHf° = 0).
Questão 5
Continue estudando com: Entalpia de formação: o que é e como calcular (com exemplos e exercícios), entalpia e termoquímica.
Para praticar mais: Exercícios sobre Termoquímica
Exercícios sobre entalpia de formação (com questões respondidas e explicadas). Toda Matéria, [s.d.]. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/exercicios-sobre-entalpia-de-formacao/. Acesso em:
