O documento apresenta três fenômenos termoquímicos: 1) a madeira que queima libera energia na forma de calor enquanto o gelo que derrete absorve energia na forma de calor; 2) o calor envolvido nessas transformações é estudado pela termoquímica; 3) substâncias podem absorver ou liberar calor durante transformações.

1. Observe os fenômenos abaixo:
A madeira ao queimar O gelo para fundir
LIBERA ABSORVE
energia na forma de energia na forma de
CALOR CALOR
O calor envolvido nas transformações é estudado pela TERMOQUÍMICA

2. Absorvem calor do Liberam calor para o
meio ambiente meio ambiente

3. 01) Considere as seguintes transformações que ocorrem em uma vela
acesa:
I. Solidificação da parafina que escorre da vela. EXOTÉRMICA
II. Queima da parafina. EXOTÉRMICA
III. Vaporização da parafina. ENDOTÉRMICA
Dessas transformações, APENAS:
a) I é endotérmica.
b) II é endotérmica.
c) III é endotérmica.
d) I e II são endotérmicas.
e) II e III são endotérmicas. sublimação
fusão vaporização
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
solidificação condensação
ressublimação

4. 02) Ao se dissolver uma determinada quantidade de cloreto
de amônio em água a 25°C, obteve-se uma solução cuja
temperatura foi de 15°C. A transformação descrita
caracteriza um processo do tipo:
a) atérmico.
b) adiabático.
c) isotérmico.
d) exotérmico.
e) endotérmico.

5. 03) (UFMG – 2002) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes,
sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a
evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo humano. Essa
sensação de frio explica-se CORRETAMENTE pelo fato de que a evaporação
da água
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo.
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo.
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo.
e) é um processo atérmico e não troca calor com o corpo.

6. 04) (Unesp-SP) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos:
I. Gás queimando em uma das “bocas” do fogão.
II. Água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta “boca” do
fogão.
Com relação a esses processos, pode-se estimar que:
a) I e II são exotérmicos.
b) I é exotérmico e II é endotérmico.
c) I é endotérmico e II é exotérmico.
d) I é isotérmico e II é exotérmico.
e) I é endotérmico e II é isotérmico.

7. Toda espécie química possui uma energia,
que quando medida à
pressão constante, é chamada de
ENTALPIA (H)
Não é possível calcular a entalpia
de um sistema,
e sim a sua variação ( ΔH )
ΔH = H final – H inicial

8. ΔH = H final – H inicial
ENTALPIA (H)
REAGENTES
HR
ΔH < 0
PRODUTOS
HP
Caminho da reação

9. ΔH = H final – H inicial
ENTALPIA (H)
PRODUTOS
HP
ΔH > 0
REAGENTES
HR
Caminho da reação

10. 01) Considere o gráfico a seguir:
HP – HR
ΔH= 15 kcal 25
40
Kcal
C + D
40
A + B
25
Caminho da reação
São feitas as afirmações:
I. A entalpia dos produtos é de 40 kcal VERDADEIRA
II. A reação absorve 15 kcal VERDADEIRA
III. A reação direta é exotérmica FALSA
IV. A variação de entalpia é de 15 kcal VERDADEIRA
É correto afirmar que:
a) Apenas I é verdadeira.
b) Apenas I e II são verdadeiras.
c) Apenas I, II e IV são verdadeiras.
d) Apenas I, II e III são verdadeiras.
e) Apenas III é verdadeira.

11. 01) Reação exotérmica é aquela na qual:
V 1 - há liberação de calor.
V 2 - há diminuição de energia.
V 3 – a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos.
V 4 - a variação de entalpia é negativa.
Estão corretos os seguintes complementos:
a) somente 1.
b) somente 2 e 4.
c) somente 1 e 3.
d) somente 1 e 4.
e) 1, 2, 3 e 4.

12. 02) Considere o seguinte gráfico:
Entalpia (H)
A (g) + B (g)
ΔH
2 AB (g)
caminho da reação
De acordo com o gráfico acima, indique a opção que
completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo.
NEGATIV EXOTÉRMICA
"A variação da entalpia é ...................; a reação é .......................
A
LIBERANDO
porque se processa ...................... calor”
a) positiva, exotérmica, liberando.
b) positiva, endotérmica, absorvendo.
c) negativa, endotérmica, absorvendo.
d) negativa, exotérmica, liberando.
e) negativa, exotérmica, absorvendo.

13. 03) (UEL-PR) As bolsas térmicas consistem, geralmente, de dois invólucros
selados e separados, onde são armazenadas diferentes substâncias
químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é rompida, as
substâncias neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento ou o
resfriamento. A seguir, estão representadas algumas reações químicas que
ocorrem após o rompimento da camada que separa os invólucros com seus
respectivos ΔH.
I. CaO + SiO2 (g)  CaSiO3 (s) ΔH = – 89,5 kj/mol
II. NH4NO3 (s) + H2O (l)  NH4+ (aq) + NO3– (aq) ΔH = + 25,69 kj/mol
III. CaCl2 (s) + H2O (l)  Ca2+(aq) + 2 Cl– (aq) ΔH = – 82,80 kj/mol
Analise as reações e os valores correspondentes de ΔH e indique a
alternativa que correlaciona, adequadamente, as reações com as bolsas
térmicas quentes ou frias.
a) I. fria, II. quente, III. Fria.
b) I. quente, II. fria, III. quente.
c) I. fria. II. fria, III. fria.
d) I. quente, II. quente, III. Fria.
e) I. quente, II. quente, III. quente.

14. QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H 2O ( l ) ΔH = – 286 KJ
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ

15. ESTADO FÍSICO DOS
REAGENTES E DOS PRODUTOS
H (g) + 1/ O2 (g)
2 2 HO ( s)
2 H = – 293 KJ
H (g) + 1/ O2 (g)
2 2 HO (
2 H = – 286 KJ
l)
H (g) + 1/ O2 (g )
2 2 HO ( v)
2 ∆H = – 243 KJ

16. ENTALPIA
H (g) + 1/ O2 (g)
2 2
ΔH1 = – 243 KJ
HO ( v)
2
1
ΔH2 = – 286 KJ
HO ( l)
2
2
ΔH3 = – 293 KJ
HO ( s)
2
3
caminho da reação

17. ESTADO ALOTRÓPICO
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ
C(diamante) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 395,0 KJ
ENTALPIA
C(diamante) + O2(g)
C(grafite) + O2(g) ΔH = – 395,0 KJ
ΔH = – 393,1 KJ
CO2(g)
caminho da reação

18. EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ
(25°C , 1 atm)
É a equação química que indica a variação de entalpia da reação,
os estados físicos das substâncias
e as condições de temperatura e pressão
em que a mesma se processa

19. Observações:
Se a equação termoquímica
em um sentido for endotérmica, no sentido contrário
será exotérmica
Quando não citamos os valores
da pressão e da temperatura é porque correspondem
as condições ambientes

20. 01) Considere a reação representada pela equação termoquímica:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = – 22 kcal
São feitas as seguintes afirmações:
V I. A quantidade de energia liberada será maior se o produto
obtido for dois mols de NH3 no estado líquido.
V II. A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal.
V III. A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol.
Quais são corretas?
A energia liberada aumenta no sentido:
a) apenas I. GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO
b) apenas I e II.
2 x 17 g absorve 22 kcal Então “ x = 4,4 kcal
c) apenas I e III.
6,8 g absorve x kcal
d) apenas II e III.
e) I, II e III. a formação de 2 mol libera 22 kcal
a formação de 1 mol libera 11 kcal

21. ESTADO PADRÃO DOS ELEMENTOS
E DOS COMPOSTOS QUÍMICOS
Um elemento químico ou composto se encontra no
ESTADO PADRÃO
quando se apresenta em seu estado
(físico, alotrópico ou cristalino)
mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão
C(grafite) O2(g) CO2(g) H2O ( l )

22. Quando a substância é SIMPLES
e se encontra no estado padrão sua entalpia será igual a
ZERO
Assim, no estado padrão, terão entalpias iguais a ZERO
Carbono grafite
Oxigênio
Fósforo vermelho
Enxofre rômbico
Nitrogênio (N2)
Prata (Ag)

23. É a variação de entalpia envolvida
na formação de 1 mol da substância, a partir
das substâncias simples correspondentes,
com todas as espécies no estado padrão
H (g) + 1/ O2 (g)
2 2 ΔH = – 286 KJ
HO ( l )
2
1 2(g) + 3 H
N 2(g) NH3(g) ΔH = – 11
2 2 kcal

24. Podemos calcular a
variação de entalpia de uma reação
a partir das entalpias de formação das
substâncias que
participam da reação pela fórmula:
ΔH = H final – H inicial

25. 01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol:
Al2O3(s) = – 1670; MgO(s) = – 604.
Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da
reação representada por:
3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s)
Seu valor é igual a:
ΔH = H final – H inicial
a) – 1066 kj.
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)]
b) – 142 kj.
c) + 142 kj. ΔH = (– 1670) – (– 1812)
d) + 1066 kj. ΔH = – 1670 + 1812
e) + 2274 kj. ΔH = + 142 kJ

26. 02) Sendo o ∆H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o ∆H
de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o ∆H da reação
abaixo será:
2 FeO + 1/2 O22  Fe22O3
2 FeO + 1/2 O  Fe O3
a) – 68,4 kcal/mol.
ΔH = H final – H inicial
b) + 68,4 kcal/mol.
c) – 132,5 kcal/mol. ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)]
d) + 132,5 kcal/mol. ΔH = (– 196,5) – (– 128,04)
e) – 260,5 kcal/mol
ΔH = – 196,5 + 128,04
ΔH = – 68,42 kcal

27. 03) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação abaixo equacionada:
CH44(g) + H22O(V)  CO (g) + 3 H22(g)
CH (g) + H O (V)  CO (g) + 3 H (g)
A entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a:
Entalpias de formação em kj/mol,
CH4 = – 75; H2O = – 287; CO = – 108.
a) + 254 kj.
ΔH = H final – H inicial
b) – 127 kj.
ΔH = [1 x (– 108)] – [1 x (– 75 + 1 x (– 287)]
c) – 479 kj.
ΔH = (– 108) – [– 75 – 287]
d) + 508 kj.
e) – 254 kj. ΔH = (– 108) – (– 362)
ΔH = – 108 + 362
ΔH = 254 kj

28. 04)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos,
C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O ()
Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2H2 (g) )
ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g) )
ΔH = – 285,5 kj/mol (H2O () )
Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C 2H2,
em kj/mol.
a) + 1298,6.
ΔH = H final – H inicial
b) – 1298,6. ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)]
c) – 905,3. ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5
d) + 905,3. ΔH = – 1298,6 kj/mol
e) – 625,8.

29. É a energia liberada na combustão completa
de 1 mol de uma determinada substância,
com todas as substâncias envolvidas
na combustão, no estado padrão
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H 2O ( l ) ΔH = – 68 KJ
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ

30. 01) O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal.
Quando 80 g de metano são queimados, a energia liberada é:
Dados: C = 12 u.; H=1u
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
a) 1060 Kcal. libera
b) 530 Kcal. 116 g de CH4
mol de CH4 212 kcal
c) 265 Kcal. libera
80 g de CH4 x kcal
d) 140 Kcal.
16 212 16 x = 212 80
e) 106 Kcal. = x x
80 x
16960
x=
CH4 : 12 + 4 x 1 = 16 g 16
x = 1060 kcal

31. 02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C 12H22O11(s),
é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO2 (g) e H2O () os únicos produtos da
reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔHf = – 394 kj/mol (CO2(g)) e
ΔHf = – 286 kj/mol (H2O()), responda às seguintes questões.
a) A reação de combustão da sacarose é exotérmica ou endotérmica?
EXOTÉRMICA
b) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão da
sacarose sólida.
___ C12H22O11(s) + ___ O2 (g)  ___ CO2 (g) + ___ H2O ()
1 12 12 11
c) Calcule a entalpia de formação da sacarose sólida, a 25ºC e 1 atm.
ΔH = H final – H inicial
– 5635 = [12 x (– 394) + 11 x (– 286)] – [ ΔHf ]
– 5635 = – 4728 – 3146 – ΔHf
ΔHf = 5635 – 7874 ΔHf = – 2239 kj/mol

32. É a energia envolvida (absorvida)
na quebra de 1 mol de determinada ligação química,
supondo todas no estado gasoso, a 25°C e 1 atm
A quebra de ligações será sempre um processo
ENDOTÉRMICO
H – H (g) 2 H (g) ΔH = + 435,5 KJ/mol

33. 01) São dadas as seguintes energias de ligação:
Ligação Energia (kj/mol) Ligação Energia (kj/mol)
H – Cl 431,8 Cl – Cl 242,6
H–F 563,2 F–F 153,1
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação
2 2 HClC l + F2 F –  2 HF (g) + Cl2 (g)
H – (g) + (g) F  2 H – F +
Cl – Cl
Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem
variação de entalpia, em kj, da ordem de:
) – 584,9, sendo endotérmica. 2 X 431,8 + 1 X 153,1 2 X 563,2 + 1 X 242,6
) – 352,3, sendo exotérmica. 863,6 + 153,1 1126,4 + 242,6
) – 220,9, sendo endotérmica. + 1016,7
+ 1016,7 – 1369
– 1369
) + 220,9, sendo exotérmica.
ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj
= – 352,3 kj
) + 352,3, sendo endotérmica.

34. 02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da
reação seguinte:
3 Cl2 + 2 NH3  6 HCl + N2
N–H 93 kcal/mol N≡ N 225 kcal/mol
H – Cl 103 kcal/mol Cl – Cl 58 kcal/mol
H
3 Cl – Cl + 2 N–H 6 H – Cl + N≡ N
H
3 x 58 + 6 x 93 6 x 103 + 225
174 + 558 618 + 225
+ 732 kcal – 843 kcal
ΔH = (+ 732) + (– 843) ΔH = – 111 kcal

35. 03) Na reação representada pela equação abaixo, sabe-se que a
energia da ligação C – H é igual a 98,8 kcal/mol. O valor da
ligação C = C, em kcal/mol, é:
H – C = 2H4(g)  2 C(g) + 4 H(g)
CC – H ΔH = + 542 kcal/ ol
m
H H x + 4 x 98,8 = 542
a) 443,2 kcal/mol. x + 395,2 = 542
b) 146,8 kcal/mol. x = 542 – 395,2
c) 344,4 kcal/mol. x = + 146,8 kcal
d) 73,4 kcal/mol.
e) 293,6 kcal/mol.

36. 04)(UNI – RIO) O gás cloro (Cl2) amarelo-esverdeado é altamente tóxico. Ao ser
inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando ácido clorídrico
(HCl), um ácido forte, capaz de causar graves lesões internas, conforme a
seguinte reação: Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl
ou
Cl2(g) + H2O(g)  HCl(g) + HClO(g)
Ligação Energia de ligação (kj/mol) Ligação Energia de ligação (kj/mol)
Cl – Cl 243 H – Cl 431
H–O 464 Cl–O 205
Utilizando os dados constantes na tabela anterior, marque a opção que
contém o valor correto da variação de entalpia verificada, em kj/mol.
a) + 104. Cl – Cl + H – O – H  H – Cl + H – O – Cl
b) + 71. 1 x 243 + 2 x 464 1 x 431 + 1 x 464 + 1 x 205
c) + 52.
243 + 928 431 + 464 + 205
d) – 71.
+ 1171 kj – 1100 kj
e) – 104.
ΔH = 1171 – 1100 ΔH = + 71 kj/mol

37. C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,3 KJ
caminho direto
C(grafite) + O2 (g) CO2(g)
estado inicial estado final
CO(g) + 1/2 O2 (g)
estado intermediário
ΔH1 = – 110,3 KJ ΔH2 = – 283,0 KJ
Observe que: ΔH1 + ΔH2 = ΔH
(– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ

38. Estas observações foram feitas por
Germain Henry Hess
e, ficou conhecida como
LEI DE HESS
As reações químicas
podem ocorrer em várias etapas,
porém, verifica-se que sua variação de entalpia depende
apenas dos
estados inicial e final da mesma

39. 01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess.
V
V I. O calor de reação depende apenas dos estados inicial e final do processo.
V II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem
V
equações matemáticas.
V III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor
V
da variação de entalpia.
F IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o
F
valor da variação de entalpia depende dos estados intermediários através
dos quais o sistema pode passar.
Conclui-se que:
a) são verdadeiras as afirmações I e II.
b) são verdadeiras as afirmações II e III.
c) são verdadeiras as afirmações I, II e III.
d) todas são verdadeiras.
e) todas são falsas.

40. 02) (EEM – SP) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H2SO4),
obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H2S2O7),
que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO3). A
equação global pode ser representada por:
S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 ()  8 H2S2O7 ()
As etapas envolvidas no processo são:
I. S8 (s) + 8 O2 (g)  8 SO2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol
II. SO2 (g) + 1 /2 O2 (g)  SO3 (g) ΔH = – 100 kj/mol
III. SO3 (g) + H2SO4 ()  H2S2O7 () ΔH = – 130 kj/mol
Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum.

41. S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 ()  8 H2S2O7 ()
I. S8 (s) + 8 O2 (g)  8 SO2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol
II. SO2 (g) + 1/2 O2 (g)  SO3 (g) ΔH = – 100 kj/mol
III. SO3 (g) + H2SO4 ()  H2S2O7 () ΔH = – 130 kj/mol
Repetimos a equação ( I ):
Multiplicamos a equação ( II ) por “ 8 “ :
Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ :
Somamos todas as equações:
S8 (s) + 8 O2 (g)  8 SO2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol
8 SO2 (g) + 4 O2 (g)  8 SO3 (g) ΔH = – 800 kj/mol
8 SO3 (g) + 8 H2SO4 ()  8 H2S2O7 () ΔH = – 1040 kj/mol
S8 (s) + 12 O2 (g) + 8 H2SO4 ()  8 H2S2O7 () ΔH = – 4215 kj/mol

42. 03) (Covest – 2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação
do
ferro dadas abaixo:
Fe(s) + 1 O2(g) FeO(s) ΔH = – 64 kcal
2
2 Fe(s) + 3 O2(g) F 2O3(s)
e ΔH = – 196 kcal
2
Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação:
1
2 FeO(s) + O2(g) F 2O3(s)
e
2
Devemos Devemos repetir a segunda2 ” a primeira equação
Somando e multiplicar por “ equação
inverter as duas equações, teremos:
2FeO(s) 2 Fe(s) + O2(g) ΔH = + 128 kcal
3
Fe(s) + O2(g) F 2O3(s)
e ΔH = - 196 kcal
2
2FeO(s) + 1 O2(g) F 2O3(s)
e ΔH = - 68 kcal
2

43. 04) A partir das equações termoquímicas:
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g)  H 2O ( l ) ΔH = – 286 KJ
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g)  H 2O ( v ) ΔH = – 242 KJ
É possível prever que na transformação de 2,0 mols de água
líquida em vapor d’água haverá:
a) liberação de 44 kJ. Como queremos transformar
b) absorção de 44 kJ. água líquida em vapor d’água, deveremos:
c) liberação de 88 kJ. inverter a primeira equação:
d) absorção de 88 kJ. repetir a segunda equação:
e) liberação de 99 kJ. somar as duas equações:
H2O ( l )  H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) ΔH = +
H 2 (g) 286 KJ
+ 1/2 O 2 (g)  H 2O ( v ) ΔH = –
242 KJ
H 2O ( l )  H 2 O (v) ΔH =
+ 44 KJ Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “
Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “

44. 05) Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas:
Pág 339
Pág 339 A+B C ΔH = – 20,5 kcal
Ex.01
Ex.01 D+BC ΔH = – 25,5 kcal
AD ΔH = ? kcal
A variação de entalpia da transformação de A em D será:
a) – 5,0 kcal A  D ΔH = ? kcal
b) + 5,0 kcal
c) + 46,0 kcal A + B  C ΔH = – 20,5 kcal
d) – 46,0 kcal C  D + B ΔH = + 25,5 kcal
e) – 0,5 kcal
A  D ΔH = + 5,0 kcal

45. 06) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação
abaixo:
3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g)
Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas:
1) C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ΔH = – 94,0 kcal
2) H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) ΔH = – 68,3 kcal
3) C3H8(g)+ 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l ) ΔH = – 531,1 kcal
3 C(grafite) + 3 O2(g)  3 CO2(g) ΔH = – 282,0 kcal
4 H2(g) + 2 O2(g)  4 H2O(l) ΔH = – 273,2 kcal
3 CO2(g) + 4 H2O(l )  C3H8(g)+ 5 O2(g) ΔH = + 531,1 kcal
3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g) ΔH = – 24,10 kcal

46. 07) (Covest-2005) A gasolina, que contém octano como um componente, pode
produzir monóxido de carbono, se o fornecimento de ar for restrito. A partir
das entalpias padrão de reação para a combustão do octano (1) e do
monóxido de carbono (2), obtenha a entalpia padrão de reação, para a
combustão incompleta de 1 mol de octano líquido, no ar, que produza
monóxido de carbono e água líquida.
(1) 2 C 8 H 18 ( l ) + 25 O 2 ( g ) 16 C O 2 ( g ) + 18 H 2O ( l ) ∆ = - 10.942 kj
(2) 2 C O ( g ) + O 2 ( g ) 2 CO 2 ( g ) ∆ = - 566,0 kj
1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O
1 C8H18 + 25/2 O2  8 CO2 + 9 H2O ΔH = – 5471 kj
8 CO2  8 CO + 4 O2 ΔH = + 2264 kj
1 C8H18 + 17/2 O2  8 CO + 9 H2O ΔH = – 3207 kj