aula 5

RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS PROPOSTOS
AULA 05 – TURMA FMJ
01. Item D
Sabendo-se que 1 cal ≅ 4,2 J, iremos fazer a conversão para encontrar a unidade desejada.
33.900 kcal x 4,2 kJ = 142.380 kJ/kg
Kg
1 kcal
02. Item D
A reação do processo descrito é CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O
∆H = – 800 KJ/mol
2,4 x 109 kJ x 1 mol CO2 x 44 g CO2 x 1 ton = 132 ton CO2/h
1h
800 kJ
1 mol CO2
106 g
03. Item A
10.000 kcal x 1 mol sal x 322 g sal x 1 kg = 161 kg sal
20 kcal
1 mol sal
1000g
04. Item E
O que o veículo precisa para se movimentar é a energia liberada pelo combustível. Vamos então determinar o
custo desta energia para o etanol (R$/kcal).
R$ 0,60 x 1 L x 1 g = R$ 0,125/kcal
1L
0,80 g 6,0 kcal
Para terem despesas idênticas, a energia liberada pela gasolina deve ter o mesmo custo daquela liberada pelo
etanol. Assim, vamos determinar o preço do litro da gasolina.
R$ 0,125 x 11,5 kcal x 0,70 g = R$ 1,00/L
Kcal
1g
1L
-1-
05. Item E
Vamos determinar o poder calorífico por mol de CO2.
Álcool =
gasolina =
30 kJ
x 46 g C2H5OH x 1 mol C2H5OH = 690 kJ/mol CO2
1 g C2H5OH 1 mol C2H5OH
2 mol CO2
47 kJ
1 g C8H18
Gás natural =
x 114 g C8H18 x 1 mol C8H18 = 670 kJ/mol CO2
1 mol C8H18
8 mol CO2
54 kJ
1 g CH4
x 16 g CH4 x 1 mol CH4 = 864 kJ/mol CO2
1 mol CH4 1 mol CO2
Considerando os resultados anteriores, em ordem decrescente, teremos gás natural, álcool e gasolina.
06. Item D
232,48 kcal x 2 mol H2 (g) x 2 g H2 (g) = 8,0000 g H2 (g)
116,24 kcal
1 mol H2 (g)
07. Item C
100 % x 1,4 x 103 kcal x 1 mol x 34 g ≅ 7,0%
2000 kcal
1 mol
342 g
08. Item C
∆H = HP – HR = [ (-1206,9) + (-241,8)] – [(-986,1) + (-393,50] = - 69,1 kJ/mol
-2-
09. Item C
Vamos calcular a energia para aquecer a água.
50 kg x
4 kJ x 300C = 6000 kJ
kg x 0C
Agora usaremos este valor entálpico para determinar o calor de combustão do butano.
6000 kJ x 60 g
120 g
1 mol
= 3000 kJ/mol
10. Item C
Vamos calcular a energia para aquecer a água.
5 x 104 kg x
4 kJ x 200C = 400 x 104 kJ
kg x 0C
Usaremos o valor encontrado para determinar a massa de combustível a ser queimada.
400 x 104 kJ x
1 kg
= 100 kg
4
4 x 10 kJ
11. Item D
O gráfico mostra que, durante a síntese do C2H2, houve um aumento no nível energético do sistema, portanto se
constituindo de uma mudança com caráter endotérmico.
12. Item C
Vamos determinar o poder calorífico em kJ/g de cada combustível.
-3-
CH3OH = 768,0 KJ x 1 mol = 24,00 kJ/g
mol
32 g
C2H5OH = 1380,0 KJ x 1 mol = 30,000 kJ/g
mol
46 g
CH4 = 896,0 KJ x 1 mol = 56,00 kJ/g
mol
16 g
C = 396,0 KJ x 1 mol = 33,00 kJ/g
mol
12 g
H2 = 286,0 KJ x 1 mol = 143,0 kJ/g
mol
2g
Respectivamente, o melhor e o pior desempenho são de hidrogênio e metanol.
13. Item B
∆H = HP – HR
- 1365,9 = [2(-393,5) + 3(-285,8)] – [∆Hf(C2H5OH) + 0]
::::::::::::
∆Hf(C2H5OH) = - 278,5 kJ/mol
14. Item C
Cálculo da energia envolvida na combustão do etanol.
∆H = HP – HR
[(2(-394) + 3(-286)] – [1(-278) + 0] = - 1368 kJ/mol
Vamos determinar a energia envolvida na queima do óleo BTE.
1 ton BTE x 44 kJ x 106 g = 44 x 106 kJ
1 g BTE 1 ton
-4-
Usando esta mesma quantidade de energia, vamos encontrar a massa de etanol que sofreria combustão.
44 x 106 kJ x 1 mol x 46 g x 1 ton ≅ 1,48 ton
1368 kJ
1 mol
106 g
15. Item B
A reação requisitada é C6H14 (l) → C6H6 (l) + 4 H2 (g). Para chegar à mesma, faremos a seguinte montagem.
C6H14(ℓ) + 19/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 7H2O(ℓ)
∆H = - 4163 kJ
6 CO2(g) + 3H2O(ℓ) → C6H6(ℓ) + 15/2 O2(g)
∆H = + 3268 kJ
4 H2O(ℓ) → 4 H2(g) + 2 O2(g)
∆H = + 1144 kJ
--------------------------------------------------------------------------------------------------C6H14 (l) → C6H6 (l) + 4 H2 (g)
∆H = + 249 kJ
16. Item D
Na reação inversa, o ∆H do processo equivale a + 225 kJ/mol.
17. Item A
A reação descrita no processo é C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l). Vamos então calcular sua variação
de entalpia.
∆H = HP – HR = [2(-94,10) + (-68,30)] – [(+54,20) + 0] = - 310,7 kcal/mol
Por fim, vamos encontrar a energia envolvida para a massa citada.
221,0 g C2H2 (g) x
1 mol
x - 310,7 kcal = - 2640,95 kcal
26 g C2H2 (g)
1 mol
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18. Item B
1 h x 1800 kJ x 1 mol x 342 g = 114 g
h
5400 kJ
1 mol
19. Item B
Vamos determinar a variação de entalpia da reação.
∆H = HP – HR = [3(-26,4)] – [(-196,2)] = + 117 kcal/mol
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