Questões sobre Lei de Hess (2° ano)

EXERCÍCIOS DE LEI DE HESS

1 - A partir dos valores de ∆H determine a variação de entalpia do processo:

                     N_{2 (g)}  +  O_{2 (g)}  →   2 NO_{2 (g)}                            ∆H =  ?

         

   I)     N_{2 (g)}  +  2O_{2 (g)}  → 2 NO_{2 (g)}                                                ∆H =  + 66 kJ.mol^-1

  II)   2 NO _{(g)    +}   O_{2 (g)}     →  2 NO_{2 (g)}                                         ∆H = –113 kJ.mol^-1

2 – Calcule o ∆H da reação abaixo:

               P_{4 (s)}  +  10 Cl_{2 (g)}  →   4 PCl _{5 (s)}                            ∆H =  ?

          etapas:

   I)      P_{4 (s)}   +    6 Cl_{2 (g)}    →   4 PCl _{3 (l)}                              ∆H = –1.279  kJ.mol^-1

  II)   4 PCl _{3 (l)} +  4 Cl_{2 (g)}     →   4 PCl _{5 (s)}                            ∆H =   – 496 kJ.mol^-1

3 - Dadas as equações termoquímicas:

             C _(Graf.)→  C _(diam.)           ∆H =  ?

I)    C _(Graf.) + O_{2 (g)} →  CO_{2 (g)}        ∆H =  - 94,10 kcal

II)   C _(diam.) + O_{2 (g)} →  CO_{2 (g)}        ∆H =  - 94,55 kcal

    

A variação de entalpia será:

         a) - 188,65 kcal          b) + 0,45 kcal      c) + 188,65 kcal          d) – 0,45 kcal        e) – 94,32 kcal

4 - Observe as equações termoquímicas:

I)    C _(s)   + H₂O _(g) →  CO _(g)  +  H_{2 (g)}          ∆H =  + 31,4 kcal     

II)   CO _(g)    +  ½  O_{2 (g)}  →  CO_{2 (g)}                   ∆H =  - 67,6 kcal     

III)   H_{2 (g)} +  ½  O_{2 (g)}  →  H₂O_(g)               ∆H =  - 57,8 kcal  

De acordo com o ∆H ( variação de entalpia), podemos afirmar que:

a) II é endotérmica, I e III exotérmica.                d) I e II são endotérmicas, III exotérmica.

b) I e II são endotérmicas, II exotérmica.             e) I é endotérmica, II e III exotérmicas.

c) II e III são endotérmicas, I exotérmica.  

Link com as questões sobre pilha de Daniel (3° ano)

http://www.infoescola.com/quimica/pilha-de-daniell-pilha-eletroquimica/exercicios

Exercício 1° ano (Ligações Químicas)

LISTA DE EXERCÍCIOS – LIGAÇÕES QUÍMICAS

PRIMEIRO ANO

Informação importante: Sempre que necessário, consulte os números atômicos em uma tabela periódica.

1 – O que significam os termos emparelhado e desemparelhado, referentes aos elétrons dos átomos?

2 – Para os seguintes átomos: Na, Mg, N, S e F responda:

a) Quantos elétrons de valência existem em cada um dos átomos desses elementos?

b) Quantos elétrons emparelhados e desemparelhados existem na camada de valência de cada um desses átomos?

c) Quantas ligações covalentes (comuns e dativas) cada um desses átomos podem realizar? Justifique.

3 – Monte as fórmulas eletrônica e estrutural (quando houver) para os seguintes compostos químicos.

a) HNO₃                                                

b) H_­2O

c) CH₄

d) H₃C-CH₂-OH

e) H₃PO₄

f) SO₂

g) SO₃

h) O₃

4 – Monte as fórmulas mínimas para os compostos iônicos formados pela união dos seguintes elementos:

a) Na e S

b) K e O

c) Ba e N

d) Al e O

e) Cl e P

f) Mg e H

5 – Explique a razão pela qual é incorreto chamarmos os compostos iônicos de moléculas.

6 - Sobre os compostos iônicos, responda:

a) Qual é seu estado físico à temperatura ambiente?

b) Por que, estes compostos possuem altos pontos de fusão e ebulição?

c) Por que um composto iônico só pode conduzir energia elétrica quando em estado líquido ou em solução.

7 – Sobre os metais:

a) Como se forma uma ligação metálica?

b) Baseando-se nesta teoria, explique a razão pela qual os metais são bons condutores elétricos e térmicos?

8 – Define-se como eletronegatividade, a capacidade de um átomo em atrair para si os elétrons de uma ligação química. A eletronegatividade dos elementos pode nos dar idéia sobre o tipo de ligação que será estabelecida entre dois ou mais átomos de elementos químicos.

Sendo assim, o que podemos afirmar sobre a eletronegatividade dos átomos numa ligação:

a) iônica

b) covalente

c) metálica

9 – Faça um desenho que represente da forma mais correta possível a estrutura de:

a) Um cristal de NaCl

b) Um cristal metálico de ferro.

c) Moléculas de água no estado líquido e gasoso.

10 – Qual é a diferença entre um cristal metálico e um cristal iônico?

Ligação química

Exercício 9° ano (Ligações Químicas)

1. Monte os esquemas de Lewis dos seguintes átomos:
    a) K(Z = 19)             b) Ca (Z = 20)           c) C(Z 6)         d) F(Z = 9)          e) S(Z = 16)               f) N (Z = 7)

 2. Estabeleça a ligação entre magnésio (Mg) e oxigênio (O).

 3. Estabeleça a ligação através de pares eletrônicos entre:
    a) carbono e hidrogênio                             c) nitrogênio e hidrogênio
    b) hidrogênio e enxofre                             d) átomos de cloro

 4. Qual é a fórmula do composto formado quando átomos do elemento genérico M, que formam cátions trivalentes, se ligam a átomos do elemento A, pertencente à família dos calcogênios?  

5. Tem-se dois elementos químicos A e B, com números atômicos 20 e 35, respectivamente.
    a) Escreva as configurações eletrônicas de A e B.
    b) Com base nas configurações, localize A e B na Tabela Periódica.
    c) Que tipo de ligação ocorrerá entre A e B e qual a fórmula do composto formado?  

6. Sabendo que o elemento X possui número atômico 20, e o elemento Y pertence à família dos halogênios,

    forneça o tipo de ligação química e a fórmula molecular do composto formado entre esses elementos. 

7. Sabendo que o número de elétrons doados’e recebidos deve ser o mesmo e que o cálcio doa 2 elétrons e  o flúor recebe somente um, então, ao se ligarem entre si átomos de cálcio e flúor, obtemos uma substância de que tipo e de que fórmula?

Trabalho experimental (3° série - Ensino Médio) Dicas: Como fazer uma pilha

Como fazer uma pilha

Uma pilha, em termos simples, é um cátodo (a ponta positiva), um ânodo (a ponta negativa) e um eletrólito (a parte do meio). Há muitas combinações diferentes no mercado. A eletricidade é o movimento dos elétrons, partículas minúsculas com carga negativa. O ânodo costuma ser feito de alguma substância capaz de ceder elétrons com facilidade, como o zinco, que cede dois elétrons a cada átomo. O cátodo costuma ser feito de alguma substância que aceite elétrons com facilidade, como o cobre.
O eletrólito lá dentro pode ser um líquido, um gel ou uma pasta. O importante é que contenha íons com carga positiva e negativa que possam fluir quando o ânodo e o cátodo forem ativados. Quando o físico italiano Alessandro Volta fez a primeira pilha, usou cobre no cátodo, zinco no ânodo e u eletrólito de papel mata-borrão com água do mar. O seu nome nos deu a palavra \"volt\", como na bateria de 12 volts dos carros. Se você pensar na eletricidade como se fosse um cano d\'água, o volt mediria a velocidade da água, mas também é preciso um buraco grande por onde fluir, que é medido em \"amperes\".
Pode-se ter voltagem suficiente para deixar o cabelo em pé mas, sem amperager ela só vai provocar uma fagulhinha. No entanto, a eletricidade doméstica, no Brasil, tem 110 ou 220 volts e amperagem suficiente para matar uma pessoa.

VOCÊ VAI PRECISAR DE:
•Dez moedas de cinco centavos - as de cobre.
•Papel de alumínio de cozinha.
•Papel mata-borrão.
•Dois pedaços de fio de cobre (tirados de qualquer fio elétrico).
•Vinagre.
•Sal.
•Tigela.
•Um LED, diodo emissor de luz (você o encontra em lojas de ferragem e de modelismo).
•Fita-crepe.

A moeda de cobre será o cátodo, o papel de alumínio, o ânodo.
Corte o papel alumínio e o papel mata-borrão em círculos, para empilhá-los uns sobre os outros. O papel mata-borrão será encharcado de vinagre, e também servirá para impedir que os metais se toquem; assim, corte os círculos de mata-borrão um pouco maiores do que o papel de alumínio e as moedas.

1- Na tigela, misture o vinagre com um pouco de sal. O vinagre é ácido acético e todos os ácidos podem ser usados como eletrólitos. Na bateria dos carros, usa-se ácido sulfúrico mas não se deve brincar com um produto tão forte. Ele corrói a roupa e queima a pele, ao contrário do vinagre, que você também põe na salada.

O sal de cozinha é cloreto de sódio, combinação de um íon positivo com outro negativo (Na+ e Cl-). No eletrólito, vão se separar e aumentar a sua potência.

2. Embeba os círculos de mata-borrão no eletrólito cheio de íons.

3. Com fita-crepe, prenda uma ponta de fio na parte de baixo de um disco de papel de alumínio. Este é o terminal negativo. Agora, faça a pilha na seguinte seqüência: papel de mata-borrão, moeda, papel de alumínio, mata-borrão, moeda. Cada combinação é uma pilha minúscula, porém para acender um LED você vai precisar de várias. Uma bateria de carro costuma ter seis delas, mas com \"células\" de superfície muito maior. Como regra geral, quanto maior a pilha, mais potência ela tem. (A potência é medida em watts= ampéres x volts).
Todos os íons positivos irão para um terminal e todos os íons negativos para o outro. De fato, você está carregando a sua pilha.

4. Depois de fazer a pilha, prenda o outro fio na moeda de cima com a fita-crepe. Este será o terminal positivo. Agora você pode acender um LED, como na figura abaixo, ou, se tiver pilhas de moedas em quantidade suficiente, até uma lâmpada pequena.



Talvez ainda inventem pilhas de nova geração, mas se você entender a pilha que acabo de ensinar a fazer, irá entender qualquer tipo de pilha ou bateria existente hoje, seja de níquel-cádmio, lítio, seja a bateria recarregável do celular ou aquelas que a gente usa em brinquedos.

Fonte:revisaovirtual.com 

Trabalho experimental (3° série - Ensino Médio)