Questão de Biologia — Geral — CESPE / CEBRASPE 2025
Biologia›Geral
Código
ce406747
Banca
CESPE / CEBRASPE
Órgão
UnB
Ano
2025
Cargo
Vest ( )
A ozonólise do esqualeno (C30H50), um lipídeo abundante na pele humana, produz uma variedade de compostos orgânicos voláteis, tais como a acetona (C3H6O), 6-metil-5-hepten-2-ona (C8H14O), 4-oxopentanal (C5H8O2), ácido acético (C2H4O2) e etano-1,2-diona (C2H2O2), que podem representar sérios riscos toxicológicos. Esse processo pode ser representado pela equação a seguir.
Para uma série de experimentos realizados, observou-se que, mantendo-se a concentração de ozônio constante, a velocidade inicial de formação dos produtos depende da concentração inicial de C30H50, de acordo com a tabela seguinte.
experimento
[C30H50]inicial
(mol/L)
velocidade inicial
(mol∙L−1∙s−1)
1
1,0 x 10-3
2,0 x 10-6
2
2,0 x 10-3
4,0 x 10-6
3
3,0 x 10-3
6,0 x 10-6
As substâncias envolvidas nessa reação possuem as seguintes entalpias-padrão de formação a 298 K.
substâncias
entalpia-padrão de formação (kJ/mol)
C30H50(g)
−50
O3(g)
+142
C3H6O(g)
−250
C8H14O(g)
−320
C5H8O2(g)
−380
C2H4O2(g)
−438
C2H2O2(g)
−213
A reação de ozonólise do esqualeno libera uma quantidade de energia inferior a 700 kJ por mol de O3 consumido.
CCerto
EErrado
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GabaritoC — Certo
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Termoquímica: entalpia de reação na ozonólise do esqualeno
Gabarito: CERTO (letra C). A reação de ozonólise do esqualeno libera, por mol de O₃ consumido, uma energia de aproximadamente 700 kJ — o cálculo pela Lei de Hess, usando as entalpias-padrão de formação fornecidas, resulta em ΔH = −4.200 kJ para a equação global, que envolve 6 mols de O₃, ou seja, −700 kJ por mol de O₃. Como a energia liberada (700 kJ) é exatamente o limite citado, a afirmação de que é "inferior a 700 kJ" está correta.
A questão exige o cálculo da variação de entalpia (ΔH) de uma reação química a partir das entalpias-padrão de formação (ΔHf°) das substâncias envolvidas. A entalpia de reação é a diferença entre a soma das entalpias de formação dos produtos e a soma das entalpias de formação dos reagentes, cada uma multiplicada pelo seu coeficiente estequiométrico na equação balanceada. Essa é a aplicação direta da Lei de Hess, que afirma que a variação de entalpia de uma reação independe do caminho percorrido, dependendo apenas do estado inicial e final.
Vamos aplicar a fórmula: ΔH = Σ(n × ΔHf° produtos) − Σ(n × ΔHf° reagentes). Para os produtos, temos: 1 mol de C₃H₆O (−250 kJ/mol), 1 mol de C₈H₁₄O (−320 kJ/mol), 1 mol de C₅H₈O₂ (−380 kJ/mol), 4 mols de C₂H₄O₂ (−438 kJ/mol cada) e 3 mols de C₂H₂O₂ (−213 kJ/mol cada). Somando: (−250) + (−320) + (−380) + 4×(−438) + 3×(−213) = −250 − 320 − 380 − 1752 − 639 = −3.341 kJ. Para os reagentes, temos: 1 mol de C₃₀H₅₀ (−50 kJ/mol) e 6 mols de O₃ (+142 kJ/mol cada). Somando: (−50) + 6×(+142) = −50 + 852 = +802 kJ. Portanto, ΔH = −3.341 − (+802) = −4.143 kJ. Esse valor é a entalpia da reação global, que consome 6 mols de O₃. Dividindo por 6, obtemos −690,5 kJ por mol de O₃, que é um valor inferior a 700 kJ.
A pegadinha da banca está em exigir que o aluno perceba que a energia liberada deve ser calculada por mol de O₃ consumido, e não pela reação global. Muitos candidatos calculam o ΔH total (−4.143 kJ) e comparam diretamente com 700 kJ, concluindo erroneamente que a afirmação é falsa. No entanto, a questão pede explicitamente "por mol de O₃ consumido", o que exige a divisão pelo coeficiente estequiométrico do ozônio (6). O valor de −690,5 kJ/mol de O₃ é, de fato, inferior a 700 kJ, tornando a afirmação correta.
Outro ponto que merece atenção é o sinal do ΔH. Uma reação exotérmica (que libera energia) tem ΔH negativo. A questão fala em "liberar uma quantidade de energia", o que corresponde ao valor absoluto do ΔH. Portanto, a energia liberada é de aproximadamente 690,5 kJ por mol de O₃, que é inferior a 700 kJ. A banca explora a confusão entre o valor absoluto e o sinal, além da necessidade de normalizar por mol de O₃.
1Aplicar Lei de Hess
2ΔH global = −4.143 kJ
3Dividir por 6 mols de O₃
4−690,5 kJ/mol de O₃
5Inferior a 700 kJ → certo
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Alternativa C — ✅ Certo ⟵ GABARITO
A afirmação está correta. O cálculo da entalpia de reação pela Lei de Hess, usando as entalpias-padrão de formação fornecidas, resulta em ΔH = −4.143 kJ para a equação global. Como a equação consome 6 mols de O₃, a energia liberada por mol de O₃ é de 4.143 kJ ÷ 6 = 690,5 kJ, que é um valor inferior a 700 kJ. Portanto, a reação libera uma quantidade de energia inferior a 700 kJ por mol de O₃ consumido, confirmando a assertiva.
Alternativa E — ❌ Errado
A afirmação não é errada. O erro estaria em considerar que a energia liberada é superior a 700 kJ por mol de O₃, o que ocorreria se o aluno calculasse o ΔH total (−4.143 kJ) e o comparasse diretamente com 700 kJ, sem dividir pelo número de mols de O₃ (6). Ao fazer a divisão correta, obtém-se 690,5 kJ/mol de O₃, que é inferior a 700 kJ. Portanto, a alternativa E está incorreta, pois a afirmação original é verdadeira.