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LISTA 3 – EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA – LOQ-4007

Profa. Rita C.L.B. Rodrigues

Termoquímica e A Segunda Lei: Conceitos

Termoquímica

Admita, a menos de menção em contrário, que todos os gases se comportam como um gás

perfeito. Nos cálculos, 1 bar = 1,01325 atm, exatamente. Os dados termoquímicos valem para

198,15K, se nada for dito sobre a T.

1) Calcule a entalpia padrão de hidrogenação do 1-buteno (formando butano) sabendo que a entalpia

padrão de combustão deste composto é -2717 kJ/mol. Resp. -126kJ/mol

A reação de hidrogenação é : C4H8(g) + H2(g) C4H10(g)

2) Calcule a entalpia molar-padrão de formação do acetileno (C2H2) a partir de seus elementos:

2C(grafite) + H2(g) C2H2(g)

As equações para combustão e as variações de entalpia correspondentes são:

(1) C(grafite) +O2(g) CO2(g) ∆rH= - 393,5kJ/mol

(2) H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ∆rH= - 285,8 kJ/mol

(3) 2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2(g) +2H2O(l) ∆rH= - 2598,8 kJ/mol

Resp. + 226,6 kJ/mol

3) O metabolismo é uma quebra gradativa do alimento que ingerimos com a finalidade de prover a

energia para crescimento e função. Uma equação geral para esse processo complexo representa a

degradação da glicose (C6H12O6) a CO2 e H2O:

C6H12O6(s) +6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)

Calcule a entalpia padrão de reação a 298 K.

Resp. - 2801,3 kJ/mol

4) A variação da entalpia-padrão para a reação: 3O2(g) 2O3(g)

é dada por ∆rH= 285,4 kJ/mol a 298 K e 1 Bar. Calcule o valor de ∆rH

a 380 K. Suponha que

todos os valores de Cp,m são independentes da temperatura.

Resp. ∆rH

a 380K = 284,6 kJ/mol

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5) A partir dos dados que são apresentados a seguir, determine a ∆fH

do diborano, B2H6(g), a 298 K:

1) B2H6(g) + 3O2(g) B2O3(g) + 3H2O(g) ∆rH= - 194 kJ/mol

2) 2B(s) + 3/2O2(g) B2O3(s) ∆rH= - 2368 kJ/mol

3) H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g) ∆rH= - 241,8 kJ/mol

Resp. ∆fH= -1152kJ/mol

6) Calcule a energia interna padrão de formação da ureia a partir de sua entalpia padrão de formação

que é -333,51 kJ/mol.

C + 2H2(g) + 1/2O2(g) + N2(g) CO(NH2)2(s)

Resp. ∆fU= - 324,83 kJ/mol

7) Quando se queimam 2,25 mg de antraceno, C14H10(g), numa bomba calorimétrica, a temperatura se

eleva de 1,35 K. Calcule a constante do calorímetro. De quanto a temperatura se elevará na

combustão de 135 mg de fenol, C6H5OH(s), no mesmo calorímetro e nas mesmas condições?

Utilize as reações para os itens: a) C14H10(s) +33/2O2 14CO2(g) + 5H2O(l)

b) C6H5OH(s) + 15/2O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l)

Resp. a) C = 0,0693 kJ/K, b) ∆T= +63,1K

8) A partir das entalpias padrões de formação, calcule a entalpia padrão de cada reação seguinte:

a) Ciclopropano(g) propeno(g)

b) HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

Resp. a) ∆rH= - 32,88 kJ/mol e b) ∆rH

= - 55,84 kJ/mol

9) Com a informação da Tabela 2.5, estime a entalpia padrão da reação:

2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) a 100°C, a partir do seu valor a 25°C.

Resp. ∆rH

(100)= - 566,93 kJ/mol

10) Com os grupos termoquímicos da Tabela 2.7, estime a entalpia padrão de formação do

a) 2,2,4 trimetilpentano e b) 2,2 - dimetilpropano.

Resp. a) ∆rH= - 230,3 kJ/mol, b) ∆rH

(100)= - 160,5 kJ/mol

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Segunda Lei

11) Calcule ∆S (para o gás) quando 2,00 moles de um gás perfeito diatômico, com Cp,m = 7/2R, passam

do estado a 25 °C e 1,50 atm para o estado a 135 °C e 7,00 atm. Como se explica o sinal de ∆S?

Resp. ∆S = -7,2 J/K

12) Um sistema sofre um processo no qual a variação de sua entropia é + 5,51J/K. Durante o processo,

o sistema recebe 1,50 kJ de calor, a 350 K. O processo é termodinamicamente reversível? Explique

o seu raciocínio.

13) Calcule a variação de entropia quando 25 g de etanol, a 50°C, são despejados sobre 70 g de etanol,

a 10°C, num vaso termicamente isolado. Sabe-se que Cp,m = 111,5 J/K.mol.

Resp. ∆S = 0,2 J/K

14) Um sistema é constituído por 1,5 mol de CO2(g), inicialmente a 15°C e 9,0 atm, confinados num

cilindro de secção reta uniforme de 100,0 cm2, provido de um pistão móvel. O gás se expande

adiabaticamente contra a pressão externa de 1,5 atm até que o pistão se tenha deslocado 15cm.

Vamos admitir que o dióxido de carbono tenha comportamento de gás perfeito, com Cv,m =

28,8 J/Kmol.

Calcule a) q, b) W c) ∆U d) ∆T e) ∆S

Resp. a) q=0, b) W= - 230J, c) ∆U = -230 J, d) ∆T = -5,3K, e) ∆S = 3,2 J/K.

15) A entalpia padrão de combustão da ureia sólida (CO(NH2)2) é 632 kJ/mol, a 298K, e a sua entropia

molar padrão é 104,60 J/Kmol a 298K. Calcule a energia de Gibbs padrão de formação da ureia a

298K.

Dados: Reação de formação da ureia:

C(gr) + 1/2 O2(g) + N2(g) + 2H2(g) CO(NH2)2(s)

Reação de combustão da ureia:

CO(NH2)2(s) +3/2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) + N2(g)

Resp. ∆fG= - 197 kJ/mol

16) A capacidade calorífica do clorofórmio (triclometano, CHCl3) no intervalo de T de 240 K a 330 K

é dada por Cp,m/(J/Kmol) = 91,47 + 7,5 x 10-2

(T/K). Numa certa experiência, 1,00 mol de CHCl3 é

aquecido de 273 K até 300 K. Calcule a variação da entropia molar da amostra.

Resp. ∆Sm= +11 J/mol

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17) A capacidade calorífica do clorofórmio (triclometano, CHCl3) no intervalo de T de 240 K a 330 K é

dada por Cp,m/(J/Kmol) = 91,47 + 7,5 x 10-2

(T/K). Numa certa experiência, 1,00 mol de CHCl3 é

aquecido de 273 K até 300 K. Calcule a variação da entropia molar da amostra.

Resp. ∆Sm= +11 J/mol

18) Uma amostra de 1,0 mol de um gás perfeito monoatômico, com Cv,m = 3/2R, inicialmente a 298 K

e 10 L, expande-se num recipiente mantido a 298K, até atingir o volume final de 20 L, de três

maneiras diferentes: a) isotérmica e reversivelmente, b) adiabaticamente contra a pressão externa

constante de 0,50atm e c) adiabaticamente contra a pressão externa constante de 0,50 atm. Calcule

∆S, ∆Sviz, ∆H, ∆T, ∆A e ∆G para cada processo, onde os dados permitirem.

19) Com as entalpias padrões de formação, entropias padrões e capacidades caloríficas disponíveis nas

Tabelas da Seção de dados. Calcule a entalpia padrão e a entropia padrão da reação:

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g), a 298 K e a 398 K. Admita que as capacidades caloríficas sejam

constantes no intervalo de temperatura mencionado.

Resp. ∆rSϴ

= +41,08 J/Kmol; ∆rHϴ

= +40,84kJ/Kmol