U N I V E R S I D A D E D E S Ã O P A U L O
Escola de Engenharia de Lorena – EEL
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
b) C6H5OH(s) + 15/2O2(g)
14CO2(g) + 5H2O(l)
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 C p,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,
c) ∆U
b) W
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