Lista exercícios Gabarito Termoquímica

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Química das Transformações I – 01/2020 
Termoquímica 
 
GABARITO 
_______________________________________________________________________________________ 
Termoquímica: Parte 1 
1. Calcule ΔE, e determine se o processo é endotérmico ou exotérmico para os seguintes casos: 
(a) um sistema libera 113 kJ de calor para a vizinhança e realiza 39 kJ de trabalho para a vizinhança. 
(b) q = 1,62 kJ e w = -874 kJ; 
(c) Um sistema ganha 77,5 kJ da vizinhança e o sistema absorve 63,5 kJ de trabalho da vizinhança; 
(d) um balão é aquecido pela adição de 900 J de calor. Ele expande-se realizando 422 J de trabalho na 
atmosfera; 
(e) Uma reação química libera 8,65 kJ de calor e não realiza trabalho na vizinhança. 
 
Resolução: Irá se adotar nesse exercício o referencial como o sistema, portanto quando o sistema receber 
calor terá sinal + , quando o sistema realizar trabalho sobre a vizinhança, terá sinal – ; e assim por diante . 
a) Se o sistema libera calor: q = +113 kJ, e realiza trabalho na vizinhança: w = -39 kJ. ΔE = 113-39 = +74 kJ 
b) ΔE = 1,62 – 874 = +872,38 kJ 
c) O sistema ganha 77,5 kJ e absorve 63,5 kJ de trabalho da vizinhança: ΔE = +77,5+63,5= 141 kJ 
d) O balão é aquecido, ou seja, ganha calor da vizinhança, ele expande realizando trabalho sobre a 
vizinhança, portanto: ΔE = +900-422 = 478 J = 0,478 kJ 
e) Apenas libera-se calor na reação e não há troca de calor, portanto: ΔE = q = -8,65 kJ 
 
 
2. A combustão completa do ácido acético, C2H4O2(l), para formar H2O(l) e CO2(g) à pressão constante libera 
871,1 kJ de calor por mol de C2H4O2. (a) Escreva uma equação termoquímica balanceada para essa reação. (b) 
Desenhe um diagrama de entalpia para a reação. 
 
Resolução: 
C2H4O2 + 2 O2 → 2 CO2 + 2 H2O ∆H = - 871,1 kJ 
 
C2H4O2 + 2 O2 
 
 
 
2 CO2 + 2 H2O 
 
 
3. Quando as soluções contendo íons prata e íons cloreto são misturadas, precipita cloreto de prata: 
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) ∆H = -89,4 kJ 
(a) Calcule o ∆H para a formação de 0,540 mol de AgCl por essa reação. (b) Calcule o ∆H para a formação de 
1,66 g de AgCl. (c) Calcule o H quando 0,188 mmol de AgCl se dissolve em água. 
Ag+ + Cl- → AgCl ∆H = - 89,4 kJ 
 ∆H1 = - 871,1 kJ ∆H 2= + 871,1 kJ 
a) 1 mol ----- 89,4 kJ 
 0,540 mol ------- x 
 x = - 48,276 kJ 
 
 b) 1mol AgCl x 1,66g = 0,012 mol 
 143,5g 
1 mol ------89,4 kJ 
0,012 mol ---- y 
y = 1,03 kJ 
 
 c) 1 mol -----89,4 kJ 
 0,188 x 10-3 – z 
 z = - 0,0168 kJ 
 
 
4. Considere a combustão de metanol líquido, CH3OH(l): 
CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = -726,5 kJ 
 
(a) Qual é a variação de entalpia para a reação inversa? (b) Faça o balanceamento da reação direta com 
coeficientes inteiros. Qual é o ∆H para a reação representada por essa equação? (c) Qual é mais provável de 
ser termodinamicamente mais favorável, a reação direta ou a reação inversa? (d) Se a reação fosse escrita 
para produzir H2O(g) em vez de H2O(l), você esperaria o valor do ∆H aumentar, diminuir ou permanecer o 
mesmo? Explique. 
 
Resolução: 
a) ∆H = + 726,5 kJ 
b) 2 CH3OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 4 H2O(l) 
∆H = - 1453,0 kJ 
c) A reação direta é mais favorável. 
∆G = ∆H - ∆S.T ∆G ‹ 0 (reação espontânea) 
d) O ∆H diminui, pois H2O(g) → H2O(l) libera energia. 
 
 
 
 
5. Dois objetos, A e B, são colocados em água fervente e deixados chegar à temperatura da água. Cada um é 
retirado e colocado em béqueres contendo 1000 g de água a 10,0 °C. O objeto A aumenta a temperatura da 
água em 3,50 °C; e B aumenta a temperatura da água em 2,60 °C. (a) Qual objeto tem a maior capacidade 
calorífica? (b) O que você pode dizer sobre os calores específicos de A e B? 
 
Resolução: 
a) O calor adicionado aos dois objetos o mesmo, e o objeto A tem maior variação de temperatura, ou seja, 
menos capacidade calorífica. 
b) O calor específico do objeto B é maior que o do A 
 
 
6. Considerando os dados abaixo: 
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) ΔH = +180,7 kJ 
2NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) ΔH = -113,1 kJ 
2N2O(g) → 2N2(g) + O2(g) ΔH = -163,2 kJ 
Use a lei de Hess para calcular o ΔH para a reação: N2O(g) + NO2(g) → 3NO(g). 
 
Resolução: 
 
(I) Permutando-se a equação do enunciado por N2O(g) + NO2(g) → 3NO(g), façamos os seguintes ajustes: 
(a) 
 N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) ΔH = +180,7 kJ (manter) 
2NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) ΔH = -113,1 kJ (inverter; dividir por 2) 
2N2O(g) → 2N2(g) + O2(g) ΔH = -163,2 kJ (manter; dividir por 2) 
 
(b) Tais modificações resultam em: 
 N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) ΔH = +180,7 kJ 
 NO2(g) → NO(g) + ½ O2(g) ΔH = +56,55 kJ 
 N2O(g) → N2(g) + ½ O2(g) ΔH = - 81,6 kJ 
 ------------------------------------ ----------------------- 
 N2O(g) + NO2(g) → 3NO(g) ΔHt = + 155,7 kJ 
 
(Tratando-se de uma adição, o resultado foi expresso com o menor número de casas decimais. Daí o 
arredondamento do ΔHt, de + 155,65 kJ para + 155,7 kJ) 
 
7. O carbeto de cálcio (CaC2) reage com água para formar acetileno (C2H2) e Ca(OH)2. A partir do seguinte 
dado de entalpia de reação, calcule o ΔHof do CaC2(s): 
CaC2(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + C2H2(g) ΔHo = -127,2 kJ 
 
Valores de ΔHof em kJ/mol a 25 °C: Ca(OH)2(s) -986,2 kJ/mol; H2O(l) -285,83 kJ/mol; C2H2(g) 226,7 kJ/mol. 
 
Resolução: 
(I) Valendo-se da relação “ΔHo = ΔHprodutos- ΔHreagentes”, temos: 
ΔHo = ΔHf0 Ca(OH)2 (s) + ΔHf0 C2H2 (g) - (ΔHof do CaC2(s)) - 2 ΔHf0 H2O 
-127,2 = - 986,2 + 226,7 - (ΔHof do CaC2(s)) - 2(-285,83) 
 -127,2 = - 759,5 - (ΔHof do CaC2(s)) + 571,66 
 ΔHof do CaC2(s) = - 759,5 + 571,66 + 127,2 
 ΔHof do CaC2(s) = -60,64 kJ/mol 
 
Resp: A entalpia de formação do CaC2 é de -60,64 kJ/mol. 
 
 
Termoquímica: Parte 2 
 
8. (a) O que é entropia? Enuncie a segunda e terceira lei da termodinâmica. (b) O que é a energia livre de 
Gibbs? Qual fórmula a relaciona com ΔH e ΔS? (c) Mostre a relação matemática entre energia livre de uma 
reação com seu equilíbrio. 
Resolução: 
a) Entropia refere-se ao grau de desordem da matéria, absolutamente (segundo as descobertas de Boltzmann, 
entropia estatística), podemos compreender a entropia como uma grandeza proporcional ao número de 
arranjos que os átomos ou moléculas podem assumir numa mesma energia, ou seja, vários microestados, 
várias combinações de arranjos moleculares degenerados (mesmo estado energético). A segunda lei da 
termodinâmica estabelece que a entropia de um sistema isolado (não troca matéria* nem energia com a 
vizinhança) aumenta em processos espontâneos, a grosso modo. Podemos compreender como a matéria 
sempre tende ao estado mais desorganizado ou seja, a entropia do universo sempre aumenta, 
independentemente se a entropia do sistema aumenta ou diminui. A terceira lei da termodinâmica estabelece 
que em um cristal perfeito (os átomos estão em um arranjo cristalino perfeito, ordenados), na temperatura 
de zero Kelvin, a entropia absoluta será igual a zero. 
 
* um dos conceitos de matéria é ela ser dotada de massa e carga, se um sistema pode trocar carga então ele 
não é isolado, portanto, a melhor restrição é escrever que o sistema não troa matéria, em vez de “não troca 
massa” 
 
b) Energia livre de Gibbs é um padrão termodinâmico, uma função de estado (já que depende somente de 
outras funções de estado), utilizada para predizera espontaneidade de uma reação, sendo definida como: 
G = H – TS 
Porém, como não conseguimos precisar a entalpia e entropia momentâneos das reações, trabalhamos 
na química com a variação da energia livre: ΔG = ΔH – TΔS (em temperatura constante) 
 
c) Equilíbrios químicos são dinâmicos, diferentemente do equilíbrio estático da física, quando uma mistura 
entra em equilíbrio ainda há reação, porém a reação de decomposição ocorre com a mesma velocidade que 
a de síntese, há um equilíbrio dinâmico das moléculas, mudando de composição a todo instante. Sabendo 
disso, fica claro que em um equilíbrio dinâmico não há tendência de espontaneidade, se ambas as reações 
ocorrem com a mesma velocidade, podemos dizes que ambos os lados estão em igual desorganização, a 
reação não tende para nenhum deles. Ou seja, o ΔG da reação será igual a zero. No equilíbrio químico, ΔG=0. 
Do estudo termodinâmico do gás, supondo aproximações para a atividade de soluções puras, podemos 
chegar também que: ΔG=ΔGrº + RTlnQ. Como no equilíbrio Q=k e ΔG=0, vem que: ΔGrº = - RT lnk, 
estabelecendo a energia livre de Gibbs padrão para o equilíbrio químico, como 
podemos notar no diagrama abaixo: 
Ao lado notamos que a energia livre de Gibbs diminui em módulo conforme 
se aproxima do equilíbrio (concavidade da curva), neste ponto se traçarmos a 
variação de energia livre, obteremos a reta tangente ao ponto de concavidade 
uma reta horizontal, teríamos que o valor da tangente (variação da energia 
livre de Gibbs) é zero, coerente com o que vimos até agora. 
 
 
 
 
9. Considere a formação de NO(g) a partir de substâncias elementares. 
 N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) 
(a) Calcule Kp a 25 °C. A reação é produto-favorecida nesta temperatura? 
(b) Considerando que o 
 
H reação
0 e 0reaçãoS sejam praticamente constantes com a temperatura, calcule 
 
G reação
0
 
a 700 °C. Faça uma estimativa de Kp a partir desse novo valor de 
 
G reação
0
 
a 700 °C. Esta reação é produto-
favorecida a 700 °C? 
(c) Usando Kp a 700 °C, calcule as pressões parciais dos três gases no equilíbrio se você ministrar 1,00 bar de 
N2 e 1,00 bar de O2. 
 
Resolução: 
 
a) N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) 
(utilizando o Apêndice 2 do Atkins) 
ΔHºr = +33,18 kJ/mol ΔSºr = 240,06 kJ/K.mol ΔGºr = 51,31 kJ/mol (reação não espontânea) 
Utilizando a relação: 
 
 ln 𝑘 = −
∆𝐺º𝑟
𝑅𝑇
= −
∆𝐻°𝑟
𝑅𝑇
+
∆𝑆°𝑟
𝑅
 
Vem que: 
ln 𝑘 = −
∆𝐺º𝑟
𝑅𝑇
= 
2 × 51,31
(8,31447 × 973)
= −0,041 ∴ 𝑘 = 0,96 
Reação reagente favorecida (verificar explicação ao final da questão). 
b) Se considerarmos que a entalpia e a entropia são praticamente constantes com a temperatura, poderemos 
dizer então que para a temperatura de 700 ºC, teremos: 
∆𝐺°𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = ∆𝐻° − 𝑇∆𝑆° = 33,18 − (973 × 0,24006) = −200,4 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
A partir deste valor negativo de variação de energia livre de Gibbs, esperamos que a reação seja 
espontânea a 700 ºC. Utilizando a relação do item (a): 
ln 𝑘′ = −
∆𝐺º𝑟
𝑅𝑇
= 
400,8
(8,31447 × 973)
= 0,05 ∴ 𝑘 = 1,05 
Reação produto favorecida. 
c) Com K = 1,05, vem que a expressão que define K é: 
𝐾 =
(PNO/𝑃𝑜)2
(𝑃𝑁2/𝑃
𝑜). (𝑃𝑂2/𝑃
𝑜)
= 1,05 
 
Onde a pressão padrão é igual a 1 bar e serve somente para normalizar a expressão para que não haja unidade 
na resposta. 
Montando as pressões em uma tabela: 
N2 O2 2NO 
1 bar 1bar 0 
-x -x +2x 
(1-x) (1-x) 2x 
𝐾 = 
4 𝑥2
(1 − 𝑥)2
= 1,05 ∴ 1,05 − 2,1𝑥 + 1,05𝑥2 = 4𝑥2 ∴ 2,95𝑥2 + 2,1𝑥 − 1,05 = 0 
x = 0,34 ou 
x = - 1,05 (não convém, já que não podemos gastar mais do que o disponível) 
Com x = 0,34, obtemos que das pressões parciais dos três gases no final do equilíbrio serão: 
PN2 = 0,66 bar; PO2 = 0,66 bar ; PNO = 0,68 bar 
Notamos então que o resultado é coerente com os achados já que a reação é produto favorecida, 
mesmo que em pequena escala (0,02 bar a mais que os produtos) 
Observações: 
As observações sobre a reação ser produto favorecida ou não vem da própria relação do quociente ou da 
constante de equilíbrio (lembrando que a definição vem das atividades dos produtos, área complexa para se 
abordar, em certas condições podemos aproximar as atividades das concentrações para obter as seguintes 
relações): 
𝐾 =
[𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠]
[𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠]
 
Se K for maior que 1, matematicamente compreendemos que a concentração dos produtos será maior que a 
concentração dos reagentes (produto favorecida), se K for menor que 1 a concentração dos reagentes será 
maior (reagente favorecida). Lembrando que essa relação vale para todos os produtos ou todos os regentes, 
como vimos anteriormente, a concentração do NO era maior que a de O2 e maior que a de N2, porém não 
maior que as duas juntas. Em relação as pressões parciais, não podemos esquecer que todo o estudo de 
equilíbrio químico começou com gases, portanto não seria mais do que voltar as origens substituir 
concentrações por pressões parciais. Uma última relação, agora em relação ao próprio equilíbrio químico. No 
equilíbrio, ambos os lados possuem a mesma velocidade de reação a mesma espontaneidade por assim se 
dizer, uma das primeiras condições para a reação estar em equilíbrio é o delta G ser igual a zero, portanto 
teríamos que: 
 
 
Sabendo que a variação da energia livre precisa ser negativa, temos que em temperaturas acima desse ponto 
a reação será espontânea para reações endotérmicas e abaixo desse ponto a reação será espontânea para 
reações exotérmicas. 
 
10. O óxido de prata (I) pode ser formado pela reação entre prata metálica e oxigênio. 
(a) Calcule 
 
H reação
0 , 
 
Sreação
0 , 
 
G reação
0 para esta reação. 
 
Resolução: 
2Ag + O2→ 2Ag2O 
 
0SH =G r rr =− T
r
r
S
H
=T


ΔHºf AgO2= -31,05 kJ/mol 
 
SºAg = 42,55 J/K mol 
SºO2 = 205,14 J/K mol 
SºAg2O = 121,3 J/K mol 
ΔGºf AgO2= -11,20 kJ/mol 
 
2Ag + O2→ 2Ag2O 
1) 
ΔHºr = 2ΔHºf Ag2O – [2ΔHºf Ag + ΔHºfO2] 
ΔHºr = 2(-31,05) – [2(0) + 0] 
ΔHºr = -62,10 kJ 
2) 
 ΔSºr = 2 ΔSºfAgO2 – [2ΔSºf Ag + ΔSºfO2] 
ΔSºr = 2(121,3) – [2(42,55) + (205,14)] 
ΔSºr = -47,64kJ 
 
3) 
ΔGºr = ΔGºfAg2O – [2ΔGºf Ag + ΔGºfO2] 
ΔGºr = 2(-11,20) – [2(0) + 0] 
ΔGºr = -22,40 kJ 
 
11. Os airbags são dispositivos de segurança usados em muitos veículos e que previnem o choque da cabeça 
dos ocupantes dos veículos contra o painel, volante, vidros, etc no caso de uma colisão. Por trás da tecnologia 
dos airbag há diversos conceitos de química que podemos discutir. Por exemplo, a equação química para 
este processo é: 
2 NaN3(s) → 2Na°(s) + 3N2(g). 
Como sabemos, esta reação acontece prontamente quando a azida de sódio (NaN3) é comprimida. 
Analisando a equação química, sem considerar trocas de calor nesta reação, que termo da equação de energia 
livre de Gibbs desempenha papel relevante para a espontaneidade desta reação e consequentemente o 
funcionamento do dispositivo de segurança. 
 
Resolução: 
A equação da energia livre de Gibbs: 
∆G = ∆H - T∆S, 
relaciona a variação da energia livre (∆G) às variações de entalpia (∆H) e de entropia (∆S), bem como 
à temperatura absoluta (T) a que o sistema é submetido. 
A reação de decomposição da azida de sódio em sódio metálico e gás nitrogênio, ocorrida nos airbags 
de automóveis, processa-se à temperatura aproximadamente constante. Além disso, as trocas de calor são 
consideradas desprezíveis. Deste modo, a espontaneidade do processo está intimamente ligada às variações 
de entropia do sistema. Para que ele seja espontâneo, é necessário que o fator T∆S seja positivo, a fim de que 
o sinal de ∆G seja negativo. Isso ocorre quando a entropia do sistema aumenta. Como nesse caso há a 
formação de três mols de moléculas gasosas a partir de dois mols de moléculas no estado sólido, tem-se 
aumento de entropia, a variação da energia livre de Gibbs é menor do que zero e a reação é espontânea. 
 
 
12. O nitrato de potássiose dissolve facilmente em água e sua entalpia de solução é +34,9 kJ.mol-1. (a) Como 
a entalpia de solução favorece ou não o processo de dissolução? (b) A variação de entropia do sistema é 
positiva ou negativa quando o sal se dissolve? (c) A variação de entropia do sistema é principalmente 
resultado de mudanças na desordem posicional ou do movimento térmico? (d) A variação de entropia das 
vizinhanças é principalmente resultado de mudanças na desordem posicional ou do movimento térmico? (e) 
Qual é a força responsável pela dissolução de KNO3? 
 
Gabarito: A divulgar 
 
13. O metanol tem tendência termodinâmica a se decompor em monóxido de carbono e hidrogênio a 25 °C? 
Esta tendência seria mais forte em temperatura maior ou menor? 
 
Gabarito: A divulgar 
 
14. (a) Calcule a variação de entropia de um bloco de cobre a 25 °C que absorve 5 J de energia de um 
aquecedor. (b) Se o bloco de cobre estiver a 100 °C e absorver 5 J de energia do aquecedor, qual seria a variação 
de entropia? (c) Explique qualquer diferença na variação de entropia. 
Gabarito: A divulgar