Lista de exercicios - termoquimica

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Lista de exercícios – Química Geral II (Termoquímica)
1. Tendo que o calor de combustão do gás hidrogênio é – 68 kcal/mol e do metano
gasoso é -213 kcal/mol, demonstre matematicamente qual dos dois combustíveis
liberaria maior energia por grama.
M.M H2= 2g/mol
M.M CH4= 16 g/mol
nH2=mH2/M.M H²
1=mH2/2
mH2=2g
1 mol de H2 ------- 2 g de H2
nCH4=mCH4/M.MCH4
1=mCH4/16
MCH4=16g
1 mol de CH4 --------- 16g de CH4
H2
68 kcal ----- 1 mol
68 Kcal ------ 2 g
x ------------- 1g
x=34 kcal
CH4
213 kcal ----------- 1 mol
213 kcal ------------ 16 g
y ----------------------- 1g
y≈13,30 kcal
O gás hidrogênio libera mais energia por grama
2. Escreva as equações correspondentes à entalpia de formação dos seguintes
compostos:
a) C5H10 5 C (grafite) + 5 H2 (g) → 1 C5H10
b) C3H7NH2 3 C (grafite) + 9/2 H2 (g) + 1/2 N2 (g) → 1 C3H7NH2
c) Na2SO4 2 Na (s) + S (s) + 2 O2 (g) → 1 Na2SO4
d) HNO3 1/2 H2 (g) + 1/2 N2 (g) + 3/2 O2 (g) → 1 HNO3
e) Ca(NO3)2 1 Ca (s) + 1 N2 (g) + 3 O2 (g) → 1 Ca(NO3)2
3. Escreva as equações correspondentes à entalpia de combustão dos seguintes
compostos:
a) H2 H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)
b) C(graf) C(graf) + O2(g) → CO2(g)
c) C5H10
d) C6H5OH
e) C3H7NH2
4. Um sistema recebe calor de sua vizinhança e realiza trabalho nela. É possível que
esse processo tenha ΔH positivo? Quando isso pode ocorrer? Explique.
É possível. Porque Será positiva se o sistema ganha energia da vizinhança e Será
negativa se o sistema perde energia da vizinhança. Com isso, a fórmula dessa
troca de energia é o seguinte:
ΔE = q + W
Aplicando valores na fórmula:
ΔE = ( + 200 ) + (-100 )
ΔE = 100 J de energia positiva
5. Considerando a reação a seguir de formação da água e sua entalpia de formação,
determine:
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g) ΔHf = -572 kJ
a) O calor liberado na queima de 35 g de hidrogênio;
A quantidade de 35g de H2 vale ao número de mol do gás, considerando sua massa
molar 2g/mol, temos:
n = 35g / 2g.mol-¹
n = 17,5mol
Cada 1mol de gás H2 libera -572kJ, 17,5mol liberará 17,5*(-572kJ) = -10010kJ
b) A massa de oxigênio necessária para obter 55 mols de água;
A proporção entre O2 e H2O é de 1/2 : 1. Para gerar 55mols de H2O,
precisaremos da metade desse valor em mols de O2, 27,5mols de O2.
A massa molar do O2 é 32g/mol, então, ao calculamos a massa de O2:
27,5mol * 32g.mol-¹ = m
880g = m
c) O calor liberado na situação em “b”;
1 / 2 O2 ----------- -572kJ
27,5mol O2 ---------- x kJ
27,5 * (-572) = 1/2 x
31460kJ = x
d) A massa de água obtida quando é liberado 105000 J de calor.
Cada 1mol de H2O formado, libera -572kJ.
A massa molar de H2O é 18g/mol.
18g H2O ---------- -572kJ
y g ----------- -105kJ
y = 3,30g
6. Considere a reação do alumínio com óxido férrico produzindo óxido de alumínio e
ferro (todos no estado sólido). Sabendo-se que a entalpia de formação do óxido de
alumínio é -1676 kJ/mol e do óxido férrico é -834 kJ/mol, calcule a entalpia para a
reação descrita inicialmente.
Fe2O3 + 2Al => Al2O3 + 2Fe
H(reagente) = -834 KJ/mol
H(produto) = -1676 KJ/mol
ΔH= H(produto) - H(reagente)
ΔH= -1676 - (-834)
ΔH= -1676 + 834
ΔH= -842 KJ/mol
7. O calor específico do cobre é 0,385 J/g.K. Quantos J de calor são necessários para
aumentar a temperatura de um bloco de 2,5 kg de cobre de 30,3ºC para 32,4ºC?
Q=2500 . 0,385 . 2,1= 2021,25 J
8. Sob condições de volume constante o calor de combustão do ácido benzóico
(HC7H5O2) é 26,38 kJ/g. Uma amostra de 1,640 g de ácido benzóico é queimada em
uma bomba calorimétrica o que geral um aumento de temperatura do calorímetro de
22,25 ºC para 27,2 ºC. Qual é a capacidade calorífica total do calorímetro? Uma
amostra de 1,320 g de uma nova substância orgânica sofre combustão no mesmo
calorímetro. A temperatura do calorímetro aumenta de 22,14 ºC para 26,82 ºC. Qual
é o calor de combustão da nova substância?
26,4 kJ ----- 1g
x kJ --------- 1,64g
x = 26,4 x 1,64 = 43,3 kJ
calibração do calorímetro
C"cal" = q"cal" / DT = 43,3 / 4,95 = 8,74
calor de combustão da nova reação
q = - q"cal"
q = - C"cal" x DT
q = - 8,74 x 4,68 = - 40,9 kJ
9. Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol, sendo dados:
ΔHf (etanol) = -66 kJ
ΔHf (CO2) = -94 kJ
ΔHf (água) = -68 kJ
Determine também a entalpia de combustão do etanol em kcal/grama.
10. A reação de trimerização cíclica do acetileno, dando benzeno, pode ser representada
pela equação termodinâmica:
3 C2H2 (g) C6H6 (l) ΔH = -120 kcal
Sabendo que a entalpia do benzeno vale 30 kcal/mol, determine a entalpia de
formação um mol de acetileno.
3 C₂H₂(g) → C₆H₆(l) ∆H = – 120
∆H = Hfinal – Hinicial
∆H = – 120 - ( 3x + 30)
∆H = - 120 - 30 - 3x
∆H = - 150 - 3x = 0
∆H = 50 KJ/mol1.
11. A partir das equações a seguir, determine a entalpia de combustão da hidrazina
(N2H4).
N2 (g) + 2 H2 (g) N2H4 (g) ΔH = 95,0 kJ/mol
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g) ΔH = -242,0 kJ/mol
N2H4 (g) → N2(g) + H2(g) ΔH = -95,0 kJ/mol
½ O2(g) → H2O (g) ΔH = -242,0 kJ/mol
N2H4 (g) + ½ O2(g) → N2(g) + H2(g) + H2O (g)
N2H4(g) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(g)
ΔH = -95 -242
ΔH = -337 kJ/mol.
12. Tendo como base as entalpias de combustão do metano (-900,0 kJ/mol) e do
hidrogênio (-600 kJ/mol), calcule a massa de hidrogênio que fornece a mesma
energia correspondente a 10 kg de metano.
900 kJ/mol x 10.000 g / 16 g/mol = 562.500 kJ - metano
562.500 kJ / 600 kJ x 2 g = 1.875 g = 1,875 Kg - gás hidrogênio
Será necessário uma massa de gás hidrogênio de 1,875 Kg.
13. Considerando os dados abaixo:
N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) ΔH = 180,7 kJ
2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) ΔH = -113,1 kJ
2 N2O (g) 2 N2 (g) + O2 (g) ΔH = -163,2 kJ
Determine o ΔH da reação
N2O (g) + NO2 (g) 3 NO (g)
N2O (g) + NO2 (g) —-> 3 NO (g)
∆H: (180,7 + 56,6) - 81,6
∆H: 155,7 KJ
14. Calcule a entalpia padrão de formação do Mg(OH)2 sólido, considerando os
seguintes dados:
2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s) ΔH = -1203,6 kJ Mg(OH)2 (s) MgO (s) + H2O (l)
ΔH = 37,1 kJ
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ΔH = -571,7 kJ
2 MgO(s) + 2 H2O(l) --> 2 Mg(OH)2(s)
∆H = -2 x 37,1 kJ
2 Mg(s) + 2 O2(g) + 2 H2(g) → 2 Mg(OH)2(s)
∆H = -2 x 37,1 kJ - 1203,6 kJ - 571,7 kJ = -1849,5 kJ
Mg(s) + O2(g) + H2(g) → Mg(OH)2(s) ∆H = -924,75 kJ
Entalpia padrão será de ∆H = -924,75 kJ