5-ExercíciosTermoquímica_2015

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Exercícios – Termoquímica – Geral II 
 
ATENÇÃO: Se fixem mais nos exercícios e conteúdo dados durante as aulas, estes 
devem ser feitos para treinamento e fixação da matéria ! 
 
1. Uma certa reação aumentou a T de 255 g de H2O em 4,56C. Quantos J de calor a 
reação liberou? R: Calor liberado = 4,87 kJ 
 
2. Quanto calor é liberado por uma reação que aumentou a T de 359 g de H2O em 
4,11C. R: Calor liberado = 6,17 kJ 
 
3. Qual a C de uma substância quando são liberados 98 kJ de calor devido ao aumento 
de 2 C? R: Cp = 49 kJ/oC 
 
4. Quanto calor é necessário para aquecer 500 g de H2O de 20C para a ebulição 
(100C) quando ela está reservada em um béquer de vidro de m = 150 g? O cH2O = 
4,184 J/g.C e cvidro = 0,78 J/g.C. R: calor H2O = 167 kJ; calor vidro = 9,4 kJ; calor 
total = 176 kJ 
 
5. Calcule a quantidade de calor necessário para aumentar a T de 1 Kg de uma estátua 
de latão sobre um bloco de granito de 500 g de 20C para 100C. Os dois objetos são 
aquecidos. São dados: clatão = 0,37 J/g.C e cgranito = 0,80 J/g.C. R: calor latão = 29,6 
kJ; calorgranito = 32 kJ; calor total = 62 kJ 
 
6. Um aquecedor elétrico foi usado para aquecer uma amostra de H2O ao seu ponto de 
ebulição em um calorímetro simples. O aquecimento continuou até que 35 g de H2O 
evaporassem. Da potência do aquecedor e do tempo gasto para o aquecimento, foi 
calculado um calor necessário para a vaporização de 79 kJ. Calcular a Hvap da H2O a 
100C. Hvap = + 41 kJ/mol 
 
7. O mesmo aquecedor foi usado para aquecer uma amostra de C6H6-benzeno para 80C, 
seu ponto de ebulição. O aquecimento continuou até que 71 g de C6H6 evaporassem 
em uma capela, porque C6H6 é tóxico e carcinogênico. Um calor de 28 kJ foi 
fornecido. Calcular a Hvap do C6H6 e seu ponto de ebulição. Hvap = + 31 kJ/mol 
 
8. A 25C Hfus do Na metálico é +2,6 kJ/mol e a Hvap do Na líquido é 98 kJ/mol. 
Qual a Hsub do Na sólido a 25C? Hsub = + 100,6 kJ/mol 
 
9. Qdo 1,25 g de Fe reagem com S(s) para formar FeS(s), 2,24 KJ de calor são liberados. 
Calcular a entalpia de reação e escrever a equação termodinâmica para a reação de 1 
mol de Fe. H = - 100 kJ/mol 
 
10. Qual o calor liberado na combustão de 150 g de CH4(g)? R: calor = - 8,32 x10
3
 kJ 
 
molkJgHCH /890)(4 
 
11. A combustão do propano é descrita pela equação termoquímica 
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(l) H = -2220 kJ 
Calcular a massa do propano que deve ser queimado para obter 350 kJ de calor, energia 
suficiente para aquecer 1 L de H2O da Tamb (20C) até a ebulição. R: m = 6,95 g 
 
12. A equação termoquímica da combustão do butano é 
2C4H10(g) + 13O2(g)  8CO2(g) + 10H2O(l) H = -5756 KJ 
Que massa de butano fornece 350 KJ de calor? R: m = 7,07 g 
 
13. Calcular a entalpia de reação padrão para a combustão incompleta do octano a 
monóxido de carbono e água: 
2C8H18(l) + 17O2(g)  16CO(g) + 18H2O(l) 
sendo dadas as entalpias de reação padrão para a combustão completa de 2 mols 
C8H18: 
 2C8H18(l) + 25O2(g)  16CO2(g) + 18H2O(l) H = - 10942 KJ 
e para a oxidação de 2 mols de CO: 
2CO(g)+ O2(g)  2CO2(g) H = - 566 KJ 
R: Ho = - 6414 kJ 
 
14. Calcular a entalpia de reação padrão para a combustão incompleta do propano a 
monóxido de carbono e água: 
2C3H8(l) + 7O2(g)  6CO(g) + 8H2O(l) 
 sendo dadas as entalpias de reação padrão para a combustão completa de 1 mols 
C3H8: 
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(l) H = - 2220 KJ 
R:Ho = -2742 kJ 
 
15. A gasolina, embora seja uma mistura, é termodinamicamente similar ao octano puro. 
Calcular a quantidade de calor liberado qdo 1,0 L de gasolina (d = 0,70 g/mL) queima 
completamente sob condições padrão a 25C . Usar os dados da tabela 6.3, do Atkins 
e Beran, pg 215. R: H = - 3,4 x 104 kJ ou 34 MJ 
 
16. A detanol = 0,79 g/mL. Calcular a quantidade de calor produzido qdo 1,0 L queima 
completamente sob condições padrão. Usar os dados da Tabela 6.3, do Atkins e 
Beran, pg 215. R: Calor = - 23,5 x 10
3
 kJ ou -24 MJ 
 
17. Usar as entalpias de combustão padrão para calcular a entalpia de reação padrão para 
síntese da uréia, CO(NH2)2, a partir de seus elementos: 
 C(s) + 2H2(g) + 1/2O2(g) + N2(g)  CO(NH2)2(s) 
 
R: Hof = - 334 kJ 
 
18. Usar as entalpias de combustão padrão para calcular a entalpia de reação padrão para 
síntese de 1 mol de benzeno, C6H6(l), a partir de seus elementos. R: H
o
f = + 46 kJ 
 
19. Escrever a equação química e descrever os estados dos elementos para os quais as 
entalpias de formação padrão se aplicam ao caso da (a) amônia(g) e do (b) etanol, 
C2H5OH (vapor) a 298 K. 
 
20. Repetir os cálculos para a síntese de (a) gelo e da (b) glicose C6H12O6(s) a 298 K. 
21. Calcular a entalpia de combustão padrão do benzeno: 
C6H6(l) + 15O2(g)  12CO2(g) + 6H2O(l) 
R: Hof = - 3267,6 kJ/mol 
 
22. Calcular a entalpia de combustão padrão da glicose. 
R: Hof = - 2806 kJ/mol