Exercícios de Termodinâmica

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Química das Transformações 2011 – 2º semestre 
Gabarito da Lista de Exercícios 03 
1. 
a) Relacione energia interna, universo, sistema e vizinhança em um texto escrito com suas 
palavras; 
b) Quais são as formas pelas quais a energia interna pode variar dentro do universo e qual é a 
fórmula que as relaciona? 
c) O que estabelece a primeira lei da termodinâmica? 
 
Resolução: 
a) Sistema é a parte que está sendo estudada, é o nosso referencial, a vizinhança passa a 
ser tudo a aquilo que está em volta do nosso sistema e o universo engloba todo o 
conjunto, tanto vizinhança quanto sistema. Ao medirmos a temperatura de um béquer, 
o conteúdo do béquer é a vizinhança, o termômetro é o sistema e o conjunto do béquer 
e do termômetro constitui o nosso universo. A energia interna seria a energia potencial 
mais a energia cinética armazenada, contida, no sistema. Podemos ainda dizer que a 
energia interna é a capacidade de um sistema realizar trabalho. 
b) A energia interna pode variar por uma troca de calor (o aumento ou diminuição da 
temperatura faz com que a as moléculas aumentem ou diminuam sua energia cinética, 
mudando a energia potencial), ou pela simples transferência de energia de um sistema 
para a vizinhança ou vice versa, ou seja, a realização de trabalho. 
A “fórmula” (lembrando que há uma diferença entre Lei e fórmula) seria: 
ΔU= q + w 
c) A primeira lei da termodinâmica estabelece que a variação da energia interna em um 
sistema é igual a troca de calor mais a troca de trabalho realizado pelo sistema (vale 
frisar aqui que você pode adotar como referencial o sistema ou a vizinhança , desde 
que os sinais do trabalho e do calor estejam coerentes). 
 
 
2. 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 amostra de 50 g é resfriada de 30 °C para 15 °C, nisso perdendo aproximadamente 
3140 J de calor; 
f) 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. 
ΔU=113-39= +74 KJ 
b) ΔU=1,62 - 874= +872,38 KJ 
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c) O sistema ganha 77,5 KJ e absorve 63,5 KJ de trabalho da vizinhança: 
ΔU= +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: 
ΔU=+900-422= 478 J= 0,478 KJ 
e) Nesse exercício precisaria informar dados suficientes para se trabalhar com a equação 
dos gases e considerar 50g de um gás ideal , ou então , informar que os outros tipos de 
trabalho(expansão , extensão ou expansão da superfície são nulos). 
Como o exercício não especificou, informou apenas a massa, podemos considerar que 
é um sólido e que o trabalho de expansão foi praticamente nulo, assim sendo: 
ΔU=-3140= -3,14 KJ 
f) Apenas libera-se calor na reação e não há troca de calor , portanto : 
ΔU= q = -8,65 KJ 
 
 
3. Os air-bags que fornecem proteção em automóveis no caso de um acidente expandem como 
resultado de uma reação química rápida. Do ponto de vista dos reagentes químicos como o 
sistema, o que você esperaria para os sinais de q e w nesse processo? 
 
Resolução: 
Os airbags funcionam basicamente por dois mecanismos : um sólido que após um sinal eletrônico 
enviado pelo carro durante o choque reage e libera gás, ou então um gás pressurizado que após o sinal 
eletrônico é liberado e infla o airbag. 
Em ambos os casos há a liberação de gás , ou seja o balão é inflado exercendo trabalho de expansão 
contra a vizinhança , esperamos que o sinal de w seja negativo. 
Se o airbag for um cilindro com gás pressurizado e liberar este gás, o novo volume ocupado será muito 
menor , resultando em uma diminuição nos choques das moléculas e sendo assim uma diminuição na 
temperatura o sinal de q deveria ser positivo(o sistema ganha calor da vizinhança , já que as paredes 
são diatérmicas). 
Se for o caso da decomposição de um sólido a maioria dos sais utilizados em aibags apresenta 
decomposição exotérmica , sinal de q negativo.Segue alguns exemplos: 
 NaN3 → 2 Na + 3N2 
10 Na + 2 KNO3 → K2O + 5 Na2O + N2 
 
4. Um gás é confinado em um cilindro equipado com um pistão e um aquecedor elétrico. 
Suponha que se forneça corrente para o aquecedor de tal forma que sejam adicionados 100 J 
de energia. Considere duas situações diferentes. No caso (1) é permitido que o pistão se mova 
à medida que a energia é adicionada. No caso (2) o pistão está fixo de tal forma que não possa 
se mover. 
a) Em qual caso o gás tem maior temperatura depois da adição da energia elétrica? Explique. 
b) O que você pode dizer sobre os valores de q e w em cada um desses casos? 
c) O que você pode dizer sobre os valores relativos de ΔE para o sistema (o gás no cilindro) 
nos dois casos? 
 
Resolução: 
a) No segundo caso. De acordo com a primeira Lei da Termodinâmica sabemos que : ΔU= w + q 
Se fornecermos calor para o sistema e ele estiver com o pistão solto toda a energia será 
utilizada para “expandir o gás” (a energia agitará mais as moléculas, fazendo com que se 
choquem mais contra as paredes do recipiente e conseqüentemente deslocando o êmbolo), em 
um gás ideal isso acarreta que a temperatura não mudaria. No segundo caso te impedirmos o 
pistão de se locomover toda a energia do sistema seria absorvida pelo gás, causando o 
aumento da temperatura. 
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b) Em ambos os casos o gás receberá energia da vizinhança (aquecedor elétrico), portanto 
terá sinal positivo. No primeiro caso , a energia vinda do aquecedor será convertida 
em trabalho de expansão portanto o sinal do trabalho será negativo ; no segundo caso 
o pistão está bloqueado e todo a energia é absorvida como calor , portanto o trabalho 
será nulo. 
c) No primeiro caso o gás só servirá como meio para a energia passar de calor para 
trabalho(tudo que absorve é gasto em trabalho) , portanto ΔU = 0 , q= |w|, com esse 
referencial , q=-w. No segundo caso w=0 , portanto ΔU = q. 
 
5. 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 
6. 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 
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 
 
 ∆H1 = - 871,1 kJ ∆H 2= + 871,1 kJ 
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 c) 1 mol -----89,4 kJ 
 0,188 x 10-3 – z 
 z = - 0,0168 kJ 
7. 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. 
 CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = -726,5 kJ 
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. 
8. 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 
 
 
 
 
9. Uma amostra de 2,200 g de quinona (C6H4O2) é queimada em uma bomba calorimétrica cuja 
capacidade calorífica é 7,854 kJ/°C. A temperatura do calorímetro aumenta de 23,44 para 30,57 °C. 
Qual é o calor de combustão por grama de quinona? E por mol de quinona? 
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Resolução 
i) Massa molar Quinona = (6.12+2.16+4) = 108 g/mol 
ii) Calor de Combustão para 2,200g de Quinona 
Ccal = Qr/ θ∆ ⇒ 7,854.103 = Qr/(30,57 – 23,44) ⇒ Qr = 55,60 kJ 
iii) Calor de combustão por grama de quinona 
Qg = Qr/2,200 = 25,45 kJ/g 
iv) Calor de combustão por mol de quinona 
Qm = Qg.108 = 2,75.106 J/mol 
 
10. Sob condições de volume constante o calor de combustão da glicose (C6H12O6) é 15,57 kJ/g. Uma 
amostra de 2,500 g de glicose é queimada em uma bomba calorimétrica. A temperatura do calorímetro 
aumenta de 20,55 para 23,25 °C. 
a) Qual é a capacidade calorífica total do calorímetro? 
b) Se o tamanho da amostra de glicose fosse duas vezes maior, qual seria a variação de temperatura do 
calorímetro? 
 
Resolução 
a) Ccal = Qr/ θ∆ ⇒ Ccal = (15,57.103.2,5)/(23,25-20,55) ⇒ Ccal = 14,4 kJ/°C 
b) Ccal = Qr/ θ∆ ⇒ 14,4.103 = (15,57.103.5,0)/ θ∆ ⇒ θ∆ = 5,4 °C 
 
11. 
a) O que é entalpia? 
b) O que enuncia a lei de Hess? 
 
Resolução: 
a) Rigorosamente , entalpia é a energia interna mais a pressão vezes o volume , como não podemos 
precisar a variação da energia interna , faz mais sentido falar em variação de entalpia, a variação da 
entalpia é igual a variação de energia interna mais o trabalho, em um sistema que só pode realizar 
trabalho de expansão em pressão constante ΔH=q. 
b) A variação de entalpia em uma reação depende apenas dos estados inicial e final da reação (função 
de estado), mesmo que a reação ocorra em várias etapas. Dessa forma, para uma reação que ocorre em 
várias etapas, as reações intermediárias podem ser manipuladas algebricamente afim de se encontrar a 
variação de entalpia para a reação desejada. 
 
12. Suponha que lhe sejam dadas as seguintes reações hipotéticas: 
X → Y ΔH = -35 kJ 
X → Z ΔH = +90 kJ 
a) Use a lei de Hess para calcular a variação de entalpia da reação Y → Z. 
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b)Construa um diagrama de entalpia para as substâncias X, Y e Z. 
c) Seria válido fazer o que pedimos o item (a) se a primeira reação tivesse sido realizada a 25 °C e a 
segunda a 240 °C? Explique. 
 
Resolução: 
 
a) invertendo a primeira equação temos: 
Y → X ΔH = 35 kJ 
 X → Z ΔH = +90 kJ 
 _________________________ 
 Y → Z ΔH =+ 125 kJ 
b) Não foi possível reproduzir o diagrama de energia no word. 
c) Não. A entalpia para uma reação depende da temperatura. Portanto, para o cálculo da variação de 
entalpia em uma reação que ocorre em etapas em uma determinada temperatura, todas as etapas devem 
ocorrer a mesma temperatura. 
 
13) 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) + NO(g) → 3NO(g). 
 
Resolução: 
Pediu-se calcular o ΔH para a reação “N2O(g) + NO(g) → 3NO(g)”, valendo-se da Lei de Hess. O 
correto é, no entanto, “N2O(g) + NO2(g) → 3NO(g)” (na reação proposta, nem mesmo o 
balanceamento dos coeficientes estequiométricos está correto.) O exercício será resolvido a partir da 
correção sugerida, considerando futuras modificações das listas. 
 
(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 
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 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) 
 
14) Muitos isqueiros contêm butano líquido, C4H10(l). Usando as entalpias de formação, calcule a 
quantidade de calor produzida quando 1,0 g de butano sofre combustão completa ao ar. 
Resolução: 
(I) Para ΔHf
0 do butano = - 125,52 kJ/mol (fonte: Wikipedia), calculamos a quantidade de calor 
liberado pela combustão de 1 mol desse hidrocarboneto: 
(as demais entalpias de formação foram retiradas da Tabela 5.3, página 161, do livro Química, a 
Ciência Central, 9ª ed.) 
 
C4H10 (l) + 13/2 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O (l) 
 
Sabemos que ΔHreação = ΔHprodutos- ΔHreagentes. Portanto: 
 
ΔH = 5(-285,8) + 4(-393,5) - 13/2 x 0 - (-125,52) 
ΔH = -1.429 – 1.574 + 125,52 
ΔH = - 3.003 + 125,52 
ΔH = - 2.877,48 kJ/mol de butano 
(1 mol de butano = 58 g) 
(o sinal “negativo” é condizente com um processo exotérmico) 
 
(II) Para uma massa de 1g de butano, teremos: 
 
Massa de butano Quantidade de calor liberado 
 
 58,0 g 2.877,48 kJ 
 1,00 g Q 
 
 
 
(já se considerou “calor liberado”, por isso dispensou-se o uso de sinal “negativo”) 
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Resp: A combustão de 1 g de butano libera 49,6 kJ de energia, aproximadamente. 
 
15) 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. 
 
 
 
 
16) Uma lata de alumíniode refrigerante é colocada em um congelador. Mais tarde, descobre-se que a 
lata rompeu-se e seu conteúdo congelou. Foi realizado trabalho quando a lata se rompeu. De onde veio 
a energia para esse trabalho? 
Resp: A energia para a realização desse trabalho provém do próprio sistema, o qual, ao passar do 
estado líquido (de maior entropia) para o estado sólido (mais “ordenado”), libera calor na vizinhança. 
É importante ressaltar que não há perdas, tampouco ganhos de energia. Apenas ocorre a transformação 
de uma modalidade em outra; neste caso, da energia térmica do sistema ao trabalho realizado sobre a 
vizinhança. 
17. As estalactites e estalagmites de calcário são formadas em cavernas pela seguinte reação: 
Ca+2(aq) + 2HCO-3(aq) → CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) 
Se 1 mol de CaCO3 forma-se a 298 K sob uma pressão de 1 atm, a reação realiza um trabalho 
PV de 2,47 kJ, empurrando a atmosfera à medida que o CO2 gasoso se forma. Ao mesmo 
tempo, 38,95 kJ de calor é absorvido do meio ambiente. Quais os valores de ΔH e ΔE para 
essa reação? 
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Resolução: 
ΔE = q + w 
ΔE = 2,47 + 38,95 
ΔE = 41,42 kJ 
ΔH = ΔU + ΔngásRT 
ΔH = 41,42 + 1. 8,3145 . 298 
ΔH = 2519,14 kJ/mol 
 
18. Quando uma amostra de 0,235 g de ácido benzóico sofre combustão em uma bomba 
calorimétrica, a temperatura aumenta 1,642 °C. Quando uma amostra de 0,265 g de cafeína, 
C8H10O2N4, é queimada, a temperatura aumenta 1,525 °C. Usando o valor de 26,38 kJ/g para 
o calor de combustão do ácido benzóico, calcule o valor de combustão por mol de cafeína a 
volume constante. 
Resolução: 
Ac. benzóico 
26,38 kJ --- 1g 
 q --- 0,235 -------> q= 6,1993 kJ (q) 
C= q/ΔT= 6,199 / 1,642= 3,77 J/ ºC 
 
Cafeína: C8H10O2N4 
C= q/ΔT = q/1,525 = 3,77 , Portanto q= 5,76 J 
 
Q mol de cafeína -------------- 194 g ---------------- X J/mol 
 0,265g ---------------- 5,76 J 
X= 4215 J/mol = 4215 kJ/mol. 
 
19. Estima-se que a quantidade líquida de dióxido de carbono fixada pela fotossíntese na 
superfície da Terra é 5,5 x 1016 g/ano de CO2. Todo esse carbono é convertido em glicose. 
a) Calcule a energia estocada pela fotossíntese na Terra por ano em kJ. 
b) Calcule a taxa média de conversão de energia solar em energia das plantas em MW (1 W = 
1 J/s). Uma usina nuclear grande produz aproximadamente 103 MW. A energia de quantas 
usinas nucleares como essa equivalem à conversão da energia solar? 
Resolução: 
6H2O + 6CO2 → 6O2 +1C6H12O6 Δºf glicose= -1273 kj/mol 
a) MMCO2 = 44g/mol ; 5,5 x 1016 g =1,25 x 1015 mol de CO2 
 
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Proporção em entre gás carbônico e glicose : 
6CO2 : 1C6H12O6 
1,25 x 1015 y 
y=2,083 x 1014 
 
1 mol de glicose ------------------- -1273 KJ 
2,083 x 1014mol de glicose ------ z 
Z= -2,65 x 1017 KJ 
 
b) Taxa = Δenergia solar / tempo 
1 ano = 365 dias x 24 horas x 60 minutos = 51536000 segundos 
Portanto : 
Taxa= 2,65 x 1017 KJ/ 51536000s = 8,4 x1012 J/s 
J/s = W portanto Taxa = 8,4 x1012 W = 8,4 x106 MW 
 
1 usina nuclear ------------- 103 MW 
 w ------------------ 8,4 x106 MW 
 
W=81553 usinas 
 
20) Considere duas soluções, a primeira sendo 50,0 mL de 1,00 mol/L de CuSO4 e a outra 50,0 mL de 
2,00 mol/L de KOH. Quando as duas soluções são ministradas em um calorímetro de pressão 
constante, forma-se um precipitado e a temperatura da mistura sobe de 21,5 °C para 27,7 °C. 
a) Antes da mistura, quantos gramas de Cu estavam presentes na solução de CuSO4? 
b) Determine qual o precipitado formado; 
c) Escreva as equações completa e iônica simplificada para a reação que ocorre quando as duas 
soluções são misturadas. 
d) A partir dos dados calorimétricos, calcule o ΔH para a reação que ocorre na mistura. Suponha que o 
calorímetro absorva apenas quantidades desprezíveis de calor, que o volume total da solução seja 
100,0 mL e que o calor específico e a densidade da solução após a mistura sejam os mesmos da água 
pura. 
CuSO4=65,5 + 32 + 64 = 161,5 g/mol 
Resolução: 
a) 1mol ------- 1000 ml 1mol de Cu ----------- 65,5g 
x ------------- 50 ml 5.10-2mol ------------- x 
x=5.10-2 mol x=3.275g 
b) 2KOH + CuSO4 →K2SO4 + Cu(OH)2 
 Sólido não solúvel 
c) K
OH(aq)→ K+(aq) + OH-(aq) 
CuSO4(aq)→ Cu2+(aq) + SO42-(aq) 
KOH(aq) + CuSO4(aq)→ Cu(OH)2(s) + SO42-(aq) + 2K+(aq) 
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d) Ca
lor → aquecer água pura de 21,5 para 27,7 ºC 
Q= m.c.Δθ 
C=4,2 J/g.ºC Δθ=27.7-21,5=6,2 m=d.v m=1g/mL . 100 mL = 100g 
Q= 100.4,2.6,2= 2604 J 
2640 -------- 0,05mol 
x ---------------- 1 mol 
 x=52,08 KJ/mol 
Δ= 52,08 KJ/mol 
21) Uma amostra de um hidrocarboneto sofre combustão completa em O2(g) para produzir 
21,83 g de CO2(g), 4,47 g de H2O(g) e 311 kJ de calor. 
a) Qual massa da amostra de hidrocarboneto sofreu combustão? 
b) Qual é a fórmula mínima do hidrocarboneto? 
c) Calcule o valor do ΔHof por unidade de fórmula mínima do hidrocarboneto. 
 
Resolução: 
CxHy(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) 
MMCO2 =44g/mol MMH2O= 18 g/mol 
n= m/MM n=21,83 /44 =0,496 mol de CO2 
n= 4,47 / 18 =0,248 mol de H2O 
Em 0,496 mol de CO2, há 0,496 mol de C 
Em 0,248 mol de H2O, há 0,496 mol de H 
0,496 mol de C = 0,496 . 12 = 5,952 g 
0,495 mol de H = 0,496 . 1 = 0,496 g 
Amostra pesada 6,448 g 
Como proporção entre C e H = 1:1 
Fórmula empírica/ mínima = CH 
0,496mol de CH 
311 KJ--------- 0,496 mol 
x ---------------- 1 mol 
x= 627 KJ/ mol CH 
22)Imagine um processo hipotético no qual a molécula de metano é “expandida” simultaneamente por 
meio do alongamento das quatro ligações C-H para o infinito. Então, temos o processo: 
CH4(g) → C(g) + 4 H(g) 
a) Compare esse processo com a reação inversa que representa a entalpia padrão de formação. 
b) Calcule a variação de entalpia em cada caso. Qual é o processo mais endotérmico? Qual a razão 
para a diferença nos valores de ΔHo ? 
12 
 
c) Suponha que 3,45 g de CH4(g) reagem com 1,22 g de F2(g), formando CF4(g) e HF(g) como únicos 
produtos. Qual é o reagente limitante da reação? Assumindo que a reação ocorre a pressão constante, 
qual a quantidade de calor liberado? 
 
 
Resolução 
CH4(g) → C(g) + 4 H(g) ΔH = +74,8 KJ / mol 
quebrar ligação CH = 412 x 4 = 1648 KJ /mol 
Na entalpia padrão é usado o reagente na forma mais estável , C grafite, e não C diamante, por 
exemplo. Além disso para fazer a reação proposta o carbono deve ser gasoso , o que exige mais 
energia. Além da energia necessária para separar o átomo de carbono e hidrogênio. 
c) CH4(g) + 4F2(g) → CF4(g) + 4HF(g) 
MM CH4 = 12+4 = 16 g/mol 
F2= 19 + 19 = 38 g/mol 
 
 1 mol ----4mol ---- 1mol-----4mols 
 16------ 4.38 
 524,4----- 19,52 
Maior produto : excesso , portando , F2= limitante. 
Utilizando o conceito que : ΔH = ΔHºprodutos - ΔHºreagentes 
ΔH=-630-1084+74,81 = -16,39,19 Kj/mol 
 
n=m/MM=1,22/38 =0,032 mol de F2, portanto 0,008 mol de CF4 
1 mol CF4 ------ -16,39,19 KJ 
0,008 mol ------ x 
X=13,127 KJ