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Química das Transformações – 2013/02 
Lista de Exercícios – termo 
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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? 
 
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. 
 
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? 
 
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? 
 
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. 
 
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. 
 
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. 
 
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? 
 
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? 
 
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? 
 
11. (a) O que é entalpia? (b) O que enuncia a lei de Hess? 
 
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. (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. 
 
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) → 3NO2(g). 
 
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. 
 
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. 
 
16. Uma lata de alumínio de 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? 
 
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? 
 
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. 
 
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? 
 
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 quantidadesdesprezíveis 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. 
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. 
 
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 ? 
(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?