Lista 2 Termoquímica

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Prof. Carlos Eduardo Bonancêa 
Lista 2 – termoquímica 
 
1 – O metal bário é produzido pela reação do metal alumínio com óxido de bário, conforme a reação 
a seguir: 
3 BaO (s) + 2 Al (s)  Al2O3 (s) + 3 Ba (s) 
Calcule a partir das entalpias das reações dadas a seguir, a entalpia para a reação de produção do 
metal bário. 
2 Ba (s) + O2 (g)  2 BaO (s) H° = -1107 kJ 
2 Al (s) + 3/2 O2 (g)  Al2O3 (s) H° = -1676 kJ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R = - 15,5 kJ 
 
2 – Determine a entalpia da reação de hidrogenação do etino a etano, C2H2(g) + 2H2 (g)  C2H6(g), 
a partir dos seguintes dados: H°C (C2H2,g) = -1300 kJ/mol, H°C (C2H6,g) = -1560 kJ/mol e H°C 
(H2,g) = -286 kJ/mol. 
OBS. É preciso escrever todas as reações de combustão citadas para resolver o exercício. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R = - 312 kJ/mol 
 
3 – Calcule a entalpia de reação da síntese do gás cloreto de hidrogênio, H2(g) + Cl2(g)  2HCl(g), 
a partir das seguintes informações: 
NH3 (g) + HCl (g)  NH4Cl (s) H° = -176,0 kJ 
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) H° = -92,22 kJ 
N2 (g) + 4 H2 (g) + Cl2 (g)  2 NH4Cl (s) H° = -629,86 kJ 
 
 
 
 
 
 
R = -185,64 kJ 
 
4 – Use as entalpias padrão de formação do apêndice 2A para calcular a entalpia padrão das 
reações a seguir. Diga se a reação é EXOTÉRMICA OU ENDOTÉRMICA. 
a) 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) R. -114,14 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
b) NO (g) + O3 (g)  NO2 (g) + O2 (g) R. -199,77 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
c) PCl3 (g) + Cl2 (g)  PCl5 (g) R. -87,9 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
d) C6H6 (g)  3 C2H2 (g) R. +597,29 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
e) CH4 (g) + 4 Cl2 (g)  CCl4 (l) + 4 HCl (g) R. -429,87 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
f) H2S (aq) + 2 KOH (aq)  K2S (aq) + 2 H2O (l) R. -38,72 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
g) 2 SO2 (g) + 2 H2O (l)  2 H2S (g) + 3 O2 (g) R. +1124,06 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
5 – Use as entropias padrão de formação do apêndice 2A para calcular a entropia padrão das 
reações a seguir. 
a) 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) R. -146,54 J/K.mol 
 
 
 
 
 
 
 
b) NO (g) + O3 (g)  NO2 (g) + O2 (g) R. -4,49 J/K.mol 
 
 
 
 
 
 
 
c) PCl3 (g) + Cl2 (g)  PCl5 (g) R. -170,25 J/ K.mol 
 
 
 
 
 
 
 
d) C6H6 (g)  3 C2H2 (g) R. +333,51 J/ K.mol 
 
 
 
 
 
 
 
e) CH4 (g) + 4 Cl2 (g)  CCl4 (l) + 4 HCl (g) R. -114,5 J/ K.mol 
 
 
 
 
 
 
 
f) H2S (aq) + 2 KOH (aq)  K2S (aq) + 2 H2O (l) R. +26,02 J/ K.mol 
 
 
 
 
 
 
 
g) 2 SO2 (g) + 2 H2O (l)  2 H2S (g) + 3 O2 (g) R. +390,74 J/ K.mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 – Use as ENTALPIAS PADRÃO das reações obtidas no exercício 4 e as ENTROPIAS PADRÃO 
das reações obtidas no exercício 5 para calcular a energias livres padrão, a 25ºC, das reações a 
seguir. Diga se a reação é ESPONTÂNEA ou não. 
a) 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) R. +70,47 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
b) NO (g) + O3 (g)  NO2 (g) + O2 (g) R. -198,43 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
c) PCl3 (g) + Cl2 (g)  PCl5 (g) R. -37,16 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
d) C6H6 (g)  3 C2H2 (g) R. +497,90 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
e) CH4 (g) + 4 Cl2 (g)  CCl4 (l) + 4 HCl (g) R. -395,75 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
f) H2S (aq) + 2 KOH (aq)  K2S (aq) + 2 H2O (l) R. -46,47 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
g) 2 SO2 (g) + 2 H2O (l)  2 H2S (g) + 3 O2 (g) R. +1007,62 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 – Use as energias livres padrão de formação do apêndice 2A para calcular a energias livres 
padrão das reações a seguir. Diga se a reação é ESPONTÂNEA ou não. 
a) 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) R. -70,48 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
b) NO (g) + O3 (g)  NO2 (g) + O2 (g) R. -198,44 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
c) PCl3 (g) + Cl2 (g)  PCl5 (g) R. -37,2 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
d) C6H6 (g)  3 C2H2 (g) R. +497,88 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
e) CH4 (g) + 4 Cl2 (g)  CCl4 (l) + 4 HCl (g) R. -395,69 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
f) H2S (aq) + 2 KOH (aq)  K2S (aq) + 2 H2O (l) R. -46,13 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
g) 2 SO2 (g) + 2 H2O (l)  2 H2S (g) + 3 O2 (g) R. +1007,52 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 – Através das equações a seguir determine o calor de combustão do acetileno(C2H2). 
I – C(grafite) + O2(g) CO2(g) H1 = -94Kcal 
II – H2(g) + ½O2(g)  H2O(liq) H2 = -68Kcal 
III – 2C(grafite) + H2(g)  C2H2(g) H3 = +54,2Kcal 
 
- A reação de combustão do acetileno é : 
C2H2(g) + 5/2O2(g)  2CO2(g) + H2O(l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R. H= -310,2Kcal 
 
9. O peróxido de hidrogênio, H2O2, é um líquido incolor cujas soluções são alvejantes e anti-
sépticas. Esta "água oxigenada" é preparada num processo cuja equação global é: 
H2 (g) + O2 (g)  H2O2 (liq) 
Dadas as equações das semi-reações: 
H2O2 (liq)  H2O(liq) + 1/2O2(g) H=-98,0 kJ/mol 
2H2 (g) + O2 (g)  2H2O(liq) H=-572,0 kJ/mol 
pergunta-se: 
a) Qual o H da reação do processo global? 
 
 
 
 
 
 
b) Esta reação é exotérmica ou endotérmica? Justifique sua resposta. 
 
 
 
Resposta: 
a) H = -188,0kJ 
b) Reação exotérmica, porque o H é negativo. 
 
 
10. A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas abaixo: 
Fe(s) + 1/2 O2(g)  FeO(s); H° = -64 kcal/mol 
2 Fe(s) + 3/2 O2(g)  Fe2O3(s); H° = -196 kcal/mol 
determine a quantidade de calor liberada a 298K e 1atm na reação: 
2 FeO(s) + 1/2 O2(g)  Fe2O3(s). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R. -68kcal/mol 
 
11 – Calcule o ∆H da reação abaixo: 
 P4 (s) + 10 Cl2 (g) → 4 PCl 5 (s) ∆H = ? 
 etapas: 
 I) P4 (s) + 6 Cl2 (g) → 4 PCl 3 (l) ∆H = –1.279 kJ.mol-1 
 II) PCl 3 (l) + Cl2 (g) → PCl 5 (s) ∆H = – 124 kJ.mol-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R. -1775 kJ/mol 
 
 
 
 
 
12 – Calcule o ∆H da reação: 
)()(4)(2)(42 426 gggg HFCFFHC 
 
Etapas: 
)()(2)(2 2 ggg HFFH 
 ∆H = -546 kJ/mol 
)(4)(2.)( 2 gggraf CFFC 
 ∆H = -680 kJ/mol 
)(42)(2.)( 22 gggraf HCHC 
 ∆H = -52 kJ/mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R. -2400 kJ/mol 
 
13 – Determinar se a seguinte reação é espontânea à temperatura de 25 ºC: 
C(s) + O2(g)  CO2(g) HºR = -393,5 kJ.mol-1 
SºC = 6 JK-1mol-1, SºO2 = 205 JK-1mol-1 e SºC O2 = 214 JK-1mol-1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R. -394,39 kJ/mol 
 
14 – a) Calcular a variação de entalpia padrão associada à reacção seguinte. 
6Na(s) + Fe2O3(s)  3Na2O(s) + 2Fe(s) 
( Hºf (Fe2O3) = -822,2 kJ/mol; ∆Hºf (Na2O) = -415,89 kJ/mol ) 
 
 
 
 
 
R. -425,47 Kj/mol 
b) Calcular a variação da energia de Gibbs padrão para esta reacção, e avaliar a sua 
espontaneidade a 25ºC. 
Sº (Na) = 51,05 J/K.mol; Sº (Fe) = 27,2 J/K.mol; 
Sº (Fe2O3) = 90,0 J/K.mol; Sº (Na2O) = 72,8 J/K.mol ) 
 
 
 
 
 
 
R. -388,67 kJ/mol 
 
15 - No processo H2O (s)  H2O (l) calcule ΔG a três temperaturas (-20ºC, +20ºC). Diga se o 
processo é espontâneo nas condições indicadas. 
 ΔH = 6,008 kJ mol-1 ΔS = 21,99JK-1 mol-1 
 
 
 
 
 
 
 
R. +444,53 J/mol e -435,07 j/mol 
 
16 - Dada a reação e a tabela a seguir: HCl(g) + NaOH(s)  NaCl(s) + H2O(l) 
 
a) Calculea variação da energia livre de Gibbs para esta reação a 298K 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R. -30,62 kJ/mol 
 
b) Calcule a variação da energia livre de Gibbs para esta reação a 450K e discuta a 
espontaneidade da reação em função da temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
R. –24,55 kJ/mol 
 
17 - TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO 
(Unb) Cerca de 90% do ácido nítrico, principal matéria-prima dos adubos à base de nitratos, são 
obtidos pela reação de oxidação da amônia pelo O2, em presença de catalisador platina com 5% a 
10% de paládio ou de ródio (ou de ambos) - a uma temperatura de 950°C. A reação é representada 
pela equação 
6 NH3 (g) + 9 O2 (g)  2 HNO3 (g) + 4 NO (g) + 8 H2O (g). 
Essa reação ocorre nas seguintes etapas: 
I - 6 NH3 (g) + 15/2 O2 (g)  6 NO (g) + 9 H2O (g) ∆H0 = - 1359 kJ 
II - 3 NO (g) + 3/2 O2 (g)  3 NO2 (g) ∆H0 = - 170 kJ 
III - 3 NO2 (g) + H2O (g)  2 HNO3 (g) + NO(g) ∆H0 = - 135 kJ 
Com base nas informações relativas às três etapas envolvidas na produção de ácido nítrico, calcule, 
em quilo joules, a variação de entalpia correspondente à síntese de um mol desse ácido. Divida o 
valor calculado por dez e despreze a parte fracionária do resultado, caso exista. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R. 83 kJ