9a. LISTA QG Termoquímica (1)

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9ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Termoquímica 
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1a Questão 
 
Na combustão completa de 1,00 L de gás natural, a 25,0 °C e pressão constante de 1,00 
atm, houve liberação de 43,6 kJ de calor. Sabendo que este gás é uma mistura contendo 
metano, CH4, e etano, C2H6, que reagem com o oxigênio segundo as equações 1 e 2, 
determine: 
 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H
o = -890,3 kJ mol-1 eq. 1 
C2H6(g) + 7/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H
o = -1559,7 kJ mol-1 eq. 2 
 
a) o calor liberado, em kJ, por um mol de gás natural; 
b) a fração em mol, x, do CH4 e C2H6 no gás natural; 
c) o volume de água, em mL, que pode ser aquecido de 25,0 oC para 80,0 oC, se 43,6 kJ 
de calor for transferido com 100 % de eficiência para a água. 
 
Considere o comportamento ideal dos gases. 
 
Dados: 
Calor específico da água (c) = 4,184 J ºC-1 g-1 
Densidade da água = 1,00 g mL-1 
R = 0,0821 atm L mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) - 1,07 x 103 kJ mol-1 
b) x (CH4) = 0,74; x (C2H6) = 0,26 
c) 190 mL 
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2a Questão 
 
Quando a matéria orgânica é decomposta sob condições anaeróbicas (sem oxigênio), o 
metano, CH4, é o principal produto formado. O gás natural, composto basicamente por 
metano, é um combustível muito utilizado para atividades domésticas, industriais e 
veiculares. É estimado que a quantidade de gás natural presente em todos os depósitos 
conhecidos pode produzir 5600 EJ de energia (Exajoule = 1EJ = 1018 J). Atualmente, o 
consumo de energia global anual é de 4,0 x 1020 J. 
 
a) Calcule a massa de metano, em kg, capaz de gerar toda energia contida nos depósitos 
conhecidos. 
b) Por quantos anos os depósitos poderiam suprir a demanda de energia mundial, 
considerando que o consumo permaneça constante durante todo o período? 
c) Calcule o volume de metano, nas CNTP, necessário para aquecer 1,00 L de água de 
20,0 oC até 90,0 oC à pressão constante. Desconsidere eventuais perdas de calor no 
processo. 
 
Considere o comportamento ideal dos gases. 
 
Dados: 
Hcombustão (CH4) = -802 kJ mol
-1 
OH2
d
= 1,00 g mL-1 (20,0 C) 
4CH
d
= 0,716 g L-1 (CNTP: 0 C e 1 atm) 
OH2
c
= 4,184 J g-1 C-1 
M(CH4) = 16,0 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) 1,12 x 1014 kg 
b) 14 anos 
c) 8,16 L 
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3a Questão 
 
A reação de combustão da sacarose, C12H22O11, com oxigênio está representada na 
equação abaixo. 
 
C12H22O11(s) + 12O2(g) → 12CO2(g) + 11H2O(l) 
 
Essa reação foi realizada dentro do recipiente A fechado, a pressão constante, que está 
imerso em 2,00 L de água no recipiente B do calorímetro representado abaixo. Considere 
que todo o calor produzido na reação em A foi transferido somente para a água em B. 
 
a) Uma amostra de 7,00 g de uma sacarose impura reagiu em A, produzindo um 
aumento de temperatura de 25,0 oC para 37,3 oC nos 2,00 L de água (recipiente B). 
Calcule a pureza da sacarose, em percentagem, considerando que as impurezas não 
reagem. 
 
Dados a 25 °C e 1 atm: 
Densidade da água = 1,00 g mL-1 
Calor específico da água: c = 4,184 J oC-1 g-1 
M(C12H22O11) = 342 g mol
-1 
 
Variação de entalpia padrão de formação: H° 
C12H22O11(s): -2222 kJ mol
-1; CO2(g): -393,5 kJ mol
-1; H2O(l): -285,8 kJ mol
-1 
 
Gabarito: 
a) 89,1 % 
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4a. Questão 
 
O ácido esteárico, C18H36O2, é um ácido graxo, ou seja, uma molécula com uma longa 
cadeia de carbonos e um grupo ácido na extremidade. Ele é encontrado em tecido animal 
como parte de muitas gorduras saturadas e é utilizado na produção de cosméticos, 
sabonetes e doces. Sua reação de combustão está representada na equação abaixo. 
 
C18H36O2(s) + 26O2(g)  18CO2(g) + 18H2O(g) 
 
a) Calcule o calor de combustão, Hcomb, em kJ mol
-1, do ácido esteárico, a 1 atm e 25 °C. 
b) A informação nutricional contida na embalagem de uma barra de cereal afirma que esta 
contém 11,0 g de gordura. Calcule o calor liberado por essa quantidade de gordura, em 
kcal, supondo que toda gordura seja ácido esteárico. 
 
Dados a 25 °C: 
Hf CO2(g) = -393,5 kJ mol
-1 
Hf H2O(g) = -241,8 kJ mol
-1 
Hf C18H36O2(s) = -948 kJ mol
-1 
M(C18H36O2) = 284 g mol
-1 
1 cal = 4,184 J 
 
Gabarito: 
a) - 10487 kJ mol-1 
b) 97,1 kcal 
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5a. Questão 
 
O ácido fórmico, HCOOH, é um ácido carboxílico fraco. A temperatura ambiente este 
ácido é líquido e possui densidade de 1,220 g mL-1. 
 
a) Calcule a variação de entalpia padrão, Ho, envolvida na decomposição de 1,0 mol de 
ácido fórmico (eq. 1) a partir dos valores de entalpias de formação e de mudança de 
estado físico (eqs. 2 a 5). 
 
HCOOH(l)  CO(g) + H2O(g) (eq 1) 
 
C(s) + 1/2O2(g)  CO(g) H
o = -110,4 kJ mol-1 (eq. 2) 
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) H
o = -285,5 kJ mol-1 (eq. 3) 
H2(g) + O2(g) + C(s)  HCOOH(l) H
o = -408,8 kJ mol-1 (eq. 4) 
H2O(l)  H2O(g) H
o = +44,0 kJ mol-1 (eq. 5) 
 
b) Calcule a quantidade de calor, q, em kJ, envolvida na decomposição de 1000 mL de 
ácido fórmico em carbono, gás oxigênio e gás hidrogênio. 
c) Calcule o pH de uma solução aquosa 0,20 mol L-1 de ácido fórmico, sabendo que a 
variação de entalpia decorrente da ionização para esta solução foi de 0,22 J (eq. 6). 
Considere que a variação de entalpia envolvida na ionização de uma molécula deste 
ácido é 6,1 x 10-23 J. 
 
HCOOH(aq) + H2O(l) HCOO
-(aq) + H3O
+(aq) (eq. 6) 
 
Dados: 
M(HCOOH) = 46,0 g mol-1 
Constante de Avogadro (NA) = 6,022 x 10
23 mol-1 
 
Gabarito: 
a) + 56,9 kJ mol-1 
b) 1,08 x 104 kJ 
c) 2,22