10a. LISTA QG 1a, 2a e 3a Leis Termodinamica

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10ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – 1ª, 2ª e 3a Leis da Termodinâmica 
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1a Questão 
 
A massa de 1,80 g de água pura, em um recipiente hermeticamente fechado, foi aquecida 
até a fervura, ao nível do mar. A equação abaixo representa a vaporização da água. 
 
H2O(l) H2O(g) ∆H° = 44,0 kJ mol
-1 a 100 °C 
 
a) Calcule a variação de energia interna, ∆U, em kJ, e a variação de entropia padrão, ∆S°, 
em J K-1, para a vaporização de 1,80 g de água pura. Considere que o volume do líquido 
no equilíbrio é desprezível. 
 
Dados termodinâmicos a 25 °C: 
Substância ΔH° (kJ mol-1) S° (J K-1 mol-1) 
H2O(l) -285,83 69,91 
 
Considere que  Hf e S não variam significativamente nesta faixa de temperatura e 
que os gases se comportam idealmente. 
 
Dados: 
M(H2O) = 18,00 g mol
-1 
R = 0,0821 L atm K-1 mol-1 
1 atm L = 101,325 J 
 
Gabarito: 
a) ∆So = 11,8 J K-1; ∆U = 4,09 kJ 
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2ª. Questão 
 
Um reator foi projetado para realizar a hidrogenação do benzeno, C6H6, a cicloexano, 
C6H12, utilizando o catalisador paládio suportado em carbono (Pd/C) (eq. 1). 
 
C6H6(l) + 3H2(g) ¾¾®¾Pd/C C6H12(l) eq. 1 
 
Para a execução do projeto fez-se necessário o levantamento dos dados termodinâmicos 
da reação, apresentados na tabela abaixo, que leva em consideração a combustão 
completa das espécies (eq. 2 a 4). 
 
C6H6(l) + 15/2O2(g)  6CO2(g) + 3H2O(l) H° = 3267,0 kJ mol
-1 eq. 2 
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) H° = 285,8 kJ mol
-1 eq. 3 
C6H12(l) + 9O2(g)  6CO2(g) + 6H2O(l) H° = 3930,0 kJ mol
-1 eq. 4 
 
a) Calcule a variação de entalpia padrão, H, para a reação 1, a 25 °C. 
b) Calcule a variação de entropia padrão, S, para a reação 1, a 25 °C. 
c) Pode-se dizer, a partir dos dados termodinâmicos, que a reação 1 é rápida? Justifique. 
 
Dados termodinâmicos a 25 oC: 
Substância S° (J K-1 mol-1) 
C6H6(l) 174,0 
H2(g) 130,7 
C6H12(l) 204,0 
 
Considere que Hf e S não variam significativamente com a temperatura. 
 
Gabarito: 
a) - 194,4 kJ 
b) - 362,1 J K-1 
c) Não. Os dados termodinâmicos não predizem nada sobre a cinética da reação. 
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3ª. Questão 
 
A melamina, C3H6N6, uma substância fogoretardante, libera nitrogênio quando queimada. 
Para produzir melanina, utiliza-se uréia, (NH2)2CO, segundo a equação abaixo. 
 
6(NH2)2CO(s) C3H6N6(s) + 3CO2(g) + 6NH3(g) H = 469,4 kJ 
 
a) Calcule o trabalho, w, e a variação de energia interna, U, em kJ, envolvido na 
produção de 1,0 mol de melamina, a 550 K e pressão alta e constante. Considere que 
CO2 e NH3 comportam-se como gases ideais. 
b) O trabalho e a variação de energia interna, U, calculados no item ‘a’, dependem da 
variação de entalpia da reação, H ? Justifique. 
c) Faça uma previsão a respeito da variação de entropia, S, na produção de melanina, 
segundo a reação acima e justifique sua resposta. 
 
Dados: 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) U = 428,2 kJ mol1; w = - 41,2 kJ mol1 
b) O trabalho não depende da variação de entalpia da reação, enquanto que a energia 
interna depende. 
c) A variação de entropia é maior que zero, pois existe formação de gases e, portanto, um 
aumento da desordem do sistema. 
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4ª. Questão 
 
Um estudante deve propor como tarefa escolar, um processo de reciclagem de gás 
carbônico, CO2, um dos responsáveis pelo efeito estufa. Ele resolveu estudar a 
transformação desta substância em metano, CH4, à temperatura e pressão padrão, 
conforme representado na equação abaixo. 
 
CO2(g) + 4H2(g)  CH4(g) + 2H2O(l) 
 
a) Com base na equação acima, o que poderia o estudante concluir a respeito da 
variação de entropia da reação? Justifique sua resposta. 
b) Calcule a variação de entalpia da reação. Com base no seu resultado, qual seria a 
conclusão do estudante? Justifique sua resposta. 
c) Esboce um gráfico (energia X curso da reação) representando a variação de entalpia 
para esta reação. 
 
Dados termodinâmicos a 25 oC: 
Substância Hof (kJ mol
-1) 
CH4(g) - 74,8 
H2O(l) - 285,8 
CO2(g) - 393,5 
 
Gabarito: 
a) A entropia deve diminuir, porque a quantidade de matéria, n, de gás na reação diminuiu 
de 5 para 1. 
b) A reação e exotérmica liberando 252,9 kJ de calor. 
c) 
 
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5ª. Questão 
 
As equações 1 e 2 representam, respectivamente, a vaporização e a decomposição da 
água, H2O. Considerando que os processos ocorram à pressão e temperatura constantes, 
responda o que se pede. 
 
H2O(l) H2O(g) ΔHvap = 44,0 kJ ΔSvap = 118,9 J K
-1 eq. 1 
2H2O(g)  2H2(g) + O2(g) ΔHdec = 571,6 kJ eq. 2 
 
a) Calcule o valor de entropia padrão da água líquida, SH2O. 
b) Calcule as temperaturas, em K, nas quais a vaporização e a decomposição da água 
passam a ser processos que ocorrem espontaneamente. 
 
Dados termodinâmicos a 25 oC: 
S H2O(g) = 188,8 J K
-1mol-1 
SH2(g) = 130,7 J K
-1mol-1 
SO2(g) = 205,1 J K
-1mol-1 
 
Considere que H° e S° não variam significativamente com a temperatura. 
 
Gabarito: 
a) 69,9 J K-1 mol-1 
b) T > 370 K; T> 6,43 x 103 K 
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6a Questão 
 
Considere as equações de mudança de fase da água e responda o que se pede. 
Condensação: H2O(g) H2O(l) 
Vaporização: H2O(l) H2O(g) 
Sublimação: H2O(s) H2O(g) 
 
a) Uma amostra de 1,00 mol de água é condensada formando água líquida, a pressão 
constante. Calcule ΔH, q, w e ΔU, em kJ mol-1, e ΔS, em J K-1 mol-1. 
b) Em um recipiente isolado misturam-se, a pressão constante, 500 g de água a 80 oC 
com 1000 g de água a 10 oC. Calcule a temperatura final da mistura. 
c) Calcule a variação de entalpia de sublimação, ΔHosublimação, de 5,00 g de água. 
d) Considere que ΔH = ΔU nos processos de fusão e congelamento e que ΔH ≠ ΔU nos 
processos de vaporização e condensação. Explique por que o comportamento é diferente 
nos dois casos. 
 
Dados: 
ΔHofusão(273,15 K) = 333,5 J g
-1 
ΔHovaporização(373,15 K) = 2255,2 J g
-1 
c(H2O,l) = 4,184 J g
-1 K-1 
M(H2O) = 18,0 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) ΔH = q = - 40,6 kJ mol-1; w = + 3,10 kJ mol-1, ΔU = - 37,5 kJ mol-1, ΔS = -109 J K-1 mol-1 
b) Tf = 33 
oC = 306 K 
c) ΔHosublimação = 12,9 kJ 
d) ΔH = ΔU + PΔV = ΔnRT 
No caso dos processos de fusão e congelamento, a variação de volume é muito pequena, 
podendo ser considerada desprezível. Então, ΔV = 0. Neste caso, PΔV = Δn R T = 0 e ΔH 
= ΔU. No caso de vaporização e condensação, a variação de volume é significativa, 
portanto, ΔU ≠ 0 e ΔH ≠ ΔU. 
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7a Questão 
 
A pólvora corresponde a uma mistura de três componentes, nitrato de potássio, KNO3, 
carbono, C, e enxofre, S. A quantidade relativa de cada um deles influencia fortemente 
sua propriedade, fazendo com que possa atuar como explosivo, propelente ou uma 
substância pirotécnica. A obtenção da pólvora está representada na equação abaixo. 
 
10KNO3(s) + 8C(s) + 3S(s)  2K2CO3(s) + 3K2SO4(s) + 6CO2(g) + 5N2(g) H
o = - 4027,36 kJ 
 
a) Explique a 1ª lei da termodinâmica. 
b) Calcule a variação de energia interna, ΔU em kJ, à pressão constante de 1,00 atm e 
25,0 °C, para a reação acima. 
c) Calcule a massa de KNO3, em gramas, necessária para aquecer 0,100 litros de água, 
inicialmente a 20,0 °C, até 100,0 °C, usando o calor liberado da reaçãoacima. Suponha 
que neste processo não há perdas. 
d) O KNO3 pode ser obtido como representado na equação abaixo. Calcule o valor da 
variação de entropia, So, em J K-1, para esta reação. 
 
HNO3(aq) + KOH(aq) → H2O(l) + KNO3(aq) 
 
 
Dados termodinâmicos a 25 oC: 
Substância H°f kJ mol
-1 S° J K
-1 mol-1 
HNO3(aq) - 207,36 164,4 
KOH(aq) - 482,37 91,6 
H2O(l) - 285,83 69,9 
KNO3(aq) - 459,76 248,9 
 
M(KNO3) = 101,10 g mol
-1 
OH
2
d =1,00 g mL-1 
c(H2O,l) = 4,184 J g
-1 °C-1 
 
Considere que o H° e S° não variam, significativamente, a esta faixa de 
temperatura. 
 
Gabarito: 
a) A energia interna de um sistema isolado é constante. ΔU = q + w. 
b) - 4054,63 kJ 
c) 8,40 g 
d) + 62,8 J K-1