Lista quimica geral UFPE

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Universidade Federal de Pernambuco 
Departamento de Química Fundamental 
Primeiro Exercício – QG1 – 16 de Outubro de 2014. 
 
GABARITO 
 
1. Considere um gás ideal monoatômico, a 25 °C, ocupando um volume de 2 L e com uma pressão 
de 1 atm. Sabendo que a pressão externa é também 1 atm, 
(a) Quanto calor deve ser fornecido para este gás expandir para um volume final de 3 L e uma 
temperatura final de 174°C? 
(b) Quanto calor deve ser fornecido para aquecer este mesmo gás para uma temperatura final de 
174°C, porém a volume constante? 
 
(a) O calor pode ser calculado de diversas formas. Como se trata de pressão constante, q = CpT. 
Para isto precisamos de Cp. Também podemos calcular através da primeira lei: q = U – w. 
O trabalho é contra uma pressão externa constante, e dado por w = -PexV. 
U pode ser calculado por (3/2)nRT. Precisamos do número de mols, que pode ser obtido de 
n = PV/(RT). Fazendo os cáculos por este caminho temos: 
w=−1×1,01×105×(3−2)×10−3=−101 J 
ΔU=
3
2
pV
RT
RΔT=
1,5×1×1,01×10
5
×2×10
−3
298
×(174−25)=151,5 J 
q=ΔU−w=151,5+101=252,5 J 
Calculando de outro modo temos: 
q p=C pΔT=
5
2
nRΔT=
5
2
pV
T
ΔT=
5
2
1,01×10
5
×2×10
−3
298
(174−25)=252,5 J 
(b) O aquecimento a volume constante pode ser calculado por q = CvT. Precisamos de Cv que 
pode ser obtido de U/T para um gás ideal. Novamente necessitamos do número de mols que 
pode ser obtido como no item acima. 
  J=xxxxxx=xΔΔ
RT
pV
Rx=q 152,425174
298
10
2101,0111,5
2
3 35 
 
Observe que o calor necessário no item (b) é menor que aquele necessário no item (a). Isto porque 
no item (a) o calor é utilizado no aquecimento e também para fornecer energia para a realização 
do trabalho de expansão. 
 
2. A legislação brasileira determina que tanto a gasolina comum como a aditivada vendidas no 
Brasil devem conter um percentual obrigatório de 25% (em volume) de etanol anidro combustível. 
(a) Determine a densidade de entalpia (entalpia liberada por litro de combustível) para a combustão 
de gasolina pura. (Considere a gasolina sendo constituída basicamente de octano, C8H18). 
(b) Sabendo que a entalpia-padrão de combustão do etanol (C2H5OH) é -1368,4 kJ mol
-1, calcule a 
densidade de entalpia para a gasolina vendida nos postos brasileiros. 
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Primeiro Exercício – QG1 – 16 de Outubro de 2014. 
 
 
 
Resposta: 
(a) A combustão do octano (gasolina pura) é dada pela equação: 
C8H18(l) + 25
2
 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(l) 
A entalpia liberada por mol de octano queimado é a entalpia padrão de combustão do 
octano, e pode ser calculada pela Lei de Hess utilizando as entalpias padrão de formação 
dadas:
cH°(C8H18,l) = 9×fH°(H2O,l) + 8×fH°(CO2,g) – [fH°(C8H18,l)+ 25
2
fH°(O2,g)] 
 = 9×(–285,8 kJ⋅mol–1) + 8×(–393,5 kJ⋅mol–1) – [–250,3 kJ⋅mol–1 + 0] 
 = –5.469,9 kJ⋅mol–1 
Essa é a entalpia liberada na queima de 1 mol de octano. Para 1 L de octano, temos: 
∆ H (1L deC8 H 18 ,l )=∆c H ° (C8 H 18 , l )× MM (octano )× d (octano)
∆ H (1L deC8 H18 , l )=−5.469,9kJ ∙mol
– 1
×
1mol
114,144 g
×
0,703g
1cm
3
×
1.000cm
3
1L
=−33.688,5 kJ ∙ L– 1
 
 
(b) Para a combustão do etanol temos  cH = –1.368,4 kJ⋅mol
–1. 
Para 1 L de etanol, 
∆ H (1L deC2 H 5OH , l )=∆c H ° (C 2 H 5OH , l )× MM (etanol )×d (etanol )
∆ H (1L deC2 H 5OH , l )=−1.368,4 kJ ∙mol
–1
×
1 mol
46,042 g
×
0,789 g
1cm
3
×
1.000cm
3
1L
=−23.449,6kJ ∙L–1
 
A gasolina vendida nos postos contém 25% de etanol. Logo, 1 L de gasolina contém 0,25 L de 
etanol e 0,75 L de octano: 
 
∆H (1L de gasolina)=0,75× ∆ H (1L de C8 H 18 , l )+0,25×∆ H (1L deC2 H 5OH , l )
∆ H (1L de gasolina)=0,75×(−33.688,5kJ ∙ L–1)+0,25×(−23.449,6kJ ∙ L–1)=−31.128,8 kJ ∙ L–1
 
Esse valor é cerca de 8% menor que o da gasolina pura. 
 
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3. Quando uma grande peça de cobre a 25ºC é colocada em contato com outra de mesma natureza e 
massa, porém a uma temperatura mais elevada, 1000 J de energia na forma de calor é transferida 
reversivelmente desta última para a primeira. A variação de entropia nesse processo foi de 
0,109 J K-1. Sabendo que estas peças estão termicamente isoladas do ambiente e que a quantidade 
de calor transferida não é suficiente para alterar as temperaturas destas peças, calcule a temperatura 
da segunda peça metálica. 
 
Resposta: 
Denominemos essas peças metalicas (PM) como PM-1 e PM-2. Assumamos que a PM-1 é a que 
encontra-se a 25 0C, então 1000 J saiu na forma de calor da segunda peça, logo, q2 = -1000 J. 
Como ambas as peças são de mesma natureza, então o calor que chegou em 
PM-1 foi q1 = +1000 J. Portanto, a variação de entropia desse sistema é: 
∆ S=∆S 1+∆S 2=
q1
T 1
+
q2
T 2
 
0,109
J
K
=
1000J
298K
−
1000J
T 2
 
T 2=308K=35 C❑
0 
 
4. O nitrato de potássio é um sal bastante solúvel em água, de acordo com a reação de dissociação 
abaixo: 
KNO3(s) + H2O(l)  K
+(aq) + NO3
-(aq) + H2O(l) 
 
Sabendo que a variação de entalpia-padrão da dissolução do nitrato de potássio é +34,9 kJ mol-1, 
responda: 
(a) Este valor para a entalpia de dissolução favorece o processo de dissolução? Justifique sua 
resposta com base na variação de entropia global envolvida neste processo. 
(b) Quando o sal dissolve, a variação de entropia do sistema é positiva ou negativa? Justifique sua 
resposta. 
(c) Qual é a força motriz, variação de entalpia ou de entropia, responsável pela dissolução do sal? 
Por quê? 
 
Resposta: 
a) Não favorece. Como o sal é livremente solúvel, o processo é espontâneo em 298 K, sendo o valor 
de ST (Sviz + Ssist) > 0. Como o valor de H é 34,9 kJ/mol e a temperatura em questão é 298 K, 
a variação de entropia da vizinhança seria negativa (Sviz = - 34900/298 = -117,11 J/K). Como o 
ST é positivo, Ssistema deve ser mais positivo que Svizinhança para o processo ser espontâneo. Se o 
valor de Hdissolução fosse negativo, o processo seria mais favorecido, uma vez que o Sviz seria 
positivo, o que tornaria mais positivo o valor de ST, aumentando a espontaneidade da reação de 
dissolução. 
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b) Deve ser positiva e maior que 117,11 J/K, já que a variação da vizinhança é negativa (-117,11 
J/K) e o processo é espontâneo (ST > 0). 
c) A variação de entropia. Como a dissolução é endotérmica, o processo deve ter S positivo para 
ser espontâneo. Segundo a equação de Gibbs: G = H - TS, sendo o valor de H positivo, o 
valor de S deve ser positivo para que o termo TS seja maior que H e o resultado (G) seja 
negativo e o processo espontâneo. 
 
5. As reações: 
(a) CH3OH(l) + CO(g)  CH3COOH(l) 
(b) CH3CH2OH(l) + O2 (g)  CH3COOH(l) + H2O(l) 
são dois típicos exemplos de rotas sintéticas usadas para preparação de ácido acético CH3COOH(l). 
Faça uma análise termodinâmica para cada uma das reações acima com o objetivo de decidir qual 
delas, (a) ou (b), seria mais facilmente realizada para a obtenção deste ácido. 
 
Resposta: 
Pela análise dos valores de Gr 
o calculados para as duas rotas sintéticas, pode-se verificar que a 
rota sintética obtida pela oxidação do etanol (b) é mais favorável termodinamicamente que a rota 
(a). 
GorH
o
r – T. S
o
r 
Gor=(-135100 J/mol)- 298.0 K * 
164.7J/(K.mol)= -86.02 kJ/mol 
 
GorH
o
r – T. S
o
r 
Gor=(-492600 J/mol)- 298.0 K * 
136.1 J/(K.mol)= -452.04 kJ/mol 
 
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DADOS 
Constantes e fatores de conversão: 
1 1 1 18,314J.K.mol0,082L.atm.K.molR     
 1 atm = 1,01x10
5 Pa 
 
Fórmulas: wqU 
 H =U + PV q = CT dS=
dq
rev
T wrev=−nRT ln(V f /V i) 
VPw extIrrev 
 
1
2ln
V
V
nRS
 







1
2ln
T
T
CS
 gH U nRT  
0 lnG G RT Q 
 
ΔG °= ΔH °−TΔS °
 
Q
n
EE ln
0257,0

 C p=Cv+nR
 
0
ln
0,0257
nE
K
 ΔG °=−nFE ° Q=n×F Q=i×t 
)()( 000 reagentesXnprodutosXnX FormacaoFormacaor  
 
)()( 000 reagentesSnprodutosSnS mmr  
 
pX = - logX v k    0A A kt  
 
0
1/2
A
2
t
k

 
Propriedades: 
 d(água)=1,0 g mL–1 . d(etanol) = 0,789 g mL–1 d(octano) = 0,703 g mL–1 
H = 1g mol-1; O = 16 g mol-1; C = 12 g mol-1; N = g mol-1; Zn = 65,4 g mol-1. 
Valores de Cv para gases: Monoatômicos: 3/2 R; Lineares: 5/2R; Não-lineares: 3R 
Dados Termodinâmicos a 298 K 
Substância Hof (kJ mol
-1) S
o
m(J K
-1mol-1) 
CH3OH(l) -238,86 126,8 
CH3CH2OH(l) -277,69 160,7 
CH3COOH(l) -484,50 159,80 
C8H18(l) -250,3 358 
H2O(l) -285.83 69,91 
CO(g) -110,53 197,67 
CO2(g) -393,51 213,74 
O2(g) 0 205,14