Termodinâmica Química: Estudo Dirigido e Lista de Exercícios

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO 
ICE – DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
QUÍMICA GERAL (IC-310) 
PROF: GUILHERME PEREIRA GUEDES 
 
 
 Termodinâmica Química 
 
I) Estudo Dirigido 
 
1) Sob quais condições a variação da entalpia de um processo será igual à quantidade de calor 
transferido para dentro de um sistema? 
2) O que é uma função de estado? Dê exemplos de grandezas que são função de estado e uma que 
não é. A temperatura é uma função de estado? 
3) Exponha a primeira lei da termodinâmica. Escreva a equação que a representa. 
4) É dada para você a variação da entalpia de um processo que ocorre a pressão constante. Qual é 
a informação adicional necessária para determinar o ∆E para o processo? 
5) O que é a Lei de Hess e quais são suas implicações? 
6) Considere a vaporização da água líquida à pressão de 1 atm. Esse processo é endotérmico ou 
exotérmico? Em que faixa de temperatura é um processo espontâneo? Em que faixa de 
temperatura é não-espontâneo? A que temperatura as duas fases estão em equilíbrio? 
7) O que significa chamar um processo de irreversível? 
8) Para um processo que ocorre a temperatura constante, expresse a variação da energia livre de 
Gibbs em função da entalpia e da entropia. 
9) Qual é a relação da variação da energia livre de Gibbs com a espontaneidade de uma reação 
química? 
10) O que é entalpia de formação? 
11) Expresse a segunda lei da termodinâmica. 
12) Por que o aumento na entropia do sistema é maior para a vaporização da água do que para sua 
fusão? 
13) Durante um processo químico, o sistema tornou-se mais ordenado. Qual é o sinal da variação 
da entropia? Dê um exemplo no qual a entropia diminui. 
14) Qual é o sinal que você espera para o ∆S de uma reação química na qual 2 mols de reagentes 
gasosos são convertidos em 3 mol de produtos gasosos? 
15) Qual é a relação da entropia com o calor em um processo reversível? A partir destes dados 
podemos calcular a variação da entropia em uma mudança de estado físico? Por que? Nestes 
casos, por que podemos relacionar o calor com a variação da entalpia para o processo? 
16) Diferencie reações endotérmicas e exotérmicas. Faça um esquema da variação da entalpia e 
compare-os. 
17) Qual é a relação entre ∆G para um processo e a velocidade na qual ele acontece? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
II) Lista de Exercícios 
 
1) Considere a seguinte reação que ocorre a temperatura e pressão ambientes: 
 
2Cl (g) ���� Cl2(g) (∆∆∆∆H = -243,4 kJ) 
 
 Quem tem a maior entalpia nestas condições, 2 Cl ou Cl2? 
 
2) Considere a seguinte reação: 
 
2Mg(s) + O2(g) ���� 2MgO (∆∆∆∆H = -1204 kJ) 
a) A reação é endotérmica ou exotérmica? 
b) Calcule a quantidade de calor transferida quando 2,4 g de Mg(s) reagem a pressão constante. 
c) Quantos gramas de MgO são produzidos durante uma variação de entalpia de 96,0 kJ? 
d) Quantos quilojoules de calor são absorvidos quando 7,50 g de MgO(s) se decompõem em 
Mg(s) e O2(g) a pressão constante? 
 
3) Quando duas soluções contendo íons prata e cloreto são misturadas, precipita cloreto de prata: 
 
Ag+(aq) + Cl-(aq) ���� AgCl(s) (∆∆∆∆H = -65,5 kJ) 
 
a) Calcule o ∆H para a formação de 1,66 g de AgCl. 
b) Calcule o ∆H para a formação de 0,54 g de AgCl. 
c) Calcule o ∆H quando 0,188 mol de AgCl se dissolve em água. 
 
4) Utilizando-se de valores tabelados de entalpia, calcule a variação da entalpia padrão para cada 
uma das reações seguintes: 
 
a) 2SO2(g) + O2(g) � 2SO3(g) 
b) Mg(OH)2 � MgO + H2O(l) 
c) 4FeO(s) + O2(g) � 2Fe2O3(s) 
d) SiCl4(l) + 2H2O(l) � SiO2(s) + 4HCl(g) 
e) N2O4(g) + 4H2(g) � N2(g) + 4H2O(g) 
f) 2KOH(s) + CO2(g) � K2CO3(s) + H2O(g) 
g) SO2(g) + 2H2S(g) � 3/8S8(s) + 2H2O(g) 
h) Fe2O3(s) + 6HCl(g) � 2FeCl3(s) + 3H2O(g) 
 
5) Sem realizar cálculos diga se a entropia do sistema aumenta ou diminui durante cada processo. 
 
a) Oxidação do nitrogênio: N2(g) + 2O2(g)� 2NO2(g). 
b) Sublimação do gelo seco: CO2(s) � CO2(g). 
c) Resfriamento da água d 50ºC para 4ºC. 
d) Evaporação de água de roupas. 
 
6) Qual das substâncias tem maior entropia-padrão molar a 298 K? Justifique 
 
 
 
 ciclopentano 1-penteno 
 
7) Determine se o dióxido de titânio pode ser reduzido pelo carbono a 1000 K nas reações. 
 
a) TiO2 + 2C � Ti(s) + 2CO(g) 
b) TiO2 + C � Ti(s) + CO2(g) 
 
Dados a 1000 K: ∆Gºf (CO, g) = -200 kJ/mol; 
 ∆Gºf (CO2, g) = -396 kJ/mol; 
 ∆Gºf (TiO2, s) = - 762 kJ/mol. 
 
8) O metanol (CH3OH) tem tendência termodinâmica a se decompor em monóxido de carbono e 
hidrogênio a 25 ºC? Esta tendência seria mais forte em temperatura maior ou menor? 
 
9) Calcule a entalpia padrão de reação, e entropia e a energia livre de Gibbs usando dados da tabela 
termodinâmica. Para cada caso, confirme se o valor obtido das energias livres de formação são os 
mesmos que os obtidos a 298 K, usando a equação que relaciona energia livre, entalpia, entropia e 
temperatura. 
 
a) CuSO4(s) + 5 H2O(l) � CuSO4•5H2O(s). 
b) CaO(s) + H2O(l) � Ca(OH)2(s) 
c) 2NO2(g) � N2O4(g) 
d) 2Fe3O4(s) + ½ O2(g) � 3Fe2O3(s) 
 
10) Calcule a entalpia da reação P4(s) + 10 Cl2(g)� 4 PCl5(s) a partir da seguintes reações: 
 
P4(s) + 6Cl2(g) � 4 PCl3(l) ∆H = -1296 kJ 
PCl3(l) + Cl2(g) � PCl5(s) ∆H = -124 kJ 
 
Resposta: - 1792 kJ/mol 
 
11) Calcule a entalpia de reação para a síntese do gás cloreto de hidrogênio a partir do gás 
hidrogênio e cloro (H2 + Cl2 � 2HCl) utilizando-se os seguintes dados: 
 
NH3(g) + HCl(g) � NH4Cl(s) ∆H = -176,00 kJ 
N2(g) + 3H2(g) � 2NH3(g) ∆H = -92,22 kJ 
N2(g) + 4H2(g) + Cl2(g) � 2NH4Cl(s) ∆H = -628,86 kJ 
 
Resposta: - 184,6 kJ/mol