Gab 1ºEE

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Departamento de Química Fundamental 
Universidade Federal de Pernambuco DQF 
 
Av. Prof. Luís Feire, s/n, Cid. Universitária, 50670-901 Recife PE � 21268440 Fax 21268442 
 
Química Geral 1 – 2007/II – 1a Prova 
 
1. Um problema com combustíveis que contêm carbono é que, ao queimar, eles produzem dióxido de 
carbono, um dos gases responsáveis pelo efeito estufa. Logo, uma característica importante na 
escolha de um combustível é o calor por mol de CO2 produzido. Entre o metano, CH4, e o octano, 
C8H18, qual é, considerando-se o dióxido de carbono, o combustível menos danoso para o efeito estufa? 
Justifique sua resposta. 
O número de moles de CO2 produzido por mol de combustível queimado é igual ao numero de átomos 
de carbono na molécula do combustível. Ao queimar, um mol de metano produz um mol de CO2 e 
libera 890 kJ de calor. O octano, por mol de CO2 produzido na queima, libera (5.471 kJ /8) = 684 kJ 
de calor. Logo, o metano é o menos danoso dos dois, porque produz mais calor por mol de CO2 
liberado para a atmosfera. Por unidade de massa, o resultado também é favorável ao metano. 
 
2. A variação de energia interna para a combustão de 1,00 mol de CH4(g) em um cilindro, de acordo 
com a reação CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g), é –892,4 kJ. (a) Se um pistão ligado ao cilindro 
realiza 492 kJ de trabalho de expansão devido à combustão, qual é a quantidade de calor perdida 
pela mistura de reação? (b) Qual é a variação de entalpia desse processo? Justifique sua resposta. 
(a) Pela primeira lei, o calor liberado é dado por q = ∆U – w = –892,4 kJ – (–492 kJ)= –400,4 kJ. 
(b) A diferença entre ∆H e ∆U é o termo gn R T∆ , onde gn∆ é a variação do número de moles de gás 
na reação. Como neste caso gn∆ = 0, ∆H = ∆U = –892,4 kJ. 
 
3. Determine se o dióxido de titânio pode ser reduzido pelo carbono a 1.000 K nas seguintes reações: 
(a) TiO2(s) +2C(s) → Ti(s) + 2CO(g) 
(b) TiO2(s) +C(s) → Ti(s) + CO2(g) , 
Sabendo que a 1.000 K ( )0 -1f CO,g 200 kJ .molG∆ = − , ( )0 -1f 2CO ,g 396 kJ .molG∆ = − 
e ( )0 -1f 2TiO ,s 762 kJ .molG∆ = − . 
As variações da energia de Gibbs para as duas reações são as seguintes: 
 
2
(a) ( ) ( ) ( ) ( )0 0 0 -1 -1 -1r f f 22 CO,g TiO , 2 200 kJ .mol 762 kJ .mol 362 kJ .molG G G s∆ = ∆ − ∆ = − − − = 
(b) ( ) ( ) ( )0 0 0 -1 -1 -1r f 2 f 2CO ,g TiO , 396 kJ .mol 762 kJ .mol 366 kJ .molG G G s∆ = ∆ − ∆ = − − − = 
Como o 0
r
G∆ de ambas as reações é positivo, nenhuma delas é espontânea. Ou seja: a redução não 
ocorrerá. 
 
4. Uma amostra de um gás ideal a 323 K ocupa 1,67 L a 4,95 atm. O gás se expande até 7,33 L, 
seguindo dois caminhos diferentes: (a) expansão isotérmica reversível e (b) expansão livre isotérmica 
irreversível. Calcule ∆Stot, ∆S e ∆Sviz para cada caminho. 
(a) 2 -12 2
1 1
4,95 atm 1,67 L 7,33 Lln ln ln 3,79 10 L atm K
323 K 1,67 L
V VPVS nR
V T V
−
×∆ = = = = × = -13, 84 J K . Como o 
processo é reversível, totS∆ = 0 , e portanto vizS∆ = −
-13, 84 J K . 
(b) Numa expansão isotérmica num gás ideal, ∆U = 0. Como a expansão é livre, w = 0. 
Consequentemente, q = 0. Nada acontece com a vizinhança, de modo que 
vizS∆ = 0 . O S∆ do sistema 
é o mesmo do item (a), e é igual ao totS∆ , que é positivo, como se espera de um processo irreversível. 
 
5. A pressão de vapor do dióxido de cloro, ClO2, é 155 Torr a –22,75 oC, e 485 Torr a 0,0 oC. Calcule 
(a) Sua entalpia padrão de vaporização; (b) O ponto de ebulição do ClO2. 
(a) Aplicando a Eq. de Clausius e Clapeyron, temos: 
0
vap
-1 -1
485 Torr 1 1ln
155 Torr 250,25 K 273 K8,314 J K mol
H∆   
= −   
   
. Resolvendo esta equação para a entalpia de 
vaporização, chegaremos a 0vapH∆ =
-128, 4 kJ m ol 
(b) No ponto de ebulição, Tb, a pressão de vapor será 760 Torr. Aplicando novamente a equação, 
podemos escrever: 
3 -1
-1 -1
b
760 Torr 28,4 10 J mol 1 1ln
155 Torr 250,25 K8,314 J K mol T
   ×
= −  
   
. Desta equação, obtemos Tb = 283 K = 10 oC. 
 
 
Dados: 
U q w∆ = + H = U + PV G = H – TS revdqdS
T
= 2
1
ln VS nR
V
∆ = 
 
3
gH U n R T∆ = ∆ + ∆ q = C∆T PV = nRT extdw P dV= − extw P V∆= − 
2
1
ln Vw nR T
V
 
= −  
 
 1 L.atm = 101,325 J R = 8,314 J.K-1.mol-1 = 0,082 L.atm.K-1.mol-1 
0
vap2
1 1 2
1 1ln
HP
P R T T
∆   
= −   
   
 Massas atômicas: H:1 C:12 N:14 O:16 
Entalpias de combustão, a 298 K: Metano: –890 kJ.mol-1; Octano: –5.471 kJ.mol-1