Exercícios de Termodinâmica - Primeira Lei

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

LISTA II - Termodinâmica – Primeira lei 
 
1. As entalpias-padrão de formação são encontradas com facilidade, mas precisamos, muitas vezes, das 
entalpias-padrão de combustão. A entalpia-padrão de formação do etilbenzeno é –12,5 kJ mol–1. 
Calcule a sua entalpia-padrão de combustão. Resposta: - 4564,7 kJ mol
–1 
 
2. As reações de combustão são relativamente fáceis de serem realizadas e estudadas, e os resultados 
obtidos podem ser combinados para fornecer valores de entalpias de outros tipos de reação. 
Como uma ilustração, calcule a entalpia-padrão de hidrogenação do cicloexeno a cicloexano 
sabendo-se que as entalpias padrão de combustão dos dois compostos são –3752 kJ mol–1 (ciclo-
hexeno) e - 3953 kJ mol
–1
 (ciclo-hexano). Resposta: -85 kJ mol
–1
. ( Lembre-se de usar a reação de 
formação da água líquida para alcançar a reação de desejada). 
 
3. Um projeto eficiente de uma fábrica de produtos químicos depende da capacidade do projetista em 
estimar e usar o calor produzido em uma etapa do processo para alimentar outro processo. A 
entalpia-padrão da reação N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) é – 92,22 kJ mol
–1
. Qual é a variação de 
entalpia quando (a) 1,00 t de N2(g) é consumida? (b) 1,00 t de NH3(g) é formada? 
Respostas: (a) – 3,29 GJ ; (b) – 2,71 GJ 
 
4. Calcule a energia interna padrão de formação do acetato de metila líquido (etanoato de metila, 
CH3COOCH3) a 298 K, a partir de sua entalpia-padrão de formação, que é –442 kJ mol
–1
. Resposta: - 
432 kJ mol
–1
 . 
 
5. A entalpia-padrão de combustão do antraceno é –7163 kJ mol–1. Calcule sua entalpia-padrão de 
formação. Resposta: + 225 kJ mol
–1 
 
6. Quando se queimam 320 mg de naftaleno, C10H8(s), em uma bomba calorimétrica, a temperatura se 
eleva de 3,05 K. Calcule a capacidade calorífica do calorímetro. De quanto a temperatura se elevará 
na combustão de 100 mg de fenol, C6H5OH(s), no mesmo calorímetro e nas mesmas condições? 
Respostas: 4,2 kJ K
–1
 ; + 0,768 K 
 
7. Calcule a entalpia-padrão da reação C(grafita) + H2O(g) → CO(g) + H2(g). 
Resposta: +131,29 kJ mol
–1 
 
8. Faça a distinção entre “estado-padrão” e “estado de referência” e indique suas aplicações. 
 
9. Classifiquem como endotérmica ou exotérmica: 
(a) uma reação de combustão com ΔrH
o
 = –2020 kJ mol–1; 
(b) uma dissolução com ΔHo = +4,0 kJ mol–1; 
(c) a vaporização; 
(d) a fusão; 
(e) a sublimação. 
10. As entalpias-padrão de formação são de grande utilidade, pois permitem calcular as entalpias-padrão 
de uma ampla gama de reações de interesse em química, biologia, geologia e na indústria. Use as 
informações da Seção de Dados ( tabela termidinâmica) para calcular as entalpias-padrão das 
seguintes reações: 
(a) 2 NO2(g) → N2O4(g) Resposta: - 57,20 kJ mol
–1
. 
(b) NO2(g) → 1/2 N2O4(g) Resposta: - 28,6 kJ mol
–1
. 
(c) 3 NO2(g) + H2O(I) → 2 HNO3(aq) + NO(g) Resposta: - 138,2 kJ mol
–1
. 
(d) Ciclopropano (g) → propeno(g) Resposta: - 32,88 kJ mol–1. 
(e) HCI (aq) + NaOH(aq) → NaCI(aq) + H2O(I) Resposta: - 55,84 kJ mol
–1
. 
 
11. Para a reação C6H5COOH(s) + 15 O2(g) → 14 CO2(g) + 6 H2O(g), ΔrU⊖ = –772,7 kJ mol
–1
 a 298 K. 
Calcule ΔrH⊖. Resposta: - 760, 3 kJ mol
–1
 
 
12. Calcule ΔrH⊖ e ΔrU⊖ a 298 K e ΔrH⊖ a 427 K para a hidrogenação do etino (acetileno) a eteno 
(etileno) a partir dos dados de entalpias de combustão e das capacidades caloríficas que figuram na 
Tabela. Admita que todas as capacidades caloríficas sejam constantes no intervalo de temperatura 
considerado. ( Lembre-se de usar a reação de formação da água líquida para alcançar a reação de 
desejada. 
Respostas: ΔrH⊖ = - 175 kJ mol
-1
 e ΔrU⊖ = - 173 kJ mol
-1 a 298 K e ΔrH⊖ ( 427 K) = - 171 kJ mol
-1
 
13. Uma amostra de 0,727 g do açúcar D-ribose (C5H10O5) foi posta numa bomba calorimétrica e 
queimada na presença de oxigênio em excesso. A temperatura se elevou de 0,910 K. Numa outra 
experiência, no mesmo calorímetro, a combustão de 0,825 g de ácido benzoico, cuja energia interna 
de combustão é –3251 kJ mol–1, provocou uma elevação de temperatura de 1,940 K. Calcule a 
entalpia de formação da D-ribose. Resposta: ΔfH⊖ = - 1273 kJ mol
-1
. 
 
14. Para reação C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g) 
a. Calculate ΔH a 298,15 K. Resposta – 311, 41 kJ 
b. encontre ΔU para a mesma reação 298,15 K. Resposta: - 306,46 kJ 
c. Estimate ΔU usando a entalpia média de ligação. Resposta :aproximadamente - 281 kJ 
d. Calculate ΔH a 373,15 K. Resposta: - 315, 11 kJ