Prova com Gab - 1º EE

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Química Geral 1 – 2016.1 – 1º Exercício – 14/04/2016 
 
GABARITO 
 
1. A entalpia-padrão de combustão do ácido benzóico, C7H6O2, é -3251 kJ/mol. Um 
calorímetro de pressão constante foi calibrado com a reação de combustão de 0,825 g de 
ácido benzóico. Nesta reação, a temperatura do calorímetro aumentou 1,94°C. Após a 
reação de calibração, uma amostra de D-ribose, C5H10O5, foi queimada em excesso de 
oxigênio neste mesmo calorímetro. A temperatura do calorímetro subiu 0,91°C nesta 
segunda reação. 
a) Calcule a capacidade calorífica do calorímetro. 
b) Escreva a equação química balanceada que representa a reação padrão de 
combustão da D-ribose. 
c) Sabendo que o H° da reação de combustão da D-ribose é -251 kJ/mol, calcule a 
massa da amostra de D-ribose. 
 
 
Resposta: 
a) qcal + qácido = 0; qcal = - qácido; Ccal = -[-3251 x (0,825/122)]/1,94 = 11,33kJ/°C 
b) C5H10O5(s) + 5 O2(g)  5 CO2(g) + 5 H2O(l) 
c) -qribose = qcal; qribose = -11,33 x 0,91 = - 10,31 kJ 
M.M. ribose = 150g/mol. Como essa massa libera -251 kJ, -10,31 kJ correspondem 
a 6,16 g de ribose. 
 
2. O enxofre é um elemento sólido que existe na natureza em várias formas alotrópicas, 
dentre as quais podemos destacar o enxofre rômbico e o enxofre monoclínico. As entalpias 
padrão de combustão das duas formas são -296,83 kJ/mol e -297,16 kJ/mol, 
respectivamente, sendo o gás dióxido de enxofre o único produto formado. Calcule: 
a) A variação de entalpia molar da transição rômbico → monoclínico. 
b) A variação de energia interna molar da mesma transição a 298 K. 
 
 Resposta: 
a) As reações de combustão são: 
 
 
Invertendo a segunda reação, temos: 
 
b) A relação entre H e U é H = U + nRT. A transição em questão não envolve 
espécies gasosas, tendo n igual a zero. Logo: U = H = +0,33 kJ/mol. 
 
 
3. Etilenoglicol (C2H6O2) é produzido industrialmente a partir do etileno (C2H4), através do 
intermediário óxido de etileno (C2H4O), de acordo com as equações químicas abaixo. 
Determine se a hidratação do óxido de etileno para produzir etileno glicol gasoso (Etapa 2) 
é espontânea a 298K. 
 
 
 
 
 Resposta: 
Inicialmente, devemos calcular ∆Ho e ∆Soda Etapa 2. 
 
 
 
∆H° = ∑n∆Hf°(produtos) - ∑n∆Hf°(reagentes) 
∆H° = ∆Hf° (C2H6O2,g) – [∆Hf°(C2H4O,g) + ∆Hf° (H2O,l)] 
∆H° = -395,72 – [(-51,00) + (-285,83)] 
∆H° = - 58,89 kJ 
 
A variação de entropia padrão da Etapa 2 pode ser calculada da seguinte forma: 
∆S° = ∑nSm°(produtos) - ∑nSm°(reagentes) 
∆S° = Sm°(C2H6O2,g) – [Sm°(C2H4O,g) + Sm° (H2O,l)] 
∆S° = 311,8 – (243,0 + 69,9) 
∆S° = - 1,1 J.K-1 
 
Para verificar a espontaneidade, vamos calcular a variação da energia livre de 
Gibbs da reação a 298K: 
∆G° = ∆H° - T∆S° 
∆G° = -58890 – 298 x (-1,1) 
∆G° = -58562 J ou -58,56kJ 
A Etapa 2 é espontânea a 298K porque ∆G° é negativo. 
 
4. Calcule a variação de entropia quando a pressão de 3,44 g de gás hélio é reduzida de 125,0 
kPa até 65,0 kPa e a temperatura cai de 335 K até 273 K. Assuma um comportamento 
ideal. 
 
 RESOLUÇÃO: 
O processo que leva o gás da situação inicial até a situação final acarreta variação tanto de 
T quanto de P. Como entropia é função de estado, podemos desdobrar esse processo em 
duas etapas: 
 
Etapa 1: O gás passa de P1 até P2 a temperatura constante. Neste caso, podemos considerar 
uma expansão isotérmica reversível. 
Etapa 2: O gás passa de T1 até T2 a P constante. 
 
 
 
Primeira etapa: 
S = nR ln (P1/P2) 
S1= 0,86 mol. 8,3145 J.K
-1
.mol
-1
 ln (125/65) = +4,67 J. K
-1 
Segunda etapa: 
S = Cp,m . n. ln (T2/T1) 
S2 = 5/2 . 8,3145 J.K
-1 
. mol
-1 . 
0,86 mol . ln (273/335) = -3,66 J. K
-1 
 
E finalmente temos S = 4,67 J. K-1 - 3,66 J. K-1 = + 1,01 J K-1 
 
5. A pressão de vapor do dióxido de cloro, ClO2, é 155 Torr a -22,75 
o
C e 485 Torr a 0,0 
o
C. 
Com relação ao composto mencionado, calcule: 
a) A entalpia padrão de vaporização. 
b) A entropia padrão de vaporização. 
c) O ponto de ebulição. 
 
 Resolução: 
a) ln P2/P1 = ∆H°vap/R (1/T1 – 1/T2) 
ln 485/155 = ∆H°vap/8,314 (1/250,25 – 1/273) 
∆H°vap = 28518 J/mol 
∆H°vap = 28,5 kJ/mol 
 
b) ln P/P
0
 = - ∆H°vap/RT + ∆S°vap/R 
ln 155/750 = - 28518/(250,25 x 8,314) + ∆S°vap/8,314 
∆S°vap = 100,8 J K-1 mol-1 
 
c) ∆G°Vap = ∆H°vap − T ∆S°vap 
Durante a ebulição temos equilíbrio: 
∆G°Vap = 0. Logo: T = ∆H°vap/∆S°vap 
T = 283 K (10 
o
C) 
 
ou 
 
Temperatura de ebulição é aquela na qual a pressão de vapor se iguala à pressão ambiente. 
ln P2/P1 = ∆H°vap/R (1/T1 – 1/T2) 
ln 760/155 = 28518/8,3145 (1/250,25 – 1/T) 
T = 283 K (10 
o
C) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dados: 
Massas molares: C= 12,0 g/mol; H= 1,0 g/mol; O = 16,0 g/mol; He = 4,0 g/mol; Br = 79,9 g/mol; P = 31,0 g/mol
-1
; Ag 
= 108 g/mol; Cl = 35,5 g/mol; Ti = 47,87 g/mol; Au = 196,97 g/mol 
 
Constantes:
-1 -1 -1 -1R =8,314 J mol K =0,082 Latmmol K
= 8,314 x 10
–2
 L. bar. mol
–1
K
–1 
 F = 9,65 x 10
4
 C mol
–1
;NA = 6,02 x 10
23
mol
-1
; k = R/NA = 1,3807 x 10
-23
 J K
-1
. 
 
Fatores de conversão:1 bar = 10
5
 Pa; 1 atm = 1,01325 x 10
5
 Pa; 1 Torr = 133,3 Pa; 1 atm = 760 Torr; 1bar = 750 
Torr; 1 L.atm = 101,325 J; 1 cal = 4,184 J; 1 L = 10
-3
 m
3
; 1 C = 1 A. s; 1 J = 1 C. V 
 
Dados termodinâmicos a 298K: 
Substância 
 10 molkJ  fH
  110 molKJ mS 
H2O (l) -285,83 69,91 
N2 (g) 0 191,61 
O2 (g) 0 205,14 
etilenoglicol (g) -395,72 311,8 
óxido de etileno (g) -51,00 243,0 
CaCl2 (s) -795,80 104,60 
HF (g) -271,10 173,78 
 
 
Equações: 
 
 
∆H = ∆U + P∆V 
 
∆G = ∆H – T∆S q = CT 
PV = nRT 
 
 
 
 
 
000
rrr STHG  
 
 
)()( 000 reagentesXnprodutosXnX FormacaoFormacaor  
 
 
 
)()( 000 reagentesSnprodutosSnS mmr  
 
 
 
Cp/n = Cp,m Cv,m = 3/2 R (monoatômico) 
Cv/n = Cv,m Cv,m = 5/2R (moléculas lineares) 
Cp,m= Cv,m + R Cv,m = 3R (moléculas não-lineares) 
 
 
 
 
 
U q w  
extw P V 
2
1
ln
V
w nR T
V
 
   
 
revdqdS
T

2
1
ln
V
S nR
V
 
 
 
 
g
H U n RT    
2
1
ln
T
T
S C
    
 
lnG G RT Q   
v = k    
0
A = A - k t
 
0
1
2 2
A
t
k

 
1
v = k A    
0
ln A =ln A - k t1
2
ln 2
t
k
