4a lista Graduação - 1a lei de termodinâmica

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4a – Lista: Termodinâmica 1a lei
Questão 01: Um mol de um gás ideal, se expande isotermicamente contra uma pressão externa constante igual a 1 atm, até duplicar o volume inicial. Calcular o calor necessário para manter a temperatura do gás constante, sabendo que a pressão final é 1 atm.
Questão 02: Qual a variação de energia interna e qual a variação de entalpia em um processo em que se resfria, desde 102º C a 23º C, 150g de ferro, sob pressão constante de 1 atma? 
Dado: Cp Ferro igual a 0,12 cal/g oC.
Questão 03: O volume molar do vapor d’água a 100ºC e 1,0 atm de pressão é de 30,2L, enquanto o volume molar de água líquida, nas mesmas condições é 18,8 cm3. Estime ΔU e ΔH em um processo em que 18 g de água, a 100ºC, sob pressão de 1,0 atm são vaporizados isobárica e reversivelmente. O calor latente de vaporização da água a 100º C é 539,5 cal/g.
 Dados: 1atm.L = 101,3 J = 24,2 cal
Questão 04: Estime a temperatura alcançada por 0,5 mol de Hélio que inicialmente está a 235 K e 1,0 atm, e é comprimido adiabática e reversivelmente até a pressão de 7,0 atm e 512 K. Sabendo que o calor específico molar a volume constante do Hélio é igual a 3,0 cal/mol.K, calcule ΔU , ΔH e W no processo.
Questão 05: Determine a variação de energia interna e a variação de entalpia de um mol de gás Argônio (Cv = 2,97 cal/mol.K) que é comprimido de 30,0 L até 10,0 L, enquanto sua temperatura passa de 400K a 300K.
Questão 06: Um gás ideal se expande contra uma pressão externa constante igual 1,0 atm. No processo de expansão o gás recebe do exterior 942 cal de calor. O volume inicial do gás era igual a 1,2 L, e o volume final do gás passa para 2,0 L Calcule a variação de energia interna do gás.
 
Questão 07: E uma transformação de um gás ideal, ocorre uma absorção de 4000 cal, e o trabalho realizado pelo sistema é igual a 5000 cal, tudo por um mol. A temperatura inicial do gás era igual a 500 K. Sabendo-se que Cp é igual a 7 cal/mol.K, calcule a temperatura final do gás.
Questão 08: Um recipiente de 50 L contém hélio a 1,0 atm e 27º C. Suponha que o hélio se comporte como um gás ideal, com Cv igual a 3,0 cal/mol.K. Calcule a variação de energia interna e da entalpia, quando o sistema é aquecido a 127º C. 
Questão 09: Dois moles de nitrogênio expandem isotermicamente a 273 K de 22,4 L a 44,8L:
a) reversivelmente;
b) contra uma pressão externa constante igual à pressão final do gás;
c) livremente ( = contra o vácuo).
Para cada caso, calcule q, w, ΔH e ΔU supondo comportamento ideal do gás.
Questão 10: Uma barra de 0,5 kg de CO2 sólido é deixada evaporar completamente em um recipiente de volume igual a 2000 cm3 a 25 °C. Supondo comportamento ideal para o CO2, calcule o trabalho produzido, se o sistema expande:
a) isotermicamente contra uma pressão externa constante de 1 atm. Ao final do processo, a pressão do gás torna-se igual à pressão externa.
b) Isotérmica e reversivelmente até pressão final igual a 1 atm.
Questão 11: Um recipiente de volume fixo igual a 20 litros é ocupado por 5 mols de CO2 a 250 K. Após transferência de 5 kJ de calor ao sistema, verificou-se que a temperatura do gás subiu para 290K. Calcule W, ΔH e ΔU supondo que o CO2 é um gás de van der Waals. Dados a = 3,592 atm.L2.mol –2 e b = 4,267. 10–2 L mol–1.
 ( Equação de Van der Waals para gases reais
Questão 12: Calcule o trabalho de uma compressão isotérmica reversível de três moles de um gás ideal a 300 K na qual o volume final reduz-se a um quarto do volume inicial.
Questão 13: Uma amostra de 2,00 mols de He se expande isotermicamente, a 22o C, de 22,8 até 31,7 L, 
a) reversivelmente.
b) contra uma pressão constante igual à pressão final do gás e. 
c) livremente (contra pressão externa nula). 
Em cada processo, calcule q, w, ΔU e. Justifique qualquer assunção.
Questão 14: Considerando os dados abaixo:
N2(g) + O2(g) ( 2 NO(g) ΔH = + 180,7 kJ
2 NO(g) + O2(g) ( 2 NO2 (g) ΔH = – 113,1 kJ 
2 N2O(g) ( 2 N2(g) + O2(g) ΔH = – 163,2 kJ 
Determine a energia envolvida na produção de 450 g de NO, segundo a reação: N2O(g) + NO2(g) ( 3 NO(g)
Questão 15: A respiração celular é um processo vital e ocorre por meio de reações químicas. Um exemplo pode ser a conversão da glicose em ácido pirúvico por meio da reação:
C6H12O6(s) + O2(g) ( 2 C3H4O3(s) + 2 H2O(l)
 glicose ácido pirúvico
Considere as reações a 25 °C e 1 atm:
C6H12O6 (s) + 6 O2(g) ( 6CO2 (g) + 6H2O (l) Energia liberada = 2808 kJ/mol
C3H4O3 (s) + 5/2 O2 (g) ( 3CO2 (g) + 2H3O (l) Energia liberada = 1158 kJ/mol
Qual a quantidade de energia formada a partir de 1,8 kG de glicose?
Questão 16: Estão relacionados aqui três hidrocarbonetos comuns que contêm quatro carbonos, junto com suas entalpias de formação:
	Hidrocarboneto
	1,3 - Butadieno
	1 - Buteno
	n – Butano
	Fórmula Molecular
	C4H6
	C4H8
	C4H10
	ΔHof (kJ/ mol)
	111,9
	1,2
	– 124,7
a) Para cada uma dessas substâncias calcule a entalpia molar de combustão, considerando CO2 (g; Hof = –393,5 kJ/ mol) e H2O(l; Hof = –285,8 kJ/ mol)
b) Calcule o calor específico em kJ/g para cada um desses compostos.
Questão 17: Os air-bags que fornecem proteção em automóveis no caso de um acidente expandem como resultado de uma reação química rápida. Do ponto de vista dos reagentes químicos o que você esperaria para os sinais de q e w nesse processo.
Questão 18: As reações I, II e III, descritas a seguir, compõem o processo de produção do gás metano a partir do carvão, que tem como subproduto o dióxido de carbono. Nessas reações, o carvão está representado por C(s) em sua forma alotrópica mais estável. 
I. C(s) + H2O(g) ( CO(g) + H2(g)
II. CO(g) + H2O(g) ( CO2(g) + H2(g)
III. C(s) + 2H2(g) ( CH4(g)
Entre as vantagens da utilização do metano como combustível estão a maior facilidade de distribuição, a queima com ausência de resíduos e o alto rendimento térmico. O alto rendimento térmico pode ser observado na seguinte equação termoquímica: CH4(g) + 2O2(g) ( CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = - 802 kJ
Considere as entalpias de formação das substâncias a seguir:
	Substância
	H2O(g)
	CO(g)
	CO2(g)
	ΔHof (kJ/ mol)
	– 242,0
	– 110,0
	– 393,0
a) Escreva a equação termoquímica e o valor do ΔH, que representa a produção do metano a partir do carvão.
b) Qual calor liberado por 3360 L de metano nas CNTP?
Questão 19: A hidrazina (N2H4) é um combustível que pode substituir a gasolina (C8H18) em motores de explosão. Um estudante de Química coletou, na literatura especializada, dados termodinâmicos relativos às reações de combustão desses dois combustíveis.
Fazendo uso desses dados, atenda às solicitações a seguir.
a) Escrever as equações balanceadas de combustão da Hidrazina e da Gasolina.
b) Calcular a variação de energia livre por mol de combustível para essas reações (ver Tabela 1).
c) Considerando dois carros iguais, com motores de mesmo desempenho, determinar, por meio de cálculos, qual dos combustíveis deverá proporcionar maior quilometragem por litro (ver Tabelas 1 e 2).
Questão 20: Uma das grandes novidades em comunicação é a fibra óptica. Nesta, a luz é transmitida por grandes distâncias sem sofrer distorção ou grande atenuação. Para fabricar fibra óptica de quartzo, é necessário usar sílica de alta pureza, que é preparada industrialmente usando uma seqüência de reações cujas equações (não balanceadas) estão representadas a seguir:
I. SiO2(s) + C(s) ( Si(s) + CO2(g)
II. Si(s) + Cl2(g) ( SiCl4(g)
III. SiCl4(g) + O2(g) ( SiO2(s) + Cl2(g)
a) Na obtenção de um tarugo de 300 g de sílica pura, qual a quantidade de energia (em kJ) envolvida? Considere a condição padrão.
Dados de entalpia padrão de formação em kJ mol–1: SiO2(s) = –910; CO2(g) = –394; SiCl4(g) = –657.
b) Com a sílica produzida (densidade = 2,2 g cm–3), foi feito um tarugo que, esticado, formouuma fibra de 0,06 mm de diâmetro. Calcule o comprimento da fibra esticada, em metros.
Questão 21: Uma amostra de 70,0 kG de gás nitrogênio (N2 = 28 g/mol) se expande isotermicamente a 25º C de 200L a 300L (a) reversivelmente e (b) contra uma pressão externa constante igual a pressão final do gás e (c) livremente. Calcule em cada processo a, b e c ΔU, q, w e ΔH.
Respostas:
Q01: ΔU = Q + W ( processo isotémico ( ΔU = 0, logo Q = –W. Mas W = ​– P.ΔV, isto é, W = P. (Vf – Vi), 
Vf = 2Vi. Logo: W = P. Vi. 
Para resolver essa questão precisamos determinar o valor do volume inicial (Vi). Para que haja expansão a pressão dentro de recipiente tem que ser maior que a pressão fora do recipiente. Como o volume do gás dentro do recipiente dobrou, é porque a pressão inicial dentro do recipiente era o dobro da pressão fora do recipiente (1,0 atm). O volume aumenta até as pressões dentro e fora se igualarem em 1,0 atm. Daí temos:
Devemos usar a equação de estado do gases ideais: Pi . Vi = Pf . Vf, portanto: Pi = 2 Pf = 2 atm. 
Vi = n.R.T / Pi = 12,31 L. Daí: W = 1 . 12,31 = 12,31atm.L . 101,3 = 1,25.103 J. Como Q = W = 1,25.103 J. 
Q02: Q = m.Cp.ΔT, como a pressão é constante, Q = ΔH, logo: ΔH = 150g. 0,12 cal/g oC. –79º C = – 1,42.103 cal.
ΔU = ΔH – p. ΔV ( como o Fe é sólido, ΔV é desprezível, logo: ΔU = ΔH = – 1,42.103 cal.
Q03: ΔH = Q = m.Cp = 18g. 539,5 cal/g = 9,7.103 cal
ΔU = Q – P.ΔV ( ΔU = 9,7.103 cal – (1,0 atm.30,8 L . 24,2) ( ΔU ( 8.970 cal 
Q04: ΔU = n.Cv . ΔT ( ΔU = 416 cal ( ΔH = ΔU + n.R.ΔT ( ΔH = 693 cal. 
Como o processo é adiabático Q = 0, logo W = – ΔU = – 416 cal 
Q05: ΔU = – 297 cal; ΔH = – 496 cal
Q06: ΔU = + 860,94 cal
Q07: T = 300 K
Q08: ΔU = 609 cal; ΔH = 1.016 cal
Q09: a) ΔU = 0; W = –3146,5 J; q = 3146,5 b) ΔU = 0; W = – 2269,7 J; q = 2269,7J c) q = W = 0
Q10: a) pv = nRT, logo 1.vf = 11,36.0,082.298 ( vf = 277,6L, daí: W = P.ΔV, sendo ΔV = 277,6 – 2 = 275,6L, logo: w = –27,9 kJ b) w = – 139 kJ
Q11: W = 0; ΔU = 5000 J; ΔH = 6679,65 J 
Q12: 10,37 kJ
Q13: Como a energia interna de um gás ideal é função apenas da temperatura e o processo é isotérmico, a variação de energia interna é nula, ΔU = 0, para qualquer uma das três situações aventadas (casos a, b e c). O mesmo é verdadeiro para a variação de entalpia e, portanto, ΔH = 0.
a) q = – w ( q = 1,62 kJ b) q = – w; ( q = 1,38 kJ.
c) Como o processo é isotérmico, ΔH = ΔU = 0. Como a expansão é livre, ou seja, ocorre sem que haja pressão de oposição, o sistema não realiza trabalho durante o processo e, portanto, w = 0. Como q = – w; q = 0.
Q14: 778,25 kJ. Q15: 4.920 kJ.
Q16: (a) ΔH= –2.543,4 kJ/mol de C4H6 (b) 47,09 kJ/g C4H6.
Q17: A reação espontânea do airbag é provavelmente exotérmica, com –ΔH e, portanto, –q. Quando o airbag infla, trabalho é realizado pelo sistema, portanto, o sinal de w também é negativo.
Q18: a) 2C(s) + 2H2O(g) ( CH4(g) + CO2(g) b) 120.300 kJ são liberados.
Q19: a) N2H4(l) + O2(g) ( N2(g) + 2H2O(l)
 	C8H18(l) + 25/2O2(g) ( 8CO2(g) + 9H2O(l)
b) Para a hidrazina: (tabela 1)
ΔG = ΔH - TΔS
ΔG = – 622,29 kJ –298K x 5,08 x 10–3 J/K
ΔG(N2H4) = –623,8 kJ/mol
Para a gasolina: (tabela 1)
ΔG = ΔH - TΔS
ΔG = –5470,65 kJ –298K x (–583,14 x 10–3 J/K)
ΔG(C8H18) = – 5296,9 kJ/mol
c) De acordo com a tabela 2, em 1mL, temos:
1,021 g (hidrazina) ----- n(hidrazina)
 32 g (hidrazina) ----- 1 mol
n(hidrazina) = 0,032 mol em 1 mL, logo, temos 32 mols em 1 L.
0,7025 g (gasolina) ----- n(gasolina)
 114 g (gasolina) ----- 1 mol
n(gasolina) = 0,00616 mol em 1 mL, logo, temos 6,16 mol em 1 L.
 1 mol (hidrazina) ----- 623,8 kJ
32 mols (hidrazina) ---- x
x = 19961,6 kJ por litro de hidrazina.
 1 mol (gasolina) ----- 5296,9 kJ
6,16 mol (gasolina) ----- y
y = 32628,9 kJ por litro de gasolina.
y > x, logo a gasolina liberará mais energia por litro do que a hidrazina e renderá mais.
c) - Correlacionar corretamente os dados das tabelas apresentadas, para a resolução do item pedido;
 - Calcular o valor de ΔE para as reações I e II;
ΔE(N2H4) = 1,99 x 104 KJ/L e
ΔE(C8H18) = 3,4 × 104 KJ/L
 - Especificar as unidades físicas do ΔE para as reações I e II;
 - Explicar, baseado nos valores encontrados do ΔE, para as reações I e II, qual dos combustíveis é capaz de promover uma maior quilometragem por litro.
Q20: a) A quantidade de energia liberada será de 1970 kJ, ou seja, ΔH = -1970 kJ.
b) d = m/v
v(sílica pura) = m/d = 300/2,2 = 136,36 cm3
Fazendo, v(sílica pura) = v e diâmentro = D, teremos:
v = [(π × D2)/4] × comprimento
comprimento = 136,36 × 4/π(6 × 10–3)2
comprimento = 4,83 × 106 cm = 4,83 × 104 m.
O comprimento da fibra esticada será de 4,83×104 m
Q21: Em processos isotérmicos ΔU = 0 , pois a energia interna de um gás ideal só depende da temperatura e como ela não varia, a variação de energia interna é zero para todos os processos. ΔH = 0 para todos os processos, pois: pΔV = n.R ΔT,mas ΔT é zero (processo isotérmico), logo p.ΔV = 0. ΔH = ΔU = +Δ (p.V), temos ΔH = 0.
Processo a: w = – n.R.T lnVf/Vi. Daí w = – 2.511 kJ. Como w = – q, temos q = 2.511 kJ.
Processo b: Nesse caso w = – p.ΔV, logo: w = – 2.063 kJ e q = 2.063 kJ.
Processo c: como p = 0, p.ΔV = 0, temos w = 0 kJ e q = 0 kJ.
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