3ª Lista de exercícios - Primeira Lei - com respostas - 2018_2

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Universidade Federal de Uberlândia
Turma: Biotecnologia Período: 3º
Disciplina: Físico-Química
Professor: Dr. Diego Leoni Franco
3ª Lista de exercícios: Termodinâmica – 1ª Lei – segunda e terceira partes
Em uma reação exotérmica, em volume constante, houve uma perda de calor de 1000 kJ. A reação ocorreu entre o gás metano e gás oxigênio, gerando gás carbônico e água gasosa a uma temperatura de 300 K. Sabendo que R = 8,3145 J.K-1.mol-1:
Qual o valor de ΔU?
ΔU = - 1000 kJ
Qual o valor de ΔH?
 ΔH = -1000 kJ
Explique teoricamente e não através dos cálculos por que ΔH=ΔU?
Explique por que CP é maior do que CV, se nas reações exotérmicas, ΔH é menor do que ΔU?
O homem produz, em média, cerca de 10 MJ de calor por dia, devido à sua atividade metabólica. Se o corpo humano fosse um sistema isolado de massa igual a 65 kg e com capacidade calorífica específica igual a da água (4,184 J.K-1.g-1):
Qual seria a elevação de temperatura do corpo?
ΔT = 36,77 K
Na realidade, os corpos humanos são sistemas abertos e o principal mecanismo de perda de calor se dá pela evaporação da água. Que massa de água deve ser evaporada por dia para manter a temperatura do corpo constante?
Dados: ΔH°f (H2O(g)) = -241,82 kJ.mol-1 ΔH°f (H2O(l)) = -285,83 kJ.mol-1 MMH2O = 18 g.mol-1
4,09 kg de H2O
Uma amostra de 1,0 mol de um gás monoatômico perfeito, cuja
 CV,m = 3R
 2
Inicialmente à pressão de 1,0 atm e temperatura de 300 K, é aquecida reversivelmente, até 400 K, à volume constante. Calcule a pressão final, q, w e ΔU: (Dica: Precisa usar PV = nRT)
P = 1,33 atm ΔU = 1,25 kJ
Sódio metálico é um dos elementos mais importantes na Química. Uma quantidade de 50,0 g desse sólido, à 25 °C, recebeu 5652,17 J de energia na forma de calor para se fundir completamente. Sabendo que a entalpia de sublimação de sódio metálico à 25 °C é 101 kJ.mol-1, calcule a entalpia de vaporização deste metal nesta mesma temperatura: Dado: MMNa = 23,0 g.mol-1
ΔHvap = 98,4 kJ.mol-1
 
Escreva a equação termoquímica (com a presença da variação de entalpia e balanceada) da combustão do acetileno gasoso (C2H2) na presença de oxigênio gasoso formando como únicos produtos gás carbônico e água no estado gasoso. Para encontrar a variação de entalpia de combustão, 500,0 kJ de calor foram transferidos para 10,02 g de acetileno.
Dados: MC = 12,01 g.mol-1 MH = 1,008 g.mol-1
ΔHC = -1299 kJ.mol-1
Considerando a combustão de carbono grafite, encontre a quantidade, em massa de carbono utilizado, sabendo que a entalpia de combustão é de -393,51 kJ.mol-1 e que uma quantidade de calor igual a 10000,00 kJ foi liberada no processo:
Dados: MC = 12,01 g.mol-1 
C(s) + O2(g) → CO2(g)
305,2 g de carbono
Dois estágios sucessivos da preparação industrial do ácido sulfúrico são a combustão do enxofre e a oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre. A partir das entalpias padrão de reação
S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH° = -296,83 kJ
2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g) ΔH° = -791,44 kJ
Calcule a entalpia de reação da oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre na reação:
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
ΔH° = -197,78 kJ
Calcule a entalpia de formação do PCl5(s) a partir da entalpia de formação do PCl3(l) (-319,7 kJ) e sabendo que
PCl3(l) + Cl2(g) → PCl5(s) ΔH° = -124 kJ
ΔH°(PCl5) = -443,7 kJ
Calcule a entalpia padrão de reação de cada um dos seguintes processos a partir das entalpias padrão de formação dos seguintes compostos:
3NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) + NO(g)
ΔHf°(NO2(g)) = +33,18 kJ.mol-1
ΔHf°(H2O(l)) = -285,83 kJ.mol-1
ΔHf°(HNO3(aq)) = -207,36 kJ.mol-1
ΔHf°(NO(g)) = +90,25 kJ.mol-1
ΔHr° = -138,18 kJ.mol-1
B2O3(s) + 3CaF2(s) → 2BF3(g) + 3CaO(s)
ΔHf°(B2O3(s)) = -1272,8 kJ.mol-1
ΔHf°(CaF2(s)) = -1219,6 kJ.mol-1
ΔHf°(BF3(g)) = -1137 kJ.mol-1
ΔHf°(CaO(g)) = -635,09 kJ.mol-1
ΔHr° = +752,33 kJ.mol-1
As entalpias padrão de combustão da grafita e do diamante são -393,51 kJ.mol-1 e -395,41 kJ.mol-1, respectivamente. Calcule a variação na entalpia molar da transição grafita → diamante. (Escreva as reações termoquímicas de combustão)
ΔH = +1,90 kJ.mol-1
Sabendo que algumas empresas utilizam a reação de combustão de um dos seus subprodutos, o gás metano para gerar calor, aquecendo, assim, água para tratamento, calcule:
Dados: MMC = 12,0 g.mol-1 MMH = 1,0 g.mol-1 MMO = 16,0 g.mol-1 
Cm água = 75,38 J.K-1.mol-1 
Quanto de calor é liberado na combustão de 1,5 kg de gás metano, sabendo que:
CH4(g) + 2O2(g) →CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -890 kJ.mol-1
q = -83437,5 kJ
Sabendo que toda esta quantidade de calor é absorvida pela água através de um reservatório, quanto, em kg de água, deverá estar presente neste reservatório para elevar a temperatura da água de 25 para 100 °C? 
m = 265,654 kg 
 Calcule a entalpia padrão de formação do pentóxido de dinitrogênio a partir dos seguintes dados:
N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ΔH° = +180,5 kJ.mol-1
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ΔH° = -114,1 kJ.mol-1
4NO2(g) + O2(g) → 2N2O5(g) ΔH° = -110,2 kJ.mol-1
ΔH(N2O5) = 11,3 kJ.mol-1
Deseja-se realizar um experimento num calorímetro de bomba (à volume constante) para a determinação da variação de temperatura do benzeno. Para o experimento foi utilizado 20 mL de benzeno cuja densidade é igual a 0,8765 g.cm-3 e massa molar igual a 78,11 g.mol-1. Sabendo que a informação tabelada da capacidade calorífica do benzeno encontrado foi à pressão constante igual a 115 J.K-1, preveja qual será o valor de variação de temperatura (ΔT) quando o benzeno absorver 1,0 kJ de energia na forma de calor:
 	 Dados: R = 8,3145 J.K-1.mol-1 Cp = Cv + nR Cp,m = Cv,m + R 1 mL = 1 cm3 
 1 kJ – 1000 J
 Cp = ΔH Cv = ΔU d = m ΔU = q ΔU = w ΔU = q + w ΔU = 0
 ΔT ΔT V
ΔT = 8,84 K
Deseja-se escrever a equação termoquímica da seguinte reação:
CH4(g) + NH3(g) → HCN(g) + 3H2(g)
Porém não se sabe os valores e não há como medir experimentalmente devido a impossibilidade instrumental. Utilizando conhecimentos sobre a Lei de Hess e conhecendo os valores tabelados de outras três reações, calcule a variação de entalpia padrão de reação e escreva a equação termoquímica:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ΔH = -91,8 kJ
C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = -74,9 kJ
H2(g) + 2C(s) + N2(g) → 2HCN(g) ΔH = +270,3 kJ
CH4(g) + NH3(g) → HCN(g) + 3H2(g) ΔH = +255,95 kJ
 A partir dos dados apresentados a seguir, determine a variação de entalpia padrão de formação do etanol, C2H6O(l), a 298 K, um líquido combustível:
C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) ΔH°r = -1368 kJ
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) ΔH°r = -241,8 kJ
2C(gr) + O2(g) → 2CO(g) ΔH°r = -220,6 kJ
CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g) ΔH°r = -41,20 kJ
 ΔH°f(C2H6O(l)) = -144 kJ
: O ácido sulfúrico é o produto químico mais produzido no mundo utilizado na produção de fertilizantes, papel e celulose, detergentes, na indústria do álcool e açúcar, metalurgia, tratamento de água dentre outros. Uma maneira de se fabricar o ácido é a reação entre sulfeto de ferro (pirita) e sulfato de ferro em água:
FeS2(s) + Fe2(SO4)3(s) + H2O(l) → FeSO4(aq) + H2SO4(aq)
Determine a entalpia padrão de reação e escreva a equação termoquímica devidamente balanceada:
ΔH°f(FeS2(s)) = -178 kJ.mol-1 ΔH°f(Fe2(SO4)3(s)) = -2583 kJ.mol-1 ΔH°f(FeSO4(aq)) = -929 kJ.mol-1 
ΔH°f(H2SO4(aq)) = -814 kJ.mol-1 ΔH°f(H2O(l)) = -285,83 kJ.mol-1
1FeS2(s) + 7Fe2(SO4)3(s) + 8H2O(l) → 15FeSO4(aq) + 8H2SO4(aq) ΔH°r = +98,64 kJ.mol-1