Exercícios Resolvidos Polígrafo QGT - Termodinâmica (+ questionário teórico)

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UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA - QUI 01004 
EXERCÍCIOS SOBRE TERMODINÂMICA QUÍMICA 
 
 Q U E S T I O N Á R I O 
 
1. Qual é o objetivo da Termodinâmica Química? 
 
2. O que é Termodinâmica Clássica? 
 
3. Por que se diz que a Termodinâmica Clássica é uma ciência macroscópica? 
 
4. Como se define sistema? E meio externo ou vizinhanças? 
 
5. O que é propriedade de um sistema? 
 
6. Caracterize propriedades intensivas e extensivas, dando exemplos. 
 
7. O que é estado de um sistema? 
 
8. Como é possível evidenciar que ocorreu um processo termodinâmico? 
 
9. Que são propriedades termodinâmicas ou funções de estado? 
 
10. Quais as principais características das funções de estado? 
 
11. Como se calcula trabalho numa expansão gasosa a pressão constante? 
 
12. Trabalho é função de estado? Argumentar a resposta. 
 
13. Calor é função de estado? Argumentar a resposta. 
 
14. Qual é o enunciado do Primeiro Princípio da Termodinâmica? 
 
15. Como se define variação de entalpia de um sistema num processo? 
 
16. Qual a relação entre energia interna e entalpia? 
 
17. Qual é o enunciado da lei de Hess? 
 
18. Como se define entalpia padrão de formação, ΔHfo? 
 
19. Que são capacidades caloríficas molares? De que fatores dependem ? 
 
20. Como se define processo reversível? Quais são suas características? 
 
21. De que modo se pode obter trabalho máximo de um sistema durante um processo? 
 
22. Como se pode definir entropia de um sistema? 
 
23. Qual é o enunciado do Segundo Princípio da Termodinâmica? 
 
24. Como se caracteriza entropia numa abordagem microscópica? 
 
 
 
25. Qual é o enunciado do Terceiro Princípio da Termodinâmica? Que são entropias absolutas? 
 
26. Como é possível estabelecer um critério absoluto de caracterização de espontaneidade a partir de 
considerações do Segundo Princípio? 
 
27. Que é energia livre de um sistema? 
 
28. Como se caracteriza reversibilidade e irreversibilidade pelo critério da variação de energia livre? 
 
29. O que é variação de energia livre padrão? Qual o seu significado para um processo? 
 
30. Qual a relação matemática entre ΔG0 e constante de equilíbrio de um sistema num processo? 
 
31. Como se interpreta o valor de ΔG de um sistema que está sofrendo um processo? 
 
 P R O B L E M A S 
 
1. Um gás é confinado num recipiente sob pressão atmosférica constante. Quando 600 J de calor são 
adicionados ao gás ele expande e efetua 140 J de trabalho nas vizinhanças. Calcular ΔH e ΔU para o 
processo. 
 
2. As densidades da água líquida e do gelo são respectivamente 0,9998 e 0,917 g/cm3. Calcular ΔH e 
ΔU para a solidificação de um mol de água a 00C e 1 atm, sabendo que o calor de fusão da água a 00C 
e 1 atm é 6020 J/mol. 
 
3. Na vaporização de um grama de água líquida a 1000C e 1 atm são formados 1671 mL de vapor de 
água. Se a quantidade de calor absorvida foi de 2260 J, calcular ΔH e ΔU para o processo H2O(l, 
100
o
C) → H2O(v, 100oC). Quais os valores de ΔHvap e ΔUvap molares nessa temperatura? 
 
4. Calcular a entalpia padrão de formação do álcool etílico, C2H6O(l), a partir do conhecimento de sua 
entalpia padrão de combustão, ΔH0comb = -1365,60 kJ/mol e outros dados da tabela de Termodinâmica. 
 
5. Uma amostra de 1,500 g de tolueno líquido, C7H8(l), foi colocada numa bomba calorimétrica 
juntamente com excesso de oxigênio. Durante a combustão a temperatura aumentou de 250C para 
26,4130C. Os produtos da reação são CO2(g) e H2O(l) e a capacidade calorífica total do calorímetro é 
45,06 kJ/K. Pergunta-se: 
a) Qual o valor da entalpia padrão de combustão do tolueno? 
b) Qual o valor da entalpia padrão de formação do tolueno? 
 
6. Quando 200 mL de HCl 1,00 mol/L a 250C foram misturados com 150 mL de NaOH 1,00 mol/L, 
também a 250C, num frasco de Dewar, a temperatura da mistura reagente aumentou para 30,00C. 
Calcular ΔH em kJ para a neutralização de um mol de H+ por um mol de OH-. 
 
7. A evaporação da transpiração é uma maneira de o corpo descartar o excesso de energia produzida 
durante exercício físico e, desse modo, manter constante a temperatura. Quantos kJ são removidos do 
corpo pela evaporação de 10,0 g de água a 250C? (Procurar entalpias de formação da água líquida e 
água vapor a 250C na tabela de Termodinâmica). 
 
8. O calor de combustão do etanol é -1371 kJ/mol a 250C. Uma garrafa de cerveja de 350 ml contém 
3,7% de álcool em massa. Supondo densidade igual a 0,97 g/mL, qual o conteúdo calórico de álcool 
na cerveja expresso em calorias nutricionais? (1 Cal = 1 kcal). 
 
9. O calor específico da prata é 0,0565 cal/g oC. Assumindo nenhuma perda de calor para o meio, 
calcule a temperatura final quando 100 g de prata a 40oC é imersa em 60 g de água a 10oC. 
 
 
 
10. O ponto de fusão de uma certa substância é 70oC, seu ponto de ebulição é 450oc, sua entalpia de 
fusão é 125,4 J/g, sua entalpia de vaporização é 188,1 J/g e seu calor específico é 0,90 J/gK. Calcule o 
calor requerido para converter 100 g da substância do estado sólido a 70oC a vapor a 450oC. 
 
11. Qual o calor necessário para converter 10 g de gelo a –10oC a água líquida a 10oC? Dados: cgelo = 
2,09 J/g oC, cágua = 4,18 J/g oC, ΔHfusão = 334,4 J/g. 
 
12. Determine a temperatura resultante quando 150 g de gelo a 0oC são misturados com 300 g de água 
a 50oC. Dados: cágua = 4,18 J/g oC, ΔHfusão = 334,4 J/g. 
 
13. Quando 1 kg de carvão antracito é queimado, cerca de 30514 kJ de calor são liberados. Que 
quantidade de carvão é requerida para aquecer 4 kg de água da temperatura ambiente (20oC) até o 
ponto de ebulição (em 1 atm de pressão), assumindo que não háperdade calor? Dados: cágua = 4,18 J/g 
oC. 
 
14. A volume constante o calor de combustão do ácido benzóico é -26,38 kJ/g. Uma amostra de 1,200 
g de ácido benzóico é queimada numa bomba calorimétrica. A temperatura do calorímetro aumentou 
de 22,450C para 26,100C. Qual a capacidade calorífica total do calorímetro? 
 
15. Aspirina é produzida comercialmente a partir de ácido salicílico, C7O3H6. Um grande 
carregamento de ácido salicílico está contaminado com óxido bórico, que é também um pó branco. O 
ΔU0comb do ácido salicílico é -3,00.103 kJ/mol. Óxido bórico, por sua vez, não queima, pois é uma 
forma totalmente oxidada. Quando uma amostra de 3,556 g de ácido salicílico contaminado é 
queimada em bomba calorimétrica, a temperatura aumenta 2,5560C. Se a capacidade calorífica total 
do calorímetro é 13,62 kJ/K, qual a percentagem em massa de B2O3 na amostra? 
 
16. Quando uma amostra de NaOH de 6,50 g é dissolvida em 100 g de água num frasco de Dewar, a 
temperatura da mistura aumenta de 21,60C para 37,80C. Calcular ΔH para o processo NaOH(s) → 
Na+(aq) + OH-(aq). Suponha que o calor específico da solução é o mesmo que para água pura. 
 
17. Calcule o calor envolvido no processo de dissolução representado por 
 NH4NO3(s) → NH4+(aq) + NO3-(aq) 
se as quantidades de nitrato de amônio e água são respectivamente iguais a 200 g e 100 mL. Dados: 
solubilidade do NH4NO3 = 190 g em 100 mL de água 
ΔHf0 (NH4+(aq)) = -132,89 kJ/mol ΔHf0(NO3-(aq)) = -206,5 7 kJ/mol 
ΔH0f(NH4NO3(s)) = -365,56 kJ/mol 
 
18. Um mol de vapor de água é comprimido reversivelmente a água líquida na temperatura do ponto 
de ebulição, 1000C. A entalpia de vaporização da água a 1000C e 1 atm é 2260 J/g. Calcule q, w, ΔU, 
ΔH, ΔSsist e ΔG. 
 
19. Como varia a entropia do sistema quando ocorrem os seguintes processos: a) um sólido é fundido. 
b) um líquido é vaporizado. c) um sólido é dissolvido em água. d) um gás é liquefeito. 
 
20. Para cada um dos seguintes pares escolha a substância com a entropia mais elevada (por mol) na 
temperatura considerada. a) O2(g) a 5 atm e O2(g) a 0,5 atm. b) Br2(g) e Br2(l). c) 1 mol de N2(g) em 22,4 
L e 1 mol de N2(g) em 2,24 L. d) CO2(g) e CO2 dissolvido em água. 
 
21. Dado Kb da amônia a 298 K como sendo igual a 1,76.10-5: a) calcule ΔG0 para a reação NH3(aq)+ H2O(l) ⇔ NH4+(aq) + OH-(aq). b) Qual é o valor de ΔG no equilíbrio? c) Qual é o valor de ΔG 
quando as concentrações de NH3, NH4+ e OH- são respectivamente iguais a 0,10 mol/L, 0,10 mol/L e 
0,050 mol/L? 
 
 
 
22. As células usam a hidrólise do trifosfato de adenosina, ATP, como fonte de energia. A conversão 
de ATP em ADP possui uma energia livre padrão de -30,5 kJ/mol. Se toda a energia livre do 
metabolismo da glicose 
 C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) 
é encaminhada para a conversão de ADP em ATP, quantos mols de ATP podem ser produzidos por 
mol de glicose metabolisada? Dados: entalpia padrão de formação e entropia absoluta padrão de 
C6H12O6(s) respectivamente iguais a -1273,2 kJ/mol e 212 J/K. 
 
23. Qual a máxima quantidade de trabalho útil, expresso em kJ, que se pode obter a 250C e 1 atm pela 
oxidação de 1,00 mol de propano, C3H8, de acordo com a equação: 
 
 C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g) 
 
24. Calcule ΔG0298 para H2O2(g) → H2O(g) + ½ O2(g) , sendo dados ΔH0298 = -106 kJ e ΔS0298 = 
58 J/K. Poder-se-ia esperar que H2O2(g) fosse estável a 298 K? Explique! 
 
 
RESPOSTAS: 
1. ΔH = 600 J ΔU = 460 J 
2. ΔH = -6,02 kJ ΔU = -6,02 kJ 
3. ΔH = 2260 J ΔU = 2091 J ΔHmolar = 40,7 kJ/mol ΔUmolar = 37,6 kJ/mol 
4. –277,2 kJ/mol 
5. ΔHocomb = –3911 kJ/mol ΔHfo = 17 kJ/mol 
6. –48,8 kJ/mol 
7. 24,4 kJ 
8. 89,6 Cal 
9. 12,6 oC 
10. 65,5 kJ 
11. 3971 J 
12. 6,7oC 
13. 44 g 
14. 8,67 kJ/oC 
15. 55% 
16. –44,4 kJ/mol 
17. 62,0 kJ 
18. qP = ΔH = -40,6 kJ/mol ΔU = -37,6 kJ/mol w = 3,05 kJ/mol ΔS = -108,9 J/mol.K ΔG = 0 
19. a) aumenta b) aumenta c) aumenta d) diminui 
20. Maior entropia: a) O2 0,5 atm; b) Br2 (g); c) 1 mol N2 em 22,4 L; d) CO2 (g) 
21. a) 27,1 kJ/mol b) zero c) 19,7 kJ 
22. 94,3 mols 
23. –2094 kJ/mol 
24. ΔGo = -123,3 kJ/mol