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Termoquímica - exercícios + resolução

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na última parte do 
exercício, nela substituir expressões e valores, realizar os cálculos e cotejar o resultado que se obtém 
com o obtido antes. 
 2) Dizer que um determinado processo ocorre sob pressão de 1 bar, poderá conduzir a uma 
certa ambigüidade, quando o sistema for constituído de mais de uma substância em fase gasosa. Na 
reação em questão, por exemplo, a mistura combustível é constituída de dois gases (hidrogênio e 
oxigênio). Que significa, então, reagi-los sob pressão de 1 bar? A interpretação que se deu, por 
entendê-la como a mais adequada, é que cada um dos gases está sob pressão de 1 bar, mas também 
poder-se-ia entender que os dois gases estão sob a mesma pressão de 1 bar e, consequentemente, cada 
um sob pressão menor que 1 bar. Adotado este entendimento, a representação simbólica da reação se 
modificará, pela introdução de novos valores de pressão, mas, no que diz respeito ao hidrogênio e ao 
oxigênio, o calor da reação permanecerá praticamente no mesmo valor em cada temperatura, pois, em 
qualquer das duas circunstâncias, a pressão a que o H2 e o O2 estão submetidos é moderada, o que lhes 
confere a condição de gás ideal, com a entalpia independente de p. 
 Quanto ao produto da reação, mesmo que se admita comportamento de gás ideal para o vapor 
d'água, se a pressão referida não for 1 bar, o intervalo de temperatura em que prevalecerá a forma 
líquida ou a forma vapor, da água, inevitavelmente se modificará, e o calor da reação de combustão 
poderá ter outro valor. 
 
 
Exercício 4. 
 
 O exercício será resolvido a partir das seguintes hipóteses: 
 1) a reação de combustão será completa e produzirá apenas vapor d'água e dióxido de carbono; 
 2) o calor gerado na combustão será cedido apenas aos produtos da reação, negligenciando-se 
destarte a inevitável e, certamente, expressiva dissipação de calor para a atmosfera. 
 Na combustão isotérmica, a 25 
o
C, o calor de que se poderá dispor será o calor padrão da 
reação: 
 C2H2(g) + (5/2)O2(g) = 2CO2(g) + H2O(g), 
 
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3
a
 Lista de Exercícios 
 
 
 
 
 
que pode ser determinado a partir dos calores padrões de formação: 
 H 298
o = (H f
o
,298 )H2O + (H f
o
,298 )CO2 - (H f
o
,298 )C2H2. 
 Com os valores fornecidos, 
 H 298
o = -242 + 2x(-393) - 227, 
 chega-se a: 
 H 298
o = -1,26x10
3
 kJ/mol. 
 Isto é, da combustão isotérmica de 1 mol de acetileno, com produtos na mesma temperatura de 
reagentes - 25 
o
C - ficarão disponíveis 1,26x10
3
 kJ de calor. 
 Se os produtos da combustão, antes de se dissiparem na atmosfera, atingirem a temperatura de 
650 
o
C (923 K), poder-se-á adotar, então, o seguinte raciocínio: o calor liberado na reação de 
combustão será, em uma parte, utilizado para aquecer os próprios produtos da combustão e a parte 
restante constituirá o calor de que se poderá dispor. Com este esquema de distribuição do calor da 
reação, o balanço térmico terá a forma: 
 Hreação + Haquec + Hdisp = 0, 
onde Hreaão é o calor liberado na reação, Haquec é o calor necessário ao aquecimento dos produtos e 
Hdisp é o calor de que se disporá. Explicitando esta última parcela, vem: 
 Hdisp = -Hreação - Haquec. 
 Se a reação iniciar-se com os reagentes a 25 
o
C, admitir-se-á que os produtos serão aquecidos 
desde esta temperatura até a temperatura indicada (650 
o
C) e se poderá imaginar, portanto, que a reação 
e o conseqüente aquecimento dos produtos ocorrerão da seguinte maneira: primeiro haverá a reação 
isotérmica, resultando nos produtos também a 25 
o
C; a seguir o calor liberado na reação isotérmica 
aquecerá os produtos e o que restar de calor constituirá o calor disponível. Com este esquema 
imaginário logo ficam elucidadas as parcelas do balanço térmico. O calor da reação é o seu calor 
isotérmico e padrão: 
 Hreação = H 298
o = -1,26x10
3
 kJ/mol, 
o calor de aquecimento dos produtos, sendo o processo isobárico, pode ser calculado pela equação: 
 Haquec =  [(Cp)H2O + 2(Cp)CO2] dT, 
como as capacidades caloríficas são valores médios e constantes, a integração é imediata e, com os 
valores substituídos, produz: 
 Haquec = (35,9 + 2x45,1)(923 - 298) = 78,8x10
3
 J/mol, 
 Hdisp = 78,8 kJ/mol. 
 Finalmente obtém-se o calor disponível: 
 Hdisp = -(-1,26x10
3
 ) - 78,8 = 1,18x10
3
 kJ/mol 
 
 Observações: 
 1) Óbvio não é, nem tampouco natural, que primeiro obtenham-se os produtos na mesma 
temperatura dos reagentes, para depois aquecê-los, pois reagir, formar os produtos e aquecê-los é um 
ato químico só. Portanto, o esquema adotado, no último caso, é apenas um artifício mental para que se 
possa calcular as parcelas do calor. No entanto, o raciocínio que se fez não introduz qualquer erro no 
resultado, pois os calores envolvidos, por serem isobáricos, são variações de função de estado e não 
dependem, portanto, de etapas intermediárias - reais ou imaginárias. Seus valores só dependem dos 
efetivos estados inicial e final, que foram rigorosamente respeitados. 
 
 
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 2) Qual seria o maior valor da temperatura alcançada pelos produtos desta reação? Para 
determinar esta temperatura basta considerar o calor disponível igual a zero, admitindo-se, assim, que 
todo o calor gerado na reação será integralmente fornecido aos produtos. A equação do balanço 
térmico ficaria, então, resumida a: 
 Hreação + Haquec = 0, 
onde: 
 Hreação = H
o
298 = -1,26x10
3
 kJ/mol = -1,26x10
6
 J/mol. 
 Como, 
 Haquec = [(Cp)H2O + 2(Cp)CO2](T - 298) = (35,9 + 2x45,1)(T - 298) = 126,1(T - 298), 
obtém-se a temperatura superior: 
 T = (-Hreação /126,1) + 298 = (1,26x10
6
 /126,1) + 298 = 10,2xl0
3
 K. 
 Esta maior temperatura teórica alcançada pelos produtos da reação é denominada de 
temperatura máxima de chama. Na seqüência de exercícios há alguns que abordam estritamente a 
determinação desta temperatura, suas limitações e implicações. 
 
 
Exercício 5. 
 
 Antes de tentar encontrar a solução do exercício, faz-se necessário uma breve descrição de 
como se realiza a combustão. A bomba calorimétrica é dispositivo prático, adequado à determinação 
experimental de calores de reação, notadamente de calores de combustão. É um pequeno cilindro de 
aço, de paredes espessas, onde se encerram hermeticamente os reagentes. A reação de combustão é 
deflagrada mediante uma centelha ou através da incandescência de um resistor elétrico. A bomba 
calorimétrica, contendo a carga a reagir, é imersa em uma certa massa de água, contida em um 
calorímetro adiabático. A determinação experimental consiste em medir a temperatura no calorímetro 
antes e após a reação. Com estes valores de temperatura e conhecendo a capacidade calorífica do 
calorímetro, previamente medida, determina-se o calor liberado pela reação. Sendo rígidas as paredes 
da bomba calorimétrica, considera-se a reação como processo isocórico. O calor da reação, por 
conseguinte, é uma variação de energia interna da reação. 
 O calor fornecido ao calorímetro e ao seu conteúdo, aquecendo-os de 25 
o
C a 28,4 
o
C, é 
expresso por: 
 Hcal = Cp,cal(Tf - Ti). 
 Com os valores fornecidos, 
 Hcal = 9,27x10
3
(28,4 - 25), 
encontra-se: 
 Hcal = 31,5x10
3
 J. 
 Esta é a quantidade de calor que a completa combustão de 0,6927 g de naftaleno cede ao 
calorímetro. 
 Sendo o calorímetro adiabático, o balanço das trocas térmicas é o seguinte: 
 Hcal + Ureação = 0, 
onde Ureação é o calor isocórico da reação de combustão de 0,6927 g de naftaleno. Daí, logo se obtém 
o valor de Ureação: 
 Ureação = -Hcal = -31,5x10
3
 J = -31,5 kJ. 
 Para a combustão de 1 mol de naftaleno, ter-se-á o seguinte calor isocórico: 
 Ureação = -31,5x128,2/0,6927 = -5,83x10
3
 kJ/mol. 
 
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