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Termoquímica - exercícios + resolução

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Departamento de Físico-Química 
Físico-Química I – Prof. Raphael Cruz 
3
a
 Lista de Exercícios 
 
 
 
 
 
 A combustão do naftaleno é representada pela seguinte equação estequiométrica: 
 C10H8(s) + 12O2(g) = 10CO2(g) + 4H2O(l). 
 Desprezando os volumes das fases condensadas (naftaleno e água) e adotando comportamento 
de gás ideal para os componentess gasosos, pode-se usar a seguinte relação entre o calor isocórico e o 
calor isobárico da reação: 
 Hreação = Ureação + nRT, 
em que n é a variação estequiométrica de número de moles entre produtos e reagentes gasosos. Para a 
reação em questão: 
 n = nCO2 - nO2 = 10 - 12 = -2 moles. 
 Resulta finalmente: 
 Hreação = -5,83x10
3
 + (-2)x8,31x298x10
-3
 = -5,83x10
3
 kJ/mol. 
 Embora este não seja o calor isotérmico da reação, pois areação inicia-se a 25 
o
C e encerra-se a 
28,4 
o
C, pode-se identificá-lo aproximadamente com o calor padrão da reação: 
 H 298
o = Hreação = -5,83x10
3
 kJ/mol. 
 O calor padrão da reação e os calores padrões de formação das substâncias que participam da 
reação relacionam-se pela equação: 
 H 298
o = 10(H f
o
,298 )CO2 + 4(H f
o
,298 )H2O - (H f
o
,298 )C10H8 
de onde se extrai o calor padrão de formação do naftaleno: 
 (H f
o
,298 )C10H8 = 10(H f
o
,298 )CO2 + 4(H f
o
,298 )H2O - H 298
o . 
 Com os números, 
 (H f
o
,298 )C10H8= 10x(-393) + 4x(-286) - (-5,83x10
3
), 
 (H f
o
,298 )C10H8= 756 kJ/mol. 
 
 Observações: 
 1) Como se obtém a equação Hreação = Ureação + nRT? Sugere-se investigar sua origem. 
 2) O valor encontrado para a calor da reação (-5,83x10
3
 kJ/mol) difere um pouco do valor 
padrão tabelado (-5,13x10
3
 kJ/mol). A rigor, o calor obtido deveria ser corrigido por dois ajustes: um 
da temperatura, outro da pressão. O da temperatura corresponderia à variação das entalpias dos 
produtos da reação, ao passá-los de 28,4 
o
C para 25 
o
C e que pode ser feito conhecendo as capacidades 
caloríficas dos produtos; como a diferença entre as temperaturas é pequena, esta correção será 
diminuta. A outra correção - a da pressão - deveria levar em conta a variação de entalpia dos 
participantes da reação, notadamente dos gases, com a pressão, desde a pressão em que se encontram 
na reação até a pressão de 1 bar. Também esta correção é, em geral, de pequena monta, desde que a 
reação não resulte em pressão final excessivamente elevada. 
 
 
Exercício 6. 
 
 A combustão do etanol com ar atmosférico, usando quantidades estequiométricas, é a seguinte: 
 C2H5OH + 3O2 + 12N2 = 2CO2 + 3H2O + 12N2. 
 Com 50% a mais de ar atmosférico, tem-se: 
 C2H5OH + 4,5O2 + 18N2 = 2CO2 + 3H2O + 1,5O2 + 18N2. 
 
 
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 Lista de Exercícios 
 
 
 
 
 
 O prévio aquecimento da mistura combustível até 100 
o
C, sob pressão da atmosfera 
(praticamente constante e igual a 1,01 bar), resultará: 1) no aquecimento do etanol e do ar atmosférico 
até a temperatura de ebulição normal do etanol (78,8 
o
C); 2) na vaporização do etanol, nesta 
temperatura e 3) no aquecimento do vapor de etanol e do ar atmosférico até 100 
o
C. 
Conseqüentemente, a reação de combustão do etanol, na temperatura de 100 
o
C e com ar atmosférico 
em excesso de 50%, representa-se mais apropriadamente por: 
C2H5OH(g) + 4,5O2(g) + 18N2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(g) + 1,5O2(g) + 18N2(g), 
onde se indica o estado físico de cada participante, na pressão e temperatura consideradas. 
 O calor isotérmico (a 100 
o
C) desta reação pode ser determinado pela equação de Kirchhoff: 
 H373 = H 298
o + 
298
373
 CpdT, 
cujos termos são os determinados a seguir: 
 H 298
o = 2(H f
o
,298 )CO2(g) + 3(H f
o
,298 )H2O(g) - (H f
o
,298 )C2H5OH(g) 
 H 298
o = 2x(-393) + 3x(-242) - (-238) = -1274 kJ/mol; 
 Cp = 2Cp,CO2(g) + 3Cp,H2O(g) - Cp,C2H5OH(g) - 3Cp,O2(g), 
 Cp = 2x38,7 + 3x33,6 - 73,2 - 3x29,5 = 16,5 J = 16,5x10
-3
 kJ. 
 A substituição na equação de Kirchhoff e a imediata integração, produz: 
 H373 = -1274 + 16,5x10
-3
(373 - 298) = -1273 kJ/mol. 
 A temperatura máxima de uma chama, também denominada de temperatura de chama adiabática, é 
a maior temperatura alcançada pelos produtos de uma reação de combustão. Para determiná-la, admite-se 
que o calor da reação de combustão é integralmente cedido aos produtos da reação, que se aquecerão desde 
a temperatura em que os reagentes inicialmente se encontram (To) até a temperatura Tmáx. 
 O calor necessário ao aquecimento dos produtos, admitindo aquecimento isobárico, expressa-se 
por: 
 Haquec =   nP Cp,P dT, 
que se integra desde To até Tmáx e onde figuram os números de moles estequiométricos dos produtos e 
suas capacidades caloríficas. 
 Admitir que todo o calor da reação se destina apenas ao aquecimento dos produtos equivale a 
considerar a reação como processo adiabático, o que resulta no seguinte balanço térmico: 
 Hreação + Haquec = 0. 
 A seguir aplicam-se estas considerações à combustão do etanol, referida antes, e determina-se a 
correspondente temperatura máxima da chama. 
 O calor de aquecimento dos produtos da reação de combustão do etanol, a 100 
o
C, com ar 
atmosférico em excesso de 50%, 
 C2H5OH + 4,5O2 + 18N2 = 2CO2 + 3H2O + 1,5O2 + 18N2. 
é expresso pela seguinte equação: 
 Haquec = 
373
T
 (2Cp,CO2(g) + 3Cp,H2O(g) + 1,5 Cp,O2(g) + 18 Cp,N2(g))dT. 
 Com os valores das capacidades caloríficas e integrando-se, 
 Haquec = (2x38,7 + 3x33,6 + 1,5x29,5 + 18x29,1)(Tmáx - 373), 
obtém-se: 
 Haquec = 746(Tmáx - 373), em J 
 Haquec = 746x10
-3
(Tmáx - 373), em kJ. 
 
 
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 Retornando-se à expressão do balanço térmico e nela substituindo-se Haquec pela expressão 
anterior e Hreação por 1273 kJ: 
 -1273 + 746x10
-3
(Tmáx - 373) = 0, 
de que resulta: 
 Tmáx = 1273/746x10
-3
 + 373 = 2079 K. 
 1806 
o
C é a temperatura máxima da chama. 
 
 
Exercício 7. 
 
 O balanço térmico da dissolução adiabática será o seguinte: 
 Hsol + Hresf = 0, 
em que Hsol é o calor associado à dissolução de 2 moles de cloreto de sódio em água, formando 
solução a 15% em peso, dado por: 
 H = nNaClHint = 2x3,31x10
3
 = 6,62x10
3
 J. 
 Ou seja, a dissolução de 2 moles de NaCl em quantidade de água suficiente para formar solução 
a 15%, resulta no calor endotérmico de 6,62x10
3
 J. 
 Sendo a dissolução processo adiabático, o outro termo do balanço térmico (H)resf é o calor 
envolvido no resfriamento da própria solução formada. Se o processo de dissolução for isobárico, este 
calor tem a seguinte expressão: 
 Hresf = msolCp,sol (Tf - Ti), 
onde Ti é igual a 20 
o
C, Cp,sol vale 3,72 J/g.K e msol é a massa da solução a 15%, contendo 2 moles de 
NaCl. 
 Ora, a massa de 2 moles de NaCl é: 
 mNaCl = 2MNaCl = 2x58,4 = 116,8 g, 
e a massa de solução a 15%, contendo 116,8 g de NaCl, é, portanto: 
 m = 116,8x100/15 = 779,2 g. 
 Obtém-se, então, a seguinte expressão para o calor do resfriamento da solução: 
 Hresf = 779,2x3,72(Tf - 293). 
 Por fim, a substituição dos termos no balanço térmico, 
 6,62x10
3
 + 779,2x3,72(Tf - 293) = 0, 
leva a: 
 Tf = -6,62x10
3
/779,2x3,72 + 293 = 290,7 K = 17,7 
o
C. 
 
 
Exercício 8. 
 
 No tempo de 1 minuto queima-se 1,3 litro da mistura, correspondendo a nt mol da mistura, 
dado por: 
 nt = pV/RT = 765x10
5
x1,3x10
-3
/750x8,31x293 = 0,0545 mol 
 Neste mesmo tempo de 1 minuto circula pela serpentina 1,8 litro de água, a que corresponde a 
seguinte massa de água: 
 mágua = Vágua água = 1,8x1,0 = 1,8 kg = 1800 g. 
 
 
 
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 Lista de Exercícios 
 
 
 
 
 
 A quantidade da mistura combustível que se queima em 1 minuto (0,0544 mol) e a 
correspondente

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