Lista de exercícios de termodinâmica_global

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Lista de Exercícios – Termoquímica 
1 – (5.7 do Brown) Uma pessoa adulta irradia calor para a vizinhança aproximadamente 
à mesma razão de uma lâmpada elétrica incandescente de 100 watts. Qual é a 
quantidade total de energia em kcal irradiada para a vizinhança por um adulto em 24 
horas? (Dados: 1 watts = 1 J/s e 1 cal = 4,184 J). R: 2065 Kcal 
2 – (5.14 do Brown) Até pouco tempo atrás se acreditava que calor não era uma forma 
de energia. Quais argumentos você pode dar para convencer alguém de que calor é 
uma forma de energia? 
3 – (5.17 do Brown) (a) Exponha a primeira lei da termodinâmica. (b) Qual é o significado 
de energia interna de um sistema? (c) Quais os meios pelos quais a energia interna de 
um sistema pode aumentar? 
4 – (5.18 do Brown) (a) Escreva a equação que expressa a primeira lei da 
termodinâmica. (b) Ao aplicar a primeira lei da termodinâmica, precisamos medir a 
energia interna de um sistema? Explique. (c) Sob quais condições as grandezas q e w 
serão números negativos? 
5 – (5.20 do Brown) Calcule ΔU e determine se o processo é endotérmico ou exotérmico 
para os seguintes casos: (a) um sistema libera 113 kJ de calor para a vizinhança e 
realiza 39 kJ de trabalho na vizinhança; (b) q = 1,62 kJ e w = -874 kJ; (c) o sistema 
absorve 63,5 kJ de trabalho da vizinhança. [R: a) ∆U = -152 kJ, processo exotérmico, b) 
∆U = 872 kJ, processo endotérmico e c) ∆U = 63,5 kJ, q = 0] 
6 – (5.28 do Brown) Sob quais condições a variação de entalpia de um processo será 
igual à quantidade de calor transferido para dentro ou para fora do sistema? (b) Entalpia 
é considerada uma função de estado. O que faz as funções de estado serem 
particularmente úteis? (c) Durante um processo à pressão constante o sistema absorve 
calor da vizinhança. A entalpia do processo aumenta ou diminui durante o processo? 
7 – (5.29 do Brown) A combustão completa do ácido acético, HC2H3O2(l), para formar 
H2O(l) e CO2(g) à pressão constante libera 871,1 kJ de calor por mol de HC2H3O2. (a) 
Escreva uma equação termoquímica balanceada para essa reação. (b) Desenhe um 
diagrama de entalpia para a reação. 
8 – (5.33 do Brown) Considere a seguinte reação que ocorre a temperatura e pressão 
ambientes: 
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) ΔH = -1204 kJ 
(a) A reação é endotérmica ou exotérmica? (b) Calcule a quantidade de calor transferida 
quando 2,40 g de Mg(s) reagem a pressão constante. (c) Quantos gramas de MgO são 
produzidos durante uma variação de entalpia de - 96,0 kJ? (d) Quantos quilojoules de 
calor são absorvidos quando 7,50 g de MgO(s) se decompõem em Mg(s) e O2(g) a 
pressão constante? (Dados de massa atômica em g/mol: Mg = 24,30, O = 16,00) 
[R: a) exotérmica; b) -59,5 kJ; c) 3,88 g; d) 112 kJ] 
9 – (5.35 do Brown) Quando as soluções contendo íons prata e íons cloreto são 
misturadas, precipita cloreto de prata: 
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) ΔH = -65,5 kJ 
a) Calcule o ΔH para a formação de 0,540 mol de AgCl por essa reação. (b) Calcule 
o ΔH para a formação de 1,66 g de AgCl. (c) Calcule o ΔH quando 0,188 mmol 
de AgCl se dissolve em água. (Dados de massa atômica em g/mol: Ag = 107,87 
e Cl = 35,45) 
[R: (a) -35,4 kJ e b) -759 J] 
10 – (5.40 do Brown) Um gás é confinado em um cilindro sob pressão atmosférica 
constante. Quando 518 J de calor são adicionados ao gás, ele expande e realiza 127 J 
de trabalho na vizinhança. Quais os valores de ΔH e ΔU para esse processo. [R: ΔH = 
518 J e ΔU = 391 J] 
11 – (5.45 do Brown) (a) Qual é o calor específico da água líquida (busque na literatura)? 
(b) Qual é a capacidade calorífica de 185 g de água líquida? (c) Quantos kJ de calor são 
necessários para aumentar a temperatura de 10,00 kg de água líquida de 24,6 para 46,2 
ºC? [R: a) 4,18 J/gK; b) 773 J/K e c) 903 kJ] 
12 – (5.45 do Brown) Quando uma amostra de 9,55 g de hidróxido de sódio sólido se 
dissolve em 100,0 g de água em um calorímetro de copo de isopor (Fig. 5.18), a 
temperatura aumenta de 23,6 para 47,4 ºC. Calcule ΔH (em kJ/mol de NaOH) 
[R: 45,7 kJ/mol] 
13 - (5.51 do Brown) Uma amostra de 2,200 g de quinona (C6H4O2) é queimada em uma 
bomba calorimétrica cuja capacidade calorífica é 7,854 kJ/ºC. A temperatura do 
calorímetro aumenta de 23,44 para 30,57 ºC. Qual é o calor de combustão por grama 
de quinona? E por mol de quinona? 
[R: 25,45 kJ/g] 
14 – (5.60 do Brown) A partir dos calores de reação: 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ΔH = -483,6 kJ 
 3O2(g) → 2O3(g) ΔH = 284,6 kJ 
Calcule o calor da reação: 
3H2(g) + O3(g) → 3H2O(g) 
[R: 867,8 kJ] 
 
15 – (5.70 do Brown). Muitos isqueiros contêm butano líquido, C4H10(l). Usando as 
entalpias de formação, calcule a quantidade de calor produzida quando 1,00 g de 
butano, na fase gasosa, sofre combustão completa ao ar. (Dados de ΔHºf, kJ/mol: 
CO2(g) = -393,5; H2O(g) = -241,8; C4H10(g) = -126,2) 
[R: -45,8 kJ] 
16 – (5.75 do Brown) Calcule a entalpia padrão de formação do Mg(OH)2 sólido, 
considerando os seguintes dados: 
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) ΔHº = -1203,6 kJ 
Mg(OH)2(s) → MgO(s) + H2O(l) ΔHº = 37,1 kJ 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔHº = -571,7 kJ 
[R: - 924,8 kJ] 
17 - (Ex. 10.53 do Brown, L. S) Procure o valor da entropia padrão para as seguintes 
moléculas: CH4(g), C2H5OH(l) e H2C2O4(s). Coloque esses compostos em ordem 
crescente de entropia e explique por que essa classificação faz sentido. 
18 – (10.83 do Brown, L. S) O gálio metálico tem um ponto de fusão de 29,8 °C. Use as 
informações a seguir para calcular o ponto de ebulição do gálio em °C. [R: 2426 °C] 
Substância ΔH°f (kJ/mol) ΔG°f (kJ/mol) S° (J/Kmol) 
Ga(s) 0 0 40,83 
Ga(l) 5,578 0,0888 59,25 
Ga(g) 271,96 233,76 169,03 
 
19 – (10.89 do Brown, L. S) Você tem uma tabela de variáveis termodinâmicas que inclui 
os calores de formação e entropias padrão, mas não as energias livres de formação. 
Como você usaria as informações que tem para estimar a energia livre de formação de 
uma substância que está listada na sua tabela? 
20 - (Ex. 10.93 do Brown, L. S) – O flúor reage com água líquida para formar fluoreto de 
hidrogênio gasoso e oxigênio. (a) Escreva uma equação química balanceada para essa 
reação considerando os menores coeficientes estequiométricos inteiros possíveis. (b) 
Use os dados tabulados para determinar a variação de energia livre para a reação e 
comente sobre sua espontaneidade. (c) Utilize os dados tabulados para calcular a 
variação de entalpia da reação. (d) Determine quanto calor flui e em qual sentido quando 
34,5 g de flúor gasoso são borbulhados através de um excesso de água. 
Dados: ΔG°fHF(g) = -273 kJ/mol, ΔG°fH2O(l) = -237,2 kJ/mol, ΔG°fH2O(g) = -228,6 
kJ/mol; ΔH°fHF(g) = -271 kJ/mol; ΔHfH2O(l) = -285,8 kJ/mol; ΔH°fH2O(g) = - 241,8 
kJ/mol. 
[R: b) ΔG° = -618 kJ, logo a reação é espontânea. (c) ΔH° = -512 kJ. (d) são liberados 
233 kJ de calor] 
21 – (10.96 do Brown, L. S) (a) Quando se forma uma ligação química, o que acontece 
à entropia do sistema? (b) Termodinamicamente, o que faz que qualquer formação de 
ligação ocorra? (c) Com base em suas respostas para os itens (a) e (b), o que deve ser 
considerado verdade sobre a formação de ligações químicas para a regra do octeto ser 
válida? 
22 – Calcule o ΔGº para a dissolução tanto do cloreto de sódio quanto do cloreto de 
prata usando a tabela abaixo. Explique como os valores que você obtém se relacionam 
com as regras de solubilidade para essas substâncias. (Kps do AgCl = 1,7 x 10-10) 
Substância ΔG°f (kJ/mol) 
NaCl(s) -384 
Na+(aq) -261,9 
Cl-(aq) -131,26 
Ag+(aq) 77,12 
AgCl(s) -109,8 
 
R: ΔGdis.NaCl = -9,16 kJ/mol; ΔGdis.AgCl = 55,66 kJ/mol 
23 – (10.66 do Brown, L. S) O gás natural (metano) está sendo usado em veículos 
experimentais como um combustível de queima limpa. 
(a) Escreva a equação balanceada para a combustão do CH4(g) supondo que todos 
os reagentes e produtos estão na fase gasosa. 
(b) Use os dados tabelados para calcular o ΔS° para essa reação. 
(c) Calcule o ΔG° e mostre que a reação é espontânea a 25 °C. 
Dados: S°, J/molK [CH4 = 186,2; O2 = 205;CO2 = 213,6; H2O = 188,7] e ΔH°, kJ/mol 
[CH4 = -74,81; CO2 = -393,5; H2O = -241,8] 
[R: ΔS° = -5,2 J/molK, ΔH° = -802,3 kJ/mol e ΔG° = - 800,7 kJ/mol] 
24 – O silício forma uma série de compostos que é análoga aos alcanos e tem a fórmula 
geral SinH2n+2. O primeiro desses compostos é o silano, SiH4, que é usado na indústria 
eletrônica para produzir filmes finos de silício ultrapuro. É um pouco difícil de trabalhar 
com o SiH4(g) porque ele é pirofórico em temperatura ambiente – o que significa que 
ele se queima em chamas espontaneamente. 
(a) Escreva uma equação para a combustão do SiH4 (g). (A reação é análoga à 
combustão de hidrocarboneto, e o SiO2 é um sólido sob condições padrão. 
Suponha que a água produzida será um gás). 
(b) Use os dados tabelados para calcular o ΔS° para essa reação. 
(c) Calcule o ΔG° e mostre que a reação é espontânea a 25 °C. 
(d) Compare o ΔG° para essa reação com aquele para a combustão do metano (ver 
o problema anterior). As reações nesses dois exercícios são dirigidas pela 
entalpia ou pela entropia? Explique 
Dados: S°, J/molK [SiH4 = 204,5; O2 = 205; SiO2 = 41,84; H2O = 188,7] e ΔH°, kJ/mol 
[SiH4 = -34,3; SiO2 = -910,9; H2O = -241,8] 
[R: ΔHr = 1,36 x 103 J; ΔGr = -1,30 x 106 J] 
25 - Uma razão pela qual a densidade de energia (é a razão da energia por grama do 
composto) de um combustível é importante é que, para movimentar um veículo, alguém 
tem também que mover o seu combustível queimado. O octano é o principal 
componente da gasolina. Ele se queima de acordo com a reação: 
2 C8H18(l) + 25 O2(g) → 16 CO2(g) + 18 H2O(g) ΔHº = -1,10 x1014 kJ 
Partindo dessa equação termoquímica, descreva como você determinaria a densidade 
de energia, em kJ/g, para o octano. Tenha certeza de indicar o que você precisaria para 
calcular ou procurar para completar esse problema. 
26 - ΔHvap = 31,3 kJ/mol para a acetona (C3H6O). Se 1,40 kg de água fosse vaporizado 
para vapor em uma caldeira, quanto de acetona (em kg) precisaria ser vaporizada para 
usar a mesma quantidade de calor? Dados: ΔHvapH2O = 40,7 kJ/mol; Massa molar, g/mol: 
C = 12,0; H =1,0 e O =16,0. [R: 75,4 g de acetona] 
27 - A seguir, listam-se as densidades de energia (razão da energia por grama de 
amostra) de vários tipos de carvão: 
Antracito 35 kJ/g 
Sub-betuminoso 31 kJ/g 
Betuminoso 28 kJ/g 
Lignito 26 kJ/g 
Uma amostra desconhecida de um desses carvões é queimada em um aparelho com 
capacidade calorimétrica de 1,3 kJ/ ºC. Quando uma amostra de 0,367 g é usada, a 
variação de temperatura é 8,75 ºC. Qual é o tipo de carvão da amostra? 
28 - Um engenheiro está usando sódio metálico como um agente refrigerante em um 
projeto, porque ele tem propriedades térmicas úteis. Ao procurar a capacidade calorífica, 
o engenheiro encontra o valor de 28,2 J/mol.ºC. Desatentamente, esse número foi 
escrito sem as unidades. Como uma consequência, ele foi mais tarde tomado como 
calor específico. (a) Qual seria a diferença entre esses dois valores? (b) O engenheiro 
teria superestimado a habilidade do sódio em remover calor do sistema ou ele o teria 
subestimado por causa desse erro? Explique adequadamente o teu raciocínio. Dado de 
massa molar do Na = 23 g/mol 
29 - Uma amostra de cobre de 7,3 g está a uma temperatura de 18,8 ºC. Essa moeda é 
colocada em 10,0 g de água a uma temperatura de 54,0 ºC. Qual é a temperatura final 
da moeda e da água, supondo que nenhum calor é perdido para as vizinhanças. 
30 - O hidrogênio combina-se com o oxigênio em células de combustível de acordo com 
a seguinte equação termoquímica: 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ΔH° = -571,7 kJ 
Suponha que você está trabalhando com uma empresa que está usando células de 
combustível para fornecer energia a satélites. O satélite precisa de 4,0 x 105 kJ de 
energia durante a sua vida útil para estabilizar a sua órbita. Descreva matematicamente 
como você determinaria a massa de hidrogênio (H2) necessária na sua célula de 
combustível para esse satélite específico. 
31 – Um prego de cobre e um de ferro de mesma massa e inicialmente na mesma 
temperatura ambiente são colocados em um recipiente de água fervente. Qual deles 
atingirá 100 ºC primeiro? Por que? Dados: cFe = 0,444 J/gK e cCu = 0,385 J/gK 
32 – (19.3 do Brown) O elemento mercúrio, Hg, é um líquido prateado à temperatura 
ambiente. O ponto de congelamento normal do mercúrio é -38,9 °C; a respectiva 
entalpia molar de fusão é ΔHfus = 2,29 kJ/mol. Qual é a variação de entropia do sistema 
quando 50,0 g de Hg(l) se congela no ponto de fusão normal? [R: -2,44 J/K] 
33 – (19.7 do Brown) Calcule ΔS° para a síntese de amônia a partir de N2(g) e H2(g) a 
298 K: 
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3 
Dados de S°, J/molK: NH3 = 192,5; N2 = 191,6 e H2 = 130,6. 
R: -198,4 J/K 
34 – (19.8 do Brown) (a) Calcule a variação da energia livre padrão para a seguinte 
reação a 298 K. P4(g) + 6Cl2(g) → 4PCl3(g) 
Dados de ΔGf°, kJ/mol: PCl3(g) = -269,6; P4(g) = 24,4 
(b) Qual é ΔG° para o inverso da reação anterior? 
[R: (a) -1054,0 kJ/mol e (b) 1054,0 kJ/mol] 
35 – (19.10 do Brown) O processo de Haber para a produção de amônia envolve o 
seguinte equilíbrio: N2(g) + 3H2(g) 2NH3 
Suponha que ΔH° e ΔS° para essa reação não variam com a temperatura. (a) Discuta 
se o aumento da temperatura deve favorecer o deslocamento da reação no sentido de 
formação de reagentes ou de produtos. Calcule os valores de ΔG° para a reação a 25 
°C e a 500 °C. 
Dados de S°, J/molK: NH3 = 192,5; N2 = 191,6 e H2 = 130,6. 
Dados de ΔH°, kJ/mol: NH3 = -46,19 
36 – (a) Dê dois exemplos de processos endotérmicos que sejam espontâneos. (b) Dê 
um exemplo de um processo que é espontâneo a certa temperatura, mas não 
espontâneo a uma temperatura diferente. 
37 – O ponto de congelamento normal do 1-propanol (C3H8O) é 127 °C. (a) O 
congelamento do 1-propanol é um processo endotérmico ou exotérmico? (b) Em que 
faixa de temperatura o congelamento do 1-propanol é um processo espontâneo? (c) Em 
que faixa de temperatura ele é um processo não espontâneo: (d) Há alguma 
temperatura na qual as fases sólida e líquida do 1-propanol estejam em equilíbrio? 
Justifique a tua resposta. 
38 – (a) Dê um exemplo de um processo no qual a entropia do sistema diminui. (b) Qual 
é o sinal de S para o processo? (c) Qual é o significado da afirmativa de que entropia 
é uma função de estado? 
39 – Por que o aumento na entropia do sistema é maior para a vaporização de uma 
substância do que para sua fusão? 
40 – O ponto de ebulição normal do metanol (CH3OH) é 64,7 °C, e sua entalpia molar 
de vaporização é Hvap = 71,8 kJ/mol. (a) Quando CH3OH(l) ferve em seu ponto de 
ebulição normal, sua entropia aumenta ou diminui? (b) Calcule o valor de S quando 
1,00 mol de CH3OH(l) for vaporizado a 64,7 °C. [R: 192 J/molK] 
41 – Calcule os valores de S° para as seguintes reações. Em cada uma, explique o 
sinal de S°: 
a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) 
b) N2O4(g) → 2NO2(g) 
c) 2CH3OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g) 
Dados S°, J/molK: C2H4(g) = 219,5; H2(g) = 130,7; C2H6(g) = 229,5; N2O4(g) = 304,3; 
NO2 = 240,1; H2O = 188,8; CH3OH(g) = 237,6; O2 = 205,2; CO2 = 213,7. 
[R: (a) -120,7 J/mol; (b) 175,9 J/mol; (c) 92 J/mol] 
42 – Para determinada reação química, H° = -35,4 kJ e S° = -85,5 J/K. (a) A reação 
é exotérmica ou endotérmica? (b) A reação leva a aumento ou diminuição na desordem 
do sistema? (c) Calcule G° para a reação a 298 K. (d) A reação é espontânea a 298 
K? 
[R: c) ΔG = -9,92 kJ] 
43 – Certa reação é não espontânea a -25 °C. A variação de entropia para a reação é 
95 J/K. O que você pode concluir sobre o sinal e a ordem de grandeza de H para a 
reação? 
44 – Para uma reação em particular, H = -32 kJ e S = -98 J/K. Suponha que H e S 
não variam com a temperatura. (a) a que temperatura a reação terá G = 0? (b) Se T é 
aumentado acima do valor encontrado no item (a), a reação será espontânea ou não 
espontânea? 
45 – Considere a seguinte reação entre óxidos de nitrogênio: 
NO2(g)+ N2O(g) → 3NO(g) 
(a) Calcule G° a 800 K, supondo que H° e S° não varie com a temperatura. Sob 
condições-padrão a reação é espontânea a 800 K? (b) Calcule G° a 1000 K. A 
reação é espontânea sob condições-padrão a essa temperatura? 
Dados de H°f, kJ/mol: NO2 = 33,18, N2O = 82,05 e NO = 90,25 
Dados de S°, J/molK: NO2 = 240,1, N2O = 219,9 e NO = 210,8