lista exercicios termodinamica respostas

1- Calcule o trabalho para uma pessoa de 65 kg subir a uma altura de 4 m na superfície da (a) Terra (g=9,81 m s-2) e (b) Lua (g= 1,60 m s-2)

a) Gterra=9,81 ms-2 → W=Fd → W=m.a.d → W=65kg.9,81m.s-2.4m → W=2,55 kJ

b) Glua=1,60 ms-2 → W=Fd → W=m.a.d → W=65kg.1,60m.s-2.4m → W=416 J

2- Uma reação química ocorre num vaso de seção reta uniforme, de 100 cm2, provido de um pistão. Em virtude da reação, o pistão se desloca 10 cm contra a pressão externa de 1,0 atm. Calcule o trabalho feito pelo sistema.

1atm=101,325 x105 Pa

ΔV= Ab.h → ΔV= 100 cm2.10 cm → ΔV=10-3 m3

W=-PΔV → W=101,325 x105

Pa. 10-3 m3 → W=-101,325 J

3- Uma amostra de 1,00 mol de Argônio (Ar) se expande isotermicamente, a 0 oC, de 22,4 dm3 até 44,8 dm3 (a) contra uma pressão externa constante igual à pressão final do gás e (b) livremente (contra uma pressão externa nula). Em cada processo, calcule q, w, ΔU e ΔH.

a) W=-PΔV →

.(

)

(

1

)

V

V

nRT

W

V

V

V

nRT

W











)

10

8

,

44

10

4

,

22

1

(

15

,

273

.

314

,

8

.

1

m

x

m

x

K

mol

JK

mol

W





→ W=-1,13 kJ

Isotérmico → ΔU=0 J

Q=-W → Q= +1,13 KJ

ΔH=Qp → ΔH=+1,13kJ

b) Pressao nula => P=0J W=0J

Isotérmico → ΔU=0 J

Q=-W → Q= 0 J

ΔH=Qp → ΔH=0J

4- Uma amostra de 1,00 mol de uma gás perfeito monoatômico, com Cv,m = 3/2 R, incialmente a p1=1,00

atm e T1 = 300 K, é aquecida reversivelmente, até 400 K, a volume constante. Calcule a pressão final, ΔU,

q e w. Cv=Cv,m.n

ΔU=CvΔT → ΔU=3/2.8,314JK-1mol-1(400-300)K.1 mol →ΔU=1,25kJ

LISTA DE EXERCÍCIOS -Termodinâmica DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICA

CURSO: TÉCNICO EM QUÍMICA MODALIDADE: INTEGRADO

PROFESSORA: MEIRIANE CRISTINA FARIA SOARES LIMA

TURMA: 2º ano ANO/SEMESTRE: 2016/1

ΔU=Qv → Qv=1,25kJ

atm

P

K

K

atm

P

T

T

P

P

V

V

T

V

P

T

V

P

33

,

1

300

400

.

1

.

.

.



















W=-PΔV como foi a volume constante W=0J

5-Uma amostra de 4,5 g de metano gasoso ocupa o volume de 12,7 dm3 a 310 K. (a) Calcule o trabalho feito quando o gás se expande isotermicamente contra uma pressão externa constante de 200 Torr até o seu volume aumentar de 3,3 dm3.

P=200 Torr =26664 Pa

W=-P.ΔV → W=-P(Vf-Vi) → W=-26664Pa(3,3x10-3)m3→ W=-87,99Pa.m3 → W ≈ -88J

6- Uma amostra de 1,00 mol de H2O(g) é condensada isotérmica 40,656 kJ mol-1 e reversivelmente

formando água líquida, a 100 oC. A entalpia-padrão de vaporização da água, a 100 oC, é 40,656 KJ mol-1. Calcule w, q, ΔU e ΔH para este processo.

ΔH=Qp → Qp=-40,656 kJ

O volume do gás é muito maior que de um líquido (para as mesmas quantidades de matéria, tem-se Vf<<Vi, assim, ΔV=Vf-Vi≈Vi . Da equação dos gases perfeitos PV=nRT, assim, como P é constante e V=Vi,

tem-se Vi=nRT/P

W=-P.ΔV → W=P(Vi) → W=-P.nRT/P → W=-nRT

W=1mol.8,314JK-1mol-1.373,15K→ W=-3,10 kJ ΔU=Q+W → ΔU=(-40,665 + 3,10)kJ → ΔU=-37,6kJ

7- Uma fita de magnésio metálico, de 15 g, é lançada num béquer com ácido clorídrico diluído. Calcule o trabalho realizado pelo sistema em consequência da reação. A pressão atmosférica é de 1,0 atm, e a temperatura, de 25 oC.

N=m/MM → n=15g/24,3gmol-1 _{→ n=0,62 mol}

Mg + 2HCℓ → MgCℓ2 + H2

0,62 mol 0,62 mol

O volume do gás é maior que o do sólido ΔV=Vf-Vi então Vf>>>Vi → ΔV=Vf

Da equação dos gases perfeitos PV=nRT como o recipiente é aberto P=Pext, assim Vf=nRT/Vf W=-P.ΔV → W=-P.nRT/P → W = -nRT

W=-0,62 mol (8,314JK-1mol-1).298,15K → W=-1,54kJ

9- Quando se fornecem 229 J de calor, a pressão constante, a 3,0 mol de Ar(g), a temperatura da amostra se eleva de 2,55 k. Calcule as capacidades caloríficas molares do gás a pressão constante e a volume constante.

Q=CpΔT → Cp=Qp/ΔT → Cp=229J/2,55K → Cp=89,80JK-1

Cp,m=Cp/n → Cp=89,80JK-1_{/3 mol → Cp,m=29,9 JK}-1_mol-1

10- Quando se aquecem 3,0 mol de O2, na pressão constante de 3,25 atm, sua temperatura se eleva de

260 K para 285 K. A capacidade calorífica molar do O2, a pressão constante, é 29,4 J K-1 mol-1. Calcule q,

ΔH e ΔU.

Cp=Cp,m.n → Cp=29,4JK-1mol-1.3mol → Cp=88,2 JK-1.

ΔH=CpΔT → ΔH=88,2JK-1(285-260)K → ΔH=2205 J → ΔH≈2,2 kJ ΔH=Qp → Qp=2,2KJ

Cv,m = Cp,m-R → Cv,m=29,4 JK-1_mol-1_-8,314JK-1_mol-1 _{→ Cv,m=21,09 JK}-1_mol-1

Cv=Cv,m.n → Cv=21,09 JK-1mol-1.3mol → Cv=63,26 JK-1

ΔU=CvΔT → ΔU=63,26JK-1_{(285-260)K→ΔU=1,58kJ}

11- Uma amostra de 4,0 mol de O2 está inicialmente confinada num vaso de 20 dm3, a 270 K, e sofre uma

expansão adiabática contra uma pressão externa constante de 600 Torr até que o seu volume aumente por um fator de 3,0. Calcule q, w, ΔT, ΔU e ΔH. (A pressão final do gás não é necessariamente 600 Torr). Dado Cp,m (O2) = 29,355 J K-1 mol-1.

600 Torr = 79.992Pa Adiabática Q=0J ΔU=Q+W → ΔU=W

W=-PΔV → W=-79992Pa(60x103

-20x103)m3 → W=-3,2kJ isso implica que ΔU=-3,2 kJ Tem-se Cp,m=29,355 JK-1mol-1 →

Cv,m = Cp,m-R → Cv,m=29,355 JK-1

mol-1-8,314JK-1mol-1 → Cv,m=21,041 JK-1mol-1 Cv=Cv,m.n → Cv=21,041 JK-1mol-1.4mol → Cv=84,164 JK-1

ΔU=CvΔT → ΔU/Cv=Tf=-Ti → Tf=3200 J/84,164JK-1_{+280K →Tf=342K → ΔT=-38K}

12- Um certo líquido tem ΔvapHo=26,0 kJ mol-1. Calcule q, w, ΔH e ΔU, quando se vaporiza 0,50 mol do

líquido a 250 K e 750 Torr.

ΔH=ΔvapH*n → ΔH=26,0KJmol-1*0,5mol → ΔH=+13 kJ

Tem-se a relação ΔH=Qp, assim, Qp=+13kJ

Como a pressão externa é constante=pressão do gás (admitindo-se recipiente aberto, tem-se que o volume do gás é maior que o volume do líquido) tem-se que

W=-P.ΔV → W= P(Vf-Vi) Vf>>>Vi → ΔV=Vf

W=-PVf → W=-P.nRT/P → W = -nRT → W=-0,5mol.8,314JK-1mol-1.250K → W=-1,04kJ Da 1ª lei ΔU=Q+W → ΔU=(+13-1,04)kJ → ΔU=12kJ

15- São processos endotérmico e exotérmico, respectivamente: a) fusão e ebulição

b) solidificação e liquefação c) condensação e sublimação; d) sublimação e fusão

16- A equação: H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) ΔH = – 68 kcal, representa:

I - calor de formação da água liquida

II - calor de combustão do hidrogênio gasoso III - calor de combustão do oxigênio gasoso IV - calor de decomposição do hidrogênio gasoso São corretas as afirmações:

a) I e II b) I e III c) II e III d) II e IV. e) III e IV

17- Queimando-se 20,0 g de carvão, obteve-se um desprendimento de 140 kcal. Qual o teor (porcentagem de pureza) de carbono nesse carvão, sabendo-se que o calor de combustão do carbono a -96 kcal?

a) 90% b) 95% c) 87,5% d) 82,5% e) 80% 12g de carbono – libera 96 kcal

X - 140 kcal x=17,5g 20g - 100%

17,5 g - Y Y=87,5%

28- O calor de combustão do eteno (C2H4) é H= –337,2 kcal/mol. Que massa, em gramas, de eteno

devemos queimar para obtermos 1753,44 kcal?

C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2H2O(l) H= –337,2 kcal/mol

Massa molar do eteno 28g/mol 1mol de eteno – libera 337,2 kcal

28 g de eteno – libera 333,2 kcal

X - libera 1573,44 kcal X=132,22g d eteno

33- (UFRRJ) Desde a pré-história, quando aprendeu a manipular o fogo para cozinhar seus alimentos e se aquecer, o homem vem percebendo sua dependência cada vez maior das várias formas de energia. A energia é importante para uso industrial e doméstico, nos transportes, etc.

Existem reações químicas que ocorrem com liberação ou absorção de energia, sob a forma de calor, denominadas, respectivamente, como exotérmicas e endotérmicas. Observe o gráfico a seguir e assinale a alternativa correta:

a) O gráfico representa uma reação endotérmica. b) O gráfico representa uma reação exotérmica. c) A entalpia dos reagentes é igual à dos produtos. d) A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.

e) A variação de entalpia é maior que zero.

34- (UFRRJ 2002) Algumas reações químicas se processam espontaneamente, porém outras necessitam absorver energia de uma fonte externa. Caracterize, nos diagramas abaixo, a variação de entalpia das reações, identificando-as como endotérmicas e exotérmicas.

Seta para baixo – exotérmica Seta para cima – endotérmica 35- Considere o seguinte diagrama de síntese da água em seus diferentes estados físicos.

a) Quais estados físicos são representados por I, II e III? I- Gasosa

II- Líquida III- Sólida

b) Indique o ∆H da solidificação da água. ∆Hsolidificação= ∆H3

36- O diagrama de entalpia a seguir representa os calores envolvidos na reação de obtenção de dois óxidos de cobre, a partir deste metal e do oxigênio.

Analisando-se esse diagrama, a variação de entalpia, o

H  (kJ), para a reação ) s ( CuO 2 ) g ( O 2 / 1 ) s ( O Cu₂  ₂  , é igual a a) +141. b) 479. c) 141. d) +310.

37- (UnB) O calor liberado na queima de um mol de uma substância combustível, em condições estabelecidas, é chamado de calor molar de combustão e a quantidade de calor liberada por unidade de massa da substância combustível é chamada de poder calorífico. Analise os dados da tabela abaixo.

Substância Calor molar de combustão (kJ/mol) Poder calorífico (kJ/Kg)

Hidrogênio 285,5 142750

Butano 2878,6 49631

Julgue os itens.

(1) V Na combustão de 1 kg de butano, é obtida um quantidade de calor menor do que na combustão de 1kg de gás hidrogênio (H2).

(2) F O gás hidrogênio (H2) não é considerado um bom combustível em função do seu poder calorífico.

(3) V Na combustão dessas substancias, a energia liberada na formação das ligações dos produtos é menor que a energia absorvida na ruptura das ligações dos reagentes.

(4) V A soma das energias de ligação do butano é maior do que a do hidrogênio. 2Cu(s) + O2(g)

-310kJ

-169 kJ

2CuO(s)