Química Geral 1

Química Geral 1

Universidade Federal de Pernambuco Departamento de Química Fundamental

Primeiro Exercício de Química Geral 1/1 2010-IData: 14/09/2010

1) Uma peça de cobre de massa 20,0 g, a 100°C, foi colocada em um recipiente isolado de capacidade térmica desprezível que continha 50,7 g de água a 22°C. Calcule a temperatura final da água. Considere que não houve perda de energia para a vizinhança.

2) Determine a entalpia da reação de hidrogenação do etino a etano C2H2 (g) + 2 H2 (g) → C2H6 (g), a partir dos seguintes dados: DHcombustão° (C2H2, g) = - 1300 kJ . mol-1;

DHcombustão° (C2H6, g) = - 1560 kJ . mol-1; DHcombustão° (H2, g) = -286 kJ . mol-1.

Esta questão envolve uma situação de equilíbrio térmico entre a água e o cobre. Como o cobre está mais quente e a água mais fria, ocorre à transferência de calor do cobre para a água, vale a relação: – qCu = qágua. Desta forma: –qCu = qágua;

– CCu x nCu x DTCu = Cágua x nágua x DTágua

( ) ( )KT gmol gKmolJKT

220,01 Tf = 6502,5; Tf = 297,7K = 24,7°C.

Reações de combustão completa:

5O2(g) fi 2CO2 (g) + H2O(l)DHc° = –1.300 kJ mol–1
7O2(g) fi 2CO2 (g) + 3H2O(l)DHc° = –1.560 kJ mol–1
1O2(g) fi H2O(l)DHc° = –286 kJ mol–1

Desde que a entalpia é uma função de estado, podemos utilizar reações e processos intermediários para obter os estado final (produtos) e inicial (reagentes), isto é, utilizamos a lei de Hess para a reação de hidrogenação: C2H2(g) + 2H2(g) fi C2H6(g). Para obter a entalpia desta reação a partir das reações de combustão acima temos que combiná-las da seguinte maneira: (I) + 2(I) fi –(I), ou seja,

3) Uma amostra de gás ideal, a 412 K, ocupa 12,62 L, em 0,6789 atm. O gás se expande até 19,4 L, seguindo dois caminhos diferentes: a) expansão isotérmica reversível; b) expansão isotérmica livre irreversível. Calcule: DStotal, DS e DSvizinhança para os dois caminhos. Justifique.

(a) Expansão isotérmica reversível. Cálculo de ΔS

Vln T nRwqSrevrev

Cálculo de “n” a partir da Lei dos Gases

PV = nRT

então, ΔS = 0,91 J.K-1

Cálculo de ΔStot Como o processo é reversível, ΔStot = 0

Cálculo de ΔSviz

ΔSviz = ΔStot - ΔS = - 0,91 J.K-1 então, ΔSviz = - 0,91 J.K-1

--------------------------------------------------------------------------------------

Þ DHr° = –312 kJ mol–1 (esta reação de hidrogenação é exotérmica).

4) Um cientista propôs duas reações para produzir etanol, C2H6O: a) C2H4 (g) + H2O (g) → C2H6O (l) b) C2H6 (g) + H2O (g) → C2H6O (l) + H2 (g) Considere as condições-padrão e determine, a partir de dados termodinâmicos qual das duas reações seria a mais viável para a produção de etanol. Justifique.

Para saber qual das duas reações teria viabilidade, segundo dados termodinâmicos, precisamos saber qual dos dois processos é espontâneo, a 298K. Para tal, devemos observar os valores de energia livre para as reações, a partir de variações entalpia-padrão e de entropia-padrão ou de energia livre padrão de formação.

a) C2H4 (g) + H2O (g) → C2H6O (l)

molkJH molkJmolkJmolkJH

OHHHCHOHHCHH reagentesHnprodutosHnH r r gfgflfr ffr

molKJmolKJmolKJS OHSHCSOHHCSSr gmgmlmr

(b) Expansão livre isotérmica irreversível. Cálculo de ΔS

Como entropia (do sistema) é uma função de estado, para o processo irreversível, ΔS é o mesmo calculado acima, ΔS=0,91 J.K-1

Cálculo de ΔSviz

Como nenhum trabalho é realizado em expansão livre, w = 0 e expansão isotérmica para um gás ideal , ΔU = 0 wqU+=D Em conseqüência, q = 0

Como nenhum calor é transferido para a vizinhança, qS rev viz

Cálculo de ΔStot ΔStot = 0,91 J.K-1 + 0 ΔStot = 0,91 J.K-1

Massa molar (g. mol–1): C = 12, H = 1, O = 16, Cu = 63,5

UqwD=+H = U + PV G = H – TS q = CDT PV = nRT
extdwPdV=-extwPVD=- 21

ln V w nRT

revdqdST=21

Ł ł ln VS nR V

21 ln TTS C æ öD = ç ÷

ŁłgHUnRTD=D+D 0

rrrSTHGD-D=D

)()( 0 reagentesXnprodutosXnX FormacaoFormacaor å D-D=D b) C2H6 (g) + H2O (g) → C2H6O (l) + H2 (g) molkJH molkJmolkJmolkJmolkJH

OHHHCHHHOHHCHH reagentesHnprodutosHnH r r gfgfgflfr ffr molKJS molKJmolKJmolKJmolKJS r r gmgmgmlmr

Ou ainda: )()(000reagentesGnprodutosGnGmmrå-å=D= –174780 – (–32820 – 228570) =

86,7 kJ.mol-1, ou seja, o processo não é espontâneo a 298 K. Então, baseando-se em dados termodinâmicos, opta-se pela reação descrita na letra a por esta ser a única dentre as duas reações em que temos processos espontâneos a 298K.

Tabela de dados termodinâmicos a 298K

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