UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO

Departamento de Engenharia e Ciências Exatas

LISTA DE EXERCÍCIOS Química Geral – Engenharia de Petróleo – Professor Sandro Greco

Termoquímica e Equilíbrio Químico

1ª Questão (6.29-Atkins): A radiação, em um forno de microondas, é absorvida pela água da comida que se quer

aquecer. Quantos fótons de comprimento de onda 4,50 mm são necessários para aquecer 350 g de água de 25 0C

até 100 0C? Imagine que toda a energia é utilizada no aumento de temperatura.

Solução – A estratégia é determinar a quantidade de energia por fóton e a quantidade de energia necessária para

aquecer a água. Dividindo a última pela primeira acharemos o número de fótons necessários.

Energia por fóton

Energia necessária para aquecer a água

Número de fótons necessários

2ª Questão (6.47-Atkins): O ácido clorídrico oxida o metal zinco em uma reação que produz gás hidrogênio e

íons cloreto. Uma peça do metal foi colocada em um aparelho que contém 800 mL de 0,500 M HCl (aq.). Se a

temperatura inicial da solução do ácido clorídrico é 25 0C, qual é a temperatura final da solução? Imagine que a

densidade e a capacidade calorífica molar da solução de HCl são iguais às da água e que todo o calor é usado

para aumentar a temperatura da solução. Solução – Para determinar a entalpia da reação deveremos começar pela reação química balanceada e determinar

o reagente limitante.

Examinando a estequiometria da reação e a quantidade inicial de HCl e Zn, notaremos que o zinco é o reagente

limitante (0,26 mol de HCl são necessários para reagir completamente com 0,130 mols de Zn). A entalpia da

reação pode ser obtida usando entalpias de formação tabelada.

Essa é a entalpia por mol de Zn consumida, portanto, a energia liberada pela reação de 8,5g de Zn é:

A variação da temperatura da água é:

3ª Questão (6.54-Atkins): Na preparação do ácido nítrico pela oxidação da amônia, o primeiro produto é o óxido

nítrico, que é depois oxidado a dióxido de nitrogênio. A partir das entalpias padrão de reação, mostradas a

seguir, calcule a entalpia padrão da reação de oxidação do óxido nítrico a dióxido de nitrogênio.

N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g) ∆H0 = -296,83 Kj

N2 (g) + 2O2 (g) → 2NO2 (g) ∆H0 = -791,44 kJ

Solução – A primeira reação é invertida e adicionada na segunda.

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4ª Questão (6.69-Atkins): Complete a seguinte tabela (todos os valores estão em Kj/mol).

Composto MX ∆∆∆∆Hf0 M(g) Energia

Ionização M ∆∆∆∆Hf

0 X(g) Afinidade Eletrônica X

∆∆∆∆HL MX ∆∆∆∆Hf0 MX(s)

NaCl 108 494 122 + 349 787 ?

KBr 89 418 97 + 325 ? -394

RbF ? 402 79 + 328 774 -558

Solução – NaCl

KBr

RbF

5ª Questão (6.105-Atkins): Durante exercícios físicos, as gorduras reagem com a água para produzir ácidos

graxos. Estes são, então, convertidos em água e dióxido de carbono, uma reação que libera energia. O organismo

usa essa energia para as suas atividades. Um ácido graxo típico é o ácido láurico, CH3(CH2)10COOH, que tem o

mesmo número de átomos de carbono do açúcar sacarose C12H22O11. A entalpia de formação (∆Hf) do ácido

láurico é igual a -774,6 kJ/mol e o ∆Hf da sacarose é igual a – 2222 kJ/mol. (a) Que massa de sacarose é

necessária para produzir a mesma energia de 15,0 g de ácido láurico? (b) Por que é mais eficiente armazenar

energia na forma de gordura do que na forma de carboidratos?

Solução – Começaremos calculando a quantidade de energia gerada pela decomposição do ácido láurico.

Se 15g são consumidos então a energia liberada é:

A entalpia para a decomposição da sacarose deve ser calculada através das entalpias padrões de formação.

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A quantidade de sacarose necessária para produzir a mesma quantidade de energia de 15g do ácido láurico é:

6ª Questão (9.83-Atkins): Em 5000C, Kc = 0,061 para N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g). Se a análise mostra que a

composição é 3,00 mol/L de N2, 2,00 mol/L de H2 e 0,500 mol/L de NH3, a reação está em equilíbrio? Se não,

em que direção à reação tende a se deslocar para atingir o equilíbrio?

Solução – Para responder essa questão terá que calcular o Q.

Como Q ≠ K o sistema não está em equilíbrio. O valor de Q é menor do que o valor de K a reação deverá ocorrer

para formar mais produtos.

7ª Questão (9.69-Atkins): A reação 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g) tem K = 3,2 x 10-34

em 298 K. As pressões

parciais iniciais são H2 = 1,0 bar, HCl = 2,0 bar e Cl2 = 3,0 bar. No equilíbrio existe 1,0 mol H2(g). Qual é o

volume do reator. Dados do exercício – lei dos gases ideais PV=nRT. Solução – 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g) K = 3,2 x 10

-34 (pressão em bar)

Condição original 2,0 1,0 3,0

Nova condição 4,0 0 2,0

Variação -2x + x + x

Final 4,0 -2x + x 2,0 + x

8ª Questão (9.115-Atkins): Os dois poluentes do ar, SO2 e NO2, podem reagir na atmosfera como a reação

SO2(g) + NO2(g) → SO3(g) + NO(g). (a) Diga qual é o efeito das seguintes alterações na quantidade de NO

quando a reação entra em equilíbrio em um bulbo de aço inoxidável com entradas para a admissão de compostos

químicos: (i) a quantidade de NO2 aumenta; (ii) SO3 é removido por condensação; (iii) a pressão é triplicada pela

admissão de He. (b) Sabendo que K = 3,00, calcule a quantidade (em mols) de NO2 que deve ser adicionada a

um balão de 20 L que contém 2,4 mol SO2(g) para formar 1,2 mol de SO3(g) no equilíbrio.

Solução – (a) – (i) O aumento da quantidade de um dos reagentes irá deslocar o equilíbrio na direção dos

produtos. Mais NO2 deverá ser formado; (ii) A remoção de um produto irá deslocar o equilíbrio na direção da

formação dos produtos. Mais NO2 deverá ser formado; (iii) Aumentando a pressão total pela adição de um gás

inerte, nenhuma alteração será observada nas pressões parciais, portanto, nenhuma alteração na quantidade de

NO2 deverá ser observada.

(b) Visto que há dois mols de gás em ambos os lados da reação, o volume pode ser excluído da expressão da

constante de equilíbrio e assim, é possível utilizar o número de mols diretamente para cada componente. No

equilíbrio, SO2 = 2,4 – 1,2 mols = 1,2 mols que é igual ao número de mols do SO3 e do NO, pois os coeficientes

estequiométricos são 1:1:1:1. Chamaremos o número de mols original do NO2 de x. Logo:

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9ª Questão (9.117-Atkins): (a) Calcule o valor da constante de equilíbrio (K) da reação O2(g) + O(g)

O3(g), sabendo que :

NO2(g) NO(g) + O(g) K= 6,8 x 10-49

O3(g) + NO(g) NO2(g) + O2(g) K = 5,8 x 10-34

(b) A pressão total inicial de uma mistura eqüimolar dos reagentes é 4,0 bar. Quais são as pressões parciais dos

reagentes e produtos no equilíbrio?

Solução – (a) Invertendo as duas reações e depois as somando para obter a equação de interesse, teremos:

(b) Como a mistura inicial e eqüimolar para os dois reagentes (pressão parcial 2,0 bar) e o equilíbrio favorece

fortemente a formação dos produtos, podemos predizer que os dois reagentes irão se combinar para formar uma

quantidade eqüimolar de ozônio, ou uma pressão parcial de 2,0 bar. Uma pequena pressão parcial (x) de cada

reagente deverá ser mantida. Portanto a expressão da constante de equilíbrio poderá ser escrita da seguinte

forma:

10ª Questão (9.104-Atkins): Um reator está cheio com Cl2(g) em 1,00 bar de pressão e Br2(g) também em 1,00

bar, que reagem em 1000 K para formar BrCl(g), de acordo com a equação Br2(g) + Cl2(g) 2BrCl(g), K=

0,2. Construa um gráfico da energia livre desse sistema em função da pressão parcial de BrCl quando a reação

prossegue até o equilíbrio.

Solução – A variação de energia livre do sistema pode ser calculada pela equação:

Para determinar a variação na pressão de Cl2 que queremos examinar, primeiro iremos calcular as pressões

parciais dos gases presentes no equilíbrio.

Em outras palavras, o equilíbrio deverá ser alcançado quando PBrCl = 2x = 0,36 bar no ponto do gráfico onde ∆G

= 0.