Um pistão cheio com 0,10 mol de um gás ideal expande reversivelmente de 50 mL para 500 mL , na temperatura de 37,0 oC. À medida que isso ocorre, absorve 393 J de calor. Calcule q, w, De<a U e De<a H para o processo.

Passo 1

Resumindo, temos um pistão com n=0,10 mol de um gás ideal que expande reversivelmente de V1=50 mL para V2=500 mL à temperatura constante de 37,0,^circC. Durante o processo o sistema absorve q=+393 J de calor. O conteúdo envolvido é a Primeira Lei da Termodinâmica para gás ideal e as relações de energia interna e entalpia em processos isotérmicos.

Passo 2

Para um gás ideal, a energia interna U depende apenas da temperatura. Em particular vale
De<a T = 0
e portanto
De<a U = n,CV,De<a T = 0

Passo 3

Pela Primeira Lei da Termodinâmica, em notação de química,
De<a U = q + w,
onde w é o trabalho feito sobre o sistema. Substituindo De<a U=0 e q=+393 J, obtemos
0 = 393 + w Longrightarrow w = -393 J

Passo 4

A entalpia H de um gás ideal também depende apenas da temperatura, logo em processo isotérmico
De<a H = n,CP,De<a T = 0

Resposta

q = +393 J
w = -393 J
De<a U = 0
De<a H = 0

Exercícios relacionados