Departamento Acadêmico de Alimentos

(DALIM)

Engenharia de Alimentos

Físico-Química (EL32J)

(Turma IG2A – 2° Período)

Docente: Dr. Evandro Bona

Atualização: 2° Semestre de 2018

Constantes e Fatores de Conversão

𝑅 = 8,314𝐽

𝐾 ∙ 𝑚𝑜𝑙= 8,314

𝑘𝑃𝑎 ∙ 𝐿

𝐾 ∙ 𝑚𝑜𝑙= 8,314

𝑃𝑎 ∙ 𝑚3

𝐾 ∙ 𝑚𝑜𝑙= 0,082

𝑎𝑡𝑚 ∙ 𝐿

𝐾 ∙ 𝑚𝑜𝑙= 62,364

𝐿 ∙ 𝑚𝑚𝐻𝑔

𝐾 ∙ 𝑚𝑜𝑙

1 cal = 4,184 J 1 L.atm = 101,325 J 1 bar = 105 Pa = 100 kPa 1 J = 1 kg∙m2.s-2

1 atm = 760 Torr = 760 mmHg 1 atm = 14,7 lb.in-2 (psi) 1 atm = 1,01325 x 105 Pa = 101,325 kPa

96500 C = 1 F (Faraday)

Formulário

%𝑚 =𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜× 100 %𝑉 =

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜× 100 𝐶 =

𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝑑 =

𝑚

𝑉

𝐶𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 =𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜=

𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑀𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 × 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐶𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙 =

𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒=

𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑀𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 × 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 �̅�𝑇 =

3

2𝑛𝑅𝑇

𝑋𝐴 =𝑛𝐴

𝑛𝐴 + 𝑛𝐵 𝑋𝐵 =

𝑛𝐵

𝑛𝐴 + 𝑛𝐵 𝑋𝐴 + 𝑋𝐵 = 1 𝑝 =

𝐹

𝐴 𝑇𝐾 = 𝑇°𝐶 + 273,15 𝑇°𝐹 = 1,8𝑇°𝐶 + 32

𝐶𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 =𝑝

𝑅𝑇 𝜅 = −

1

𝑉(

𝜕𝑉

𝜕𝑝)

𝑇,𝑛

𝛼 =1

𝑉(

𝜕𝑉

𝜕𝑇)

𝑝,𝑛 𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 𝑑 =

𝑝𝑀

𝑅𝑇 𝑝𝐴 = 𝑋𝐴𝑝𝑇

𝑍 =𝑝�̅�

𝑅𝑇=

𝑉

𝑉 − 𝑏−

𝑎

𝑅𝑇𝑉 𝑝𝑇 = 𝑝𝐴 + 𝑝𝐵 + ⋯ 𝑝 =

𝑛𝑅𝑇

𝑉 − 𝑛𝑏− 𝑎 (

𝑛

𝑉)

2

∆𝑈 = 𝑈𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑈𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙

𝑤 = −𝑝𝑒𝑥𝑡∆𝑉 𝑤 = −𝑛𝑅 𝑇𝑙𝑛𝑉𝑓

𝑉𝑖 𝑞 = 𝑚𝑐∆𝑇 𝑞 = 𝐶∆𝑇 ∆𝑈 = 𝑞 + 𝑤 ∆𝐻 = ∆𝑈 + 𝑝∆𝑉

𝐶𝑉 =∆𝑈

∆𝑇 𝐶𝑝 =

∆𝐻

∆𝑇 ∆𝑈 = ∫ 𝐶𝑉𝑑𝑇

𝑇𝑓

𝑇𝑖

∆𝐻 = ∫ 𝐶𝑝𝑑𝑇𝑇𝑓

𝑇𝑖

𝐶 = 𝑎 + 𝑏𝑇 +𝑐

𝑇2 𝐶𝑝 = 𝐶𝑉 + 𝑛𝑅

∆𝐻𝑇2

𝑜 = ∆𝐻𝑇1

𝑜 + (𝑇2 − 𝑇1)∆𝐶𝑝 ∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜° = ∑ 𝜈𝑖∆𝐻𝑓,𝑖

° ∆𝐶𝑝 = ∑ 𝜈𝑖𝐶𝑝,𝑚,𝑖 ∆𝐻 = ∆𝑈 + ∆𝑛𝑔á𝑠𝑅𝑇

∆𝑆𝑚𝑖𝑠 = −𝑅 ∑ 𝑛𝑖 ln 𝑋𝑖 ∆𝑆 = 𝑛𝐶𝑝,𝑚𝑙𝑛𝑇𝑓

𝑇𝑖 ∆𝑆 = 𝑛𝑅𝑙𝑛

𝑉𝑓

𝑉𝑖 ∆𝑆𝑓𝑢𝑠ã𝑜 =

∆𝐻𝑓𝑢𝑠ã𝑜

𝑇𝑓𝑢𝑠ã𝑜

∆𝑆𝑣𝑎𝑝 =∆𝐻𝑣𝑎𝑝

𝑇𝑣𝑎𝑝 ∆𝑆 =

𝑞𝑟𝑒𝑣

𝑇 ∆𝑆 = 𝑛𝐶𝑉,𝑚𝑙𝑛

𝑇𝑓

𝑇𝑖 ∆𝑆𝑠𝑖𝑠

° = ∑ 𝜈𝑖𝑆𝑖𝑜 ∆𝑆𝑣𝑖𝑧 = −

∆𝐻𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎

𝑇

∆𝑆 = ∫𝐶𝑑𝑇

𝑇

𝑇𝑓

𝑇𝑖

∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 ∆𝐺 = −𝑇∆𝑆𝑡𝑜𝑡 ∆𝐴 = ∆𝑈 − 𝑇∆𝑆

∆𝑆𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = ∆𝑆𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 + ∆𝑆𝑣𝑖𝑧𝑖𝑛ℎ𝑎𝑛ç𝑎 ∆𝐺𝑟𝑒𝑎çã𝑜° = ∑ 𝜈𝑖∆𝐺𝑓,𝑖

𝑜 𝑙𝑛𝑝2

𝑝1=

∆𝐻𝑣𝑎𝑝𝑜

𝑅(

1

𝑇1−

1

𝑇2)

𝜇𝑖 = (𝜕𝐺

𝜕𝑛𝑖)

𝑇,𝑝,𝑛𝑗(𝑗≠𝑖)

𝜉 =𝑛𝑖 − 𝑛𝑖,0

𝜈𝑖 𝛥𝐺𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = (

𝜕𝐺

𝜕𝜉)

𝑝,𝑇

𝛥𝐺𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = ∑ 𝜈𝑖𝜇𝑖

𝑖

= 0

𝛥𝐺𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 𝛥𝐺𝑟𝑒𝑎çã𝑜𝜊 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑄 𝑄 = ∏ 𝑝𝑖

𝜈𝑖

𝑖

𝑙𝑛𝐾2

𝐾1=

∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜𝑜

𝑅(

1

𝑇1−

1

𝑇2)

𝑠 = 𝑘𝐻𝑝 𝑃1 = 𝑋1𝑃10 𝑃1 = (1 − 𝑋2)𝑃1

0 𝑋2 =∆𝑃

𝑃10 𝜇1 = 𝜇1

𝑜 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑝1

𝑝1𝑜

∆𝑇𝑒 = 𝑘𝑒𝐶𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖 ∆𝑇𝑐 = 𝑘𝑐𝐶𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖 𝜋 = 𝑖𝑅𝑇𝐶𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑎1 =𝑝1

𝑝1𝑜 = 𝑋1 ∆𝐺° = −𝑛𝐹𝐸°

𝐸 = 𝐸° −𝑅𝑇

𝑛𝐹𝑙𝑛𝑄 𝐸° =

𝑅𝑇

𝑛𝐹𝑙𝑛𝐾 𝑄 = 𝑖 ∙ 𝑡 𝐸°𝑐é𝑙𝑢𝑙𝑎 = 𝐸°𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜 + 𝐸°𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜

AS RASURAS NESSE FORMULÁRIO SERÃO DESCONTADAS NA NOTA DA PROVA!!!

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APPENDIX 2 ExperimentalData

A11

2A THERMODYNAMIC DATA AT 25°CInorganic Substances

Enthalpy Free energy Molar heatMolar mass, of formation, of formation, capacity, Molar entropy,*

Substance M (g�mol�1) �Hf° (kJ�mol�1) �Gf° (kJ�mol�1) CP,m (J�K�1�mol�1) Sm° (J�K�1�mol�1)

AluminumAl(s) 26.98 0 0 24.35 28.33Al3�(aq) 26.98 �524.7 �481.2 — �321.7Al2O3(s) 101.96 �1675.7 �1582.35 79.04 50.92Al(OH)3(s) 78.00 �1276 — — —AlCl3(s) 133.33 �704.2 �628.8 91.84 110.67

AntimonySb(s) 121.76 0 0 25.23 45.69SbH3(g) 124.78 �145.11 �147.75 41.05 232.78SbCl3(g) 228.11 �313.8 �301.2 76.69 337.80SbCl5(g) 299.01 �394.34 �334.29 121.13 401.94

ArsenicAs(s), gray 74.92 0 0 24.64 35.1As2S3(s) 246.05 �169.0 �168.6 116.3 163.6AsO4

3�(aq) 138.92 �888.14 �648.41 — �162.8

BariumBa(s) 137.33 0 0 28.07 62.8Ba2�(aq) 137.33 �537.64 �560.77 — �9.6BaO(s) 153.33 �553.5 �525.1 47.78 70.42BaCO3(s) 197.34 �1216.3 �1137.6 85.35 112.1BaCO3(aq) 197.34 �1214.78 �1088.59 — �47.3

BoronB(s) 10.81 0 0 11.09 5.86B2O3(s) 69.62 �1272.8 �1193.7 62.93 53.97BF3(g) 67.81 �1137.0 �1120.3 50.46 254.12

BromineBr2(l) 159.80 0 0 75.69 152.23Br2(g) 159.80 �30.91 �3.11 36.02 245.46Br(g) 79.90 �111.88 �82.40 20.79 175.02Br�(aq) 79.90 �121.55 �103.96 — �82.4HBr(g) 80.91 �36.40 �53.45 29.14 198.70

CalciumCa(s) 40.08 0 0 25.31 41.42Ca(g) 40.08 �178.2 �144.3 20.79 154.88Ca2�(aq) 40.08 �542.83 �553.58 — �53.1

(continued)

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A12 APPENDIX 2

CaO(s) 56.08 �635.09 �604.03 42.80 39.75Ca(OH)2(s) 74.10 �986.09 �898.49 87.49 83.39Ca(OH)2(aq) 74.10 �1002.82 �868.07 — �74.5CaCO3(s), calcite 100.09 �1206.9 �1128.8 81.88 92.9CaCO3(s), aragonite 100.09 �1207.1 �1127.8 81.25 88.7CaCO3(aq) 100.09 �1219.97 �1081.39 — �110.0CaF2(s) 78.08 �1219.6 �1167.3 67.03 68.87CaF2(aq) 78.08 �1208.09 �1111.15 — �80.8CaCl2(s) 110.98 �795.8 �748.1 72.59 104.6CaCl2(aq) 110.98 �877.1 �816.0 — 59.8CaBr2(s) 199.88 �682.8 �663.6 72.59 130CaC2(s) 64.10 �59.8 �64.9 62.72 69.96CaSO4(s) 136.14 �1434.11 �1321.79 99.66 106.7CaSO4(aq) 136.14 �1452.10 �1298.10 — �33.1

Carbon (for organic compounds, see the next table)C(s), graphite 12.01 0 0 8.53 5.740C(s), diamond 12.01 �1.895 �2.900 6.11 2.377C(g) 12.01 �716.68 �671.26 20.84 158.10CO(g) 28.01 �110.53 �137.17 29.14 197.67CO2(g) 44.01 �393.51 �394.36 37.11 213.74CO3

2�(aq) 60.01 �677.14 �527.81 — �56.9CCl4(l) 153.81 �135.44 �65.21 131.75 216.40CS2(l) 76.15 �89.70 �65.27 75.7 151.34HCN(g) 27.03 �135.1 �124.7 35.86 201.78HCN(l) 27.03 �108.87 �124.97 70.63 112.84HCN(aq) 27.03 �107.1 �119.7 — 124.7

CeriumCe(s) 140.12 0 0 26.94 72.0Ce3�(aq) 140.12 �696.2 �672.0 — �205Ce4�(aq) 140.12 �537.2 �503.8 — �301

ChlorineCl2(g) 70.90 0 0 33.91 223.07Cl(g) 35.45 121.68 105.68 21.84 165.20Cl�(aq) 35.45 �167.16 �131.23 — �56.5HCl(g) 36.46 �92.31 �95.30 29.12 186.91HCl(aq) 36.46 �167.16 �131.23 — 56.5

CopperCu(s) 63.55 0 0 24.44 33.15Cu�(aq) 63.55 �71.67 �49.98 — �40.6Cu2�(aq) 63.55 �64.77 �65.49 — �99.6Cu2O(s) 143.10 �168.6 �146.0 63.64 93.14CuO(s) 79.55 �157.3 �129.7 42.30 42.63CuSO4(s) 159.61 �771.36 �661.8 100.0 109CuSO4�5H2O(s) 249.69 �2279.7 �1879.7 280 300.4

Inorganic Substances (continued)

Enthalpy Free energy Molar heatMolar mass, of formation, of formation, capacity, Molar entropy,*

Substance M (g�mol�1) �Hf° (kJ�mol�1) �Gf° (kJ�mol�1) CP,m (J�K�1�mol�1) Sm° (J�K�1�mol�1)

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EXPERIMENTAL DATA A13

DeuteriumD2(g) 4.028 0 0 29.20 144.96D2O(g) 20.028 �249.20 �234.54 34.27 198.34D2O(l) 20.028 �294.60 �243.44 34.27 75.94

FluorineF2(g) 38.00 0 0 31.30 202.78F�(aq) 19.00 �332.63 �278.79 — �13.8HF(g) 20.01 �271.1 �273.2 29.13 173.78HF(aq) 20.01 �330.08 �296.82 — 88.7

Hydrogen (see also Deuterium)H2(g) 2.0158 0 0 28.82 130.68H(g) 1.0079 �217.97 �203.25 20.78 114.71H�(aq) 1.0079 0 0 0 0H2O(l) 18.02 �285.83 �237.13 75.29 69.91H2O(g) 18.02 �241.82 �228.57 33.58 188.83H2O2(l) 34.02 �187.78 �120.35 89.1 109.6H2O2(aq) 34.02 �191.17 �134.03 — 143.9H3O

�(aq) 19.02 �285.83 �237.13 75.29 �69.91

IodineI2(s) 253.80 0 0 54.44 116.14I2(g) 253.80 �62.44 �19.33 36.90 260.69I�(aq) 126.90 �55.19 �51.57 — �111.3HI(g) 127.91 �26.48 �1.70 29.16 206.59

IronFe(s) 55.84 0 0 25.10 27.28Fe2�(aq) 55.84 �89.1 �78.90 — �137.7Fe3�(aq) 55.84 �48.5 �4.7 — �315.9Fe3O4(s), magnetite 231.52 �1118.4 �1015.4 143.43 146.4Fe2O3(s), hematite 159.68 �824.2 �742.2 103.85 87.40FeS(s, �) 87.90 �100.0 �100.4 50.54 60.29FeS(aq) 87.90 — �6.9 — —FeS2(s) 119.96 �178.2 �166.9 62.17 52.93

LeadPb(s) 207.2 0 0 26.44 64.81Pb2�(aq) 207.2 �1.7 �14.43 — �10.5PbO2(s) 239.2 �277.4 �217.33 64.64 68.6PbSO4(s) 303.3 �919.94 �813.14 103.21 148.57PbBr2(s) 367.0 �278.7 �261.92 80.12 161.5PbBr2(aq) 367.0 �244.8 �232.34 — 175.3

MagnesiumMg(s) 24.31 0 0 24.89 32.68Mg(g) 24.31 �147.70 �113.10 20.79 148.65

Enthalpy Free energy Molar heatMolar mass, of formation, of formation, capacity, Molar entropy,*

Substance M (g�mol�1) �Hf° (kJ�mol�1) �Gf° (kJ�mol�1) CP,m (J�K�1�mol�1) Sm° (J�K�1�mol�1)

(continued)

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A14 APPENDIX 2

Mg2�(aq) 24.31 �466.85 �454.8 — �138.1MgO(s) 40.31 �601.70 �569.43 37.15 26.94MgCO3(s) 84.32 �1095.8 �1012.1 75.52 65.7MgBr2(s) 184.11 �524.3 �503.8 — 117.2

MercuryHg(l) 200.59 0 0 27.98 76.02Hg(g) 200.59 �61.32 �31.82 20.79 174.96HgO(s) 216.59 �90.83 �58.54 44.06 70.29Hg2Cl2(s) 472.08 �265.22 �210.75 102 192.5

NitrogenN2(g) 28.02 0 0 29.12 191.61NO(g) 30.01 �90.25 �86.55 29.84 210.76N2O(g) 44.02 �82.05 �104.20 38.45 219.85NO2(g) 46.01 �33.18 �51.31 37.20 240.06N2O4(g) 92.02 �9.16 �97.89 77.28 304.29HNO3(l) 63.02 �174.10 �80.71 109.87 155.60HNO3(aq) 63.02 �207.36 �111.25 — 146.4NO3

�(aq) 62.02 �205.0 �108.74 — �146.4NH3(g) 17.03 �46.11 �16.45 35.06 192.45NH3(aq) 17.03 �80.29 �26.50 — 111.3NH4

�(aq) 18.04 �132.51 �79.31 — �113.4NH2OH(s) 33.03 �114.2 — — —HN3(g) 43.04 �294.1 �328.1 98.87 238.97N2H4(l) 32.05 �50.63 �149.34 139.3 121.21NH4NO3(s) 80.05 �365.56 �183.87 84.1 151.08NH4Cl(s) 53.49 �314.43 �202.87 — 94.6NH4ClO4(s) 117.49 �295.31 �88.75 — 186.2

OxygenO2(g) 32.00 0 0 29.36 205.14O3(g) 48.00 �142.7 �163.2 39.29 238.93OH�(aq) 17.01 �229.99 �157.24 — �10.75

PhosphorusP(s), white 30.97 0 0 23.84 41.09P4(g) 123.88 �58.91 �24.44 67.15 279.98PH3(g) 33.99 �5.4 �13.4 37.11 210.23P4O10(s) 283.88 �2984.0 �2697.0 — 228.86H3PO3(aq) 81.99 �964.8 — — —H3PO4(l) 97.99 �1266.9 — — —H3PO4(aq) 97.99 �1288.34 �1142.54 — 158.2PCl3(l) 137.32 �319.7 �272.3 — 217.18PCl3(g) 137.32 �287.0 �267.8 71.84 311.78PCl5(g) 208.22 �374.9 �305.0 112.8 364.6PCl5(s) 208.22 �443.5 — — —

Inorganic Substances (continued)

Enthalpy Free energy Molar heatMolar mass, of formation, of formation, capacity, Molar entropy,*

Substance M (g�mol�1) �Hf° (kJ�mol�1) �Gf° (kJ�mol�1) CP,m (J�K�1�mol�1) Sm° (J�K�1�mol�1)

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EXPERIMENTAL DATA A15

PotassiumK(s) 39.10 0 0 29.58 64.18K(g) 39.10 �89.24 �60.59 20.79 160.34K�(aq) 39.10 �252.38 �283.27 — �102.5KOH(s) 56.11 �424.76 �379.08 64.9 78.9KOH(aq) 56.11 �482.37 �440.50 — 91.6KF(s) 58.10 �567.27 �537.75 49.04 66.57KCl(s) 74.55 �436.75 �409.14 51.30 82.59KBr(s) 119.00 �393.80 �380.66 52.30 95.90KI(s) 166.00 �327.90 �324.89 52.93 106.32KClO3(s) 122.55 �397.73 �296.25 100.25 143.1KClO4(s) 138.55 �432.75 �303.09 112.38 151.0K2S(s) 110.26 �380.7 �364.0 — 105K2S(aq) 110.26 �471.5 �480.7 — 190.4

SiliconSi(s) 28.09 0 0 20.00 18.83SiO2(s, �) 60.09 �910.94 �856.64 44.43 41.84

SilverAg(s) 107.87 0 0 25.35 42.55Ag�(aq) 107.87 �105.58 �77.11 — �72.68Ag2O(s) 231.74 �31.05 �11.20 65.86 121.3AgBr(s) 187.77 �100.37 �96.90 52.38 107.1AgBr(aq) 187.77 �15.98 �26.86 — 155.2AgCl(s) 143.32 �127.07 �109.79 50.79 96.2AgCl(aq) 143.32 �61.58 �54.12 — 129.3AgI(s) 234.77 �61.84 �66.19 56.82 115.5AgI(aq) 234.77 �50.38 �25.52 — 184.1AgNO3(s) 169.88 �124.39 �33.41 93.05 140.92

SodiumNa(s) 22.99 0 0 28.24 51.21Na(g) 22.99 �107.32 �76.76 20.79 153.71Na�(aq) 22.99 �240.12 �261.91 — �59.0NaOH(s) 40.00 �425.61 �379.49 59.54 64.46NaOH(aq) 40.00 �470.11 �419.15 — 48.1NaCl(s) 58.44 �411.15 �384.14 50.50 72.13NaBr(s) 102.89 �361.06 �348.98 51.38 86.82NaI(s) 149.89 �287.78 �286.06 52.09 98.53

SulfurS(s), rhombic 32.06 0 0 22.64 31.80S(s), monoclinic 32.06 �0.33 �0.1 23.6 32.6S2�(aq) 32.06 �33.1 �85.8 — �14.6SO2(g) 64.06 �296.83 �300.19 39.87 248.22SO3(g) 80.06 �395.72 �371.06 50.67 256.76

Enthalpy Free energy Molar heatMolar mass, of formation, of formation, capacity, Molar entropy,*

Substance M (g�mol�1) �Hf° (kJ�mol�1) �Gf° (kJ�mol�1) CP,m (J�K�1�mol�1) Sm° (J�K�1�mol�1)

(continued)

Página 7 de 41

A16 APPENDIX 2

Organic Compounds

Enthalpy Enthalpy Free Molarof of energy of heat Molar

Molar combustion, formation, formation, capacity, entropy,mass, �Hc° �Hf° �Gf° CP,m S°

Substance M (g�mol�1) (kJ�mol�1) (kJ�mol�1) (kJ�mol�1) (J�K�1�mol�1) (J�K�1�mol�1)

HydrocarbonsCH4(g), methane 16.04 �890 �74.81 �50.72 35.31 186.26C2H2(g), ethyne

(acetylene) 26.04 �1300 �226.73 �209.20 43.93 200.94C2H4(g), ethene

(ethylene) 28.05 �1411 �52.26 �68.15 43.56 219.56C2H6(g), ethane 30.07 �1560 �84.68 �32.82 52.63 229.60C3H6(g), propene

(propylene) 42.08 �2058 �20.42 �62.78 63.89 266.6C3H6(g), cyclopropane 42.08 �2091 �53.30 �104.45 55.94 237.4C3H8(g), propane 44.09 �2220 �103.85 �23.49 73.5 270.2C4H10(g), butane 58.12 �2878 �126.15 �17.03 97.45 310.1

H2SO4(l) 98.08 �813.99 �690.00 138.9 156.90SO4

2�(aq) 96.06 �909.27 �744.53 — �20.1HSO4

�(aq) 97.07 �887.34 �755.91 — �131.8H2S(g) 34.08 �20.63 �33.56 34.23 205.79H2S(aq) 34.08 �39.7 �27.83 — 121SF6(g) 146.06 �1209 �1105.3 97.28 291.82

TinSn(s), white 118.71 0 0 26.99 51.55Sn(s), gray 118.71 �2.09 �0.13 25.77 44.14SnO(s) 134.71 �285.8 �256.9 44.31 56.5SnO2(s) 150.71 �580.7 �519.6 52.59 52.3

ZincZn(s) 65.41 0 0 25.40 41.63Zn2�(aq) 65.41 �153.89 �147.06 — �112.1ZnO(s) 81.41 �348.28 �318.30 40.25 43.64

*The entropies of individual ions in solution are determined by setting the entropy of H� in waterequal to 0 and then defining the entropies of all other ions relative to this value; hence a negativeentropy is one that is lower than the entropy of H� in water. All absolute entropies are positive, andno sign need be given; all entropies of ions are relative to that of H� and are listed here with a sign(either � or �).

Inorganic Substances (continued)

Enthalpy Free energy Molar heatMolar mass, of formation, of formation, capacity, Molar entropy,*

Substance M (g�mol�1) �Hf° (kJ�mol�1) �Gf° (kJ�mol�1) CP,m (J�K�1�mol�1) Sm° (J�K�1�mol�1)

Página 8 de 41

EXPERIMENTAL DATA A17

Organic Compounds (continued)

Enthalpy Enthalpy Free Molarof of energy of heat Molar

Molar combustion, formation, formation, capacity, entropy,mass, �Hc° �Hf° �Gf° CP,m S°

Substance M (g�mol�1) (kJ�mol�1) (kJ�mol�1) (kJ�mol�1) (J�K�1�mol�1) (J�K�1�mol�1)

C5H12(g), pentane 72.14 �3537 �146.44 �8.20 120.2 349C6H6(l), benzene 78.11 �3268 �49.0 �124.3 136.1 173.3C6H6(g) 78.11 �3302 �82.9 �129.72 81.67 269.31C7H8(l), toluene 92.13 �3910 �12.0 �113.8 — 221.0C7H8(g) 92.13 �3953 �50.0 �122.0 103.6 320.7C6H12(l), cyclohexane 84.15 �3920 �156.4 �26.7 156.5 204.4C6H12(g) 84.15 �3953 — — — —C8H18(l), octane 114.22 �5471 �249.9 �6.4 — 358

Alcohols and phenolsCH3OH(l), methanol 32.04 �726 �238.86 �166.27 81.6 126.8CH3OH(g) 32.04 �764 �200.66 �161.96 43.89 239.81C2H5OH(l), ethanol 46.07 �1368 �277.69 �174.78 111.46 160.7C2H5OH(g) 46.07 �1409 �235.10 �168.49 65.44 282.70C6H5OH(s), phenol 94.11 �3054 �164.6 �50.42 — 144.0

Carboxylic acidsHCOOH(l),

formic acid 46.02 �255 �424.72 �361.35 99.04 128.95CH3COOH(l),

acetic acid 60.05 �875 �484.5 �389.9 124.3 159.8CH3COOH(aq) 60.05 — �485.76 �396.46 — 86.6(COOH)2(s),

oxalic acid 90.04 �254 �827.2 �697.9 117 120C6H5COOH(s),

benzoic acid 122.12 �3227 �385.1 �245.3 146.8 167.6

Aldehydes and ketonesHCHO(g), methanal

(formaldehyde) 30.03 �571 �108.57 �102.53 35.40 218.77CH3CHO(l), ethanal

(acetaldehyde) 44.05 �1166 �192.30 �128.12 — 160.2CH3CHO(g) 44.05 �1192 �166.19 �128.86 57.3 250.3CH3COCH3(l),

propanone (acetone) 58.08 �1790 �248.1 �155.4 124.7 200

SugarsC6H12O6(s), glucose 180.15 �2808 �1268 �910 — 212C6H12O6(aq) 180.15 — — �917 — —C6H12O6(s), fructose 180.15 �2810 �1266 — — —C12H22O11(s), sucrose 342.29 �5645 �2222 �1545 — 360

Nitrogen compoundsCO(NH2)2(s), urea 60.06 �632 �333.51 �197.33 93.14 104.60C6H5NH2(l), aniline 93.13 �3393 �31.6 �149.1 — 191.3NH2CH2COOH(s),

glycine 75.07 �969 �532.9 �373.4 99.2 103.51CH3NH2(g),

methylamine 31.06 �1085 �22.97 �32.16 53.1 243.41

Página 9 de 41

A18 APPENDIX 2

2B STANDARD POTENTIALS AT 25°CPotentials in Electrochemical Order

Reduction half-reaction E° (V) Reduction half-reaction E° (V)

Strongly oxidizing NO3� � H2O � 2 e� ∫B NO2

� � 2 OH� �0.01H4XeO6 � 2 H� � 2 e� ∫B XeO3 � 3 H2O �3.0 Ti4� � e� ∫B Ti3� 0.00F2 � 2 e� ∫B 2 F� �2.87 2 H� � 2 e� ∫B H2 0, by definitionO3 � 2 H� � 2 e� ∫B O2 � H2O �2.07 Fe3� � 3 e� ∫B Fe �0.04S2O8

2� � 2 e� ∫B 2 SO42� �2.05 O2 � H2O � 2 e� ∫B HO2

� � OH� �0.08Ag2� � e� ∫B Ag� �1.98 Pb2� � 2 e� ∫B Pb �0.13Co3� � e� ∫B Co2� �1.81 In� � e� ∫B In �0.14H2O2 � 2 H� � 2 e� ∫B 2 H2O �1.78 Sn2� � 2 e� ∫B Sn �0.14Au� � e� ∫B Au �1.69 AgI � e� ∫B Ag � I� �0.15Pb4� � 2 e� ∫B Pb2� �1.67 Ni2� � 2 e� ∫B Ni �0.232 HClO � 2 H� � 2 e� ∫B Cl2 � 2 H2O �1.63 V3� � e� ∫B V2� �0.26Ce4� � e� ∫B Ce3� �1.61 Co2� � 2 e� ∫B Co �0.282 HBrO � 2 H� � 2 e� ∫B Br2 � 2 H2O �1.60 In3� � 3 e� ∫B In �0.34MnO4

� � 8 H� � 5 e� ∫B Mn2� � 4 H2O �1.51 Tl� � e� ∫B Tl �0.34Mn3� � e� ∫B Mn2� �1.51 PbSO4 � 2 e� ∫B Pb � SO4

2� �0.36Au3� � 3 e� ∫B Au �1.40 Ti3� � e� ∫B Ti2� �0.37Cl2 � 2 e� ∫B 2 Cl� �1.36 In2� � e� ∫B In� �0.40Cr2O7

2� � 14 H� � 6 e� ∫B 2 Cr3� � 7 H2O �1.33 Cd2� � 2 e� ∫B Cd �0.40O3 � H2O � 2 e� ∫B O2 � 2 OH� �1.24 Cr3� � e� ∫B Cr2� �0.41O2 � 4 H� � 4 e� ∫B 2 H2O �1.23 Fe2� � 2 e� ∫B Fe �0.44MnO2 � 4 H� � 2 e� ∫B Mn2� � 2 H2O �1.23 In3� � 2 e� ∫B In� �0.44ClO4

� � 2 H� � 2 e� ∫B ClO3� � H2O �1.23 S � 2 e� ∫B S2� �0.48

Pt2� � 2 e� ∫B Pt �1.20 In3� � e� ∫B In2� �0.49Br2 � 2 e� ∫B 2 Br� �1.09 Ga� � e� ∫B Ga �0.53Pu4� � e� ∫B Pu3� �0.97 O2 � e� ∫B O2

� �0.56NO3

� � 4 H� � 3 e� ∫B NO � 2 H2O �0.96 U4� � e� ∫B U3� �0.612 Hg2� � 2 e� ∫B Hg2

2� �0.92 Se � 2 e� ∫B Se2� �0.67ClO� � H2O � 2 e� ∫B Cl� � 2 OH� �0.89 Cr3� � 3 e� ∫B Cr �0.74Hg2� � 2 e� ∫B Hg �0.85 Zn2� � 2 e� ∫B Zn �0.76NO3

� � 2 H� � e� ∫B NO2 � H2O �0.80 Cd(OH)2 � 2 e� ∫B Cd � 2 OH� �0.81Ag� � e� ∫B Ag �0.80 2 H2O � 2 e� ∫B H2 � 2 OH� �0.83Hg2

2� � 2 e� ∫B 2 Hg �0.79 Te � 2 e� ∫B Te2� �0.84AgF � e� ∫B Ag � F� �0.78 Cr2� � 2 e� ∫B Cr �0.91Fe3� � e� ∫B Fe2� �0.77 Mn2� � 2 e� ∫B Mn �1.18BrO� � H2O � 2 e� ∫B Br� � 2 OH� �0.76 V2� � 2 e� ∫B V �1.19MnO4

2� � 2 H2O � 2 e� ∫B MnO2 � 4 OH� �0.60 Ti2� � 2 e� ∫B Ti �1.63MnO4

� � e� ∫B MnO42� �0.56 Al3� � 3 e� ∫B Al �1.66

I2 � 2 e� ∫B 2 I� �0.54 U3� � 3 e� ∫B U �1.79I3

� � 2 e� ∫B 3 I� �0.53 Be2� � 2 e� ∫B Be �1.85Cu� � e� ∫B Cu �0.52 Mg2� � 2 e� ∫B Mg �2.36Ni(OH)3 � e� ∫B Ni(OH)2 � OH� �0.49 Ce3� � 3 e� ∫B Ce �2.48O2 � 2 H2O � 4 e� ∫B 4 OH� �0.40 La3� � 3 e� ∫B La �2.52ClO4

� � H2O � 2 e� ∫B ClO3� � 2 OH� �0.36 Na� � e� ∫B Na �2.71

Cu2� � 2 e� ∫B Cu �0.34 Ca2� � 2 e� ∫B Ca �2.87Hg2Cl2 � 2 e� ∫B 2 Hg � 2 Cl� �0.27 Sr2� � 2 e� ∫B Sr �2.89AgCl � e� ∫B Ag � Cl� �0.22 Ba2� � 2 e� ∫B Ba �2.91Bi3� � 3 e� ∫B Bi �0.20 Ra2� � 2 e� ∫B Ra �2.92SO4

2� � 4 H� � 2 e� ∫B H2SO3 � H2O �0.17 Cs� � e� ∫B Cs �2.92Cu2� � e� ∫B Cu� �0.15 Rb� � e� ∫B Rb �2.93Sn4� � 2e� ∫B Sn2� �0.15 K� � e� ∫B K �2.93AgBr � e� ∫B Ag � Br� �0.07 Li� � e� ∫B Li �3.05

Strongly reducing

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EXPERIMENTAL DATA A19

Potentials in Alphabetical Order

Reduction half-reaction E° (V) Reduction half-reaction E° (V)

Ag� � e� ∫B Ag �0.80 In2� � e� ∫B In� �0.40Ag2� � e� ∫B Ag� �1.98 In3� � e� ∫B In2� �0.49AgBr � e� ∫B Ag � Br� �0.07 In3� � 2 e� ∫B In� �0.44AgCl � e� ∫B Ag � Cl� �0.22 In3� � 3 e� ∫B In �0.34AgF � e� ∫B Ag � F� �0.78 K� � e� ∫B K �2.93AgI � e� ∫B Ag � I� �0.15 La3� � 3 e� ∫B La �2.52Al3� � 3 e� ∫B Al �1.66 Li� � e� ∫B Li �3.05Au� � e� ∫B Au �1.69 Mg2� � 2 e� ∫B Mg �2.36Au3� � 3 e� ∫B Au �1.40 Mn2� � 2 e� ∫B Mn �1.18Ba2� � 2 e� ∫B Ba �2.91 Mn3� � e� ∫B Mn2� �1.51Be2� � 2 e� ∫B Be �1.85 MnO2 � 4 H� � 2 e� ∫B Mn2� � 2 H2O �1.23Bi3� � 3 e� ∫B Bi �0.20 MnO4

� � e� ∫B MnO42� �0.56

Br2 � 2 e� ∫B 2 Br� �1.09 MnO4� � 8 H� � 5 e� ∫B Mn2� � 4 H2O �1.51

BrO� � H2O � 2 e� ∫B Br� � 2 OH� �0.76 MnO42� � 2 H2O � 2 e� ∫B MnO2 � 4 OH� �0.60

Ca2� � 2 e� ∫B Ca �2.87 NO3� � 2 H� � e� ∫B NO2 � H2O �0.80

Cd2� � 2 e� ∫B Cd �0.40 NO3� � 4 H� � 3 e� ∫B NO � 2 H2O �0.96

Cd(OH)2 � 2 e� ∫B Cd � 2 OH� �0.81 NO3� � H2O � 2 e� ∫B NO2

� � 2 OH� �0.01Ce3� � 3 e� ∫B Ce �2.48 Na� � e� ∫B Na �2.71Ce4� � e� ∫B Ce3� �1.61 Ni2� � 2 e� ∫B Ni �0.23Cl2 � 2 e� ∫B 2 Cl� �1.36 Ni(OH)3 � e� ∫B Ni(OH)2 � OH� �0.49ClO� � H2O � 2 e� ∫B Cl� � 2 OH� �0.89 O2 � e� ∫B O2

� �0.56ClO4

� � 2 H� � 2 e� ∫B ClO3� � H2O �1.23 O2 � 4 H� � 4 e� ∫B 2 H2O �1.23

ClO4� � H2O � 2 e� ∫B ClO3

� � 2 OH� �0.36 O2 � H2O � 2 e� ∫B HO2� � OH� �0.08

Co2� � 2 e� ∫B Co �0.28 O2 � 2 H2O � 4 e� ∫B 4 OH� �0.40Co3� � e� ∫B Co2� �1.81 O3 � 2 H� � 2 e� ∫B O2 � H2O �2.07Cr2� � 2 e� ∫B Cr �0.91 O3 � H2O � 2 e� ∫B O2 � 2 OH� �1.24Cr2O7

2� � 14 H� � 6 e� ∫B 2 Cr3� � 7 H2O �1.33 Pb2� � 2 e� ∫B Pb �0.13Cr3� � 3 e� ∫B Cr �0.74 Pb4� � 2 e� ∫B Pb2� �1.67Cr3� � e� ∫B Cr2� �0.41 PbSO4 � 2 e� ∫B Pb � SO4

2� �0.36Cs� � e� ∫B Cs �2.92 Pt2� � 2 e� ∫B Pt �1.20Cu� � e� ∫B Cu �0.52 Pu4� � e� ∫B Pu3� �0.97Cu2� � 2 e� ∫B Cu �0.34 Ra2� � 2 e� ∫B Ra �2.92Cu2� � e� ∫B Cu� �0.15 Rb� � e� ∫B Rb �2.93F2 � 2 e� ∫B 2 F� �2.87 S � 2 e� ∫B S2� �0.48Fe2� � 2 e� ∫B Fe �0.44 SO4

2� � 4 H� � 2 e� ∫B H2SO3 � H2O �0.17Fe3� � 3 e� ∫B Fe �0.04 S2O8

2� � 2 e� ∫B 2 SO42� �2.05

Fe3� � e� ∫B Fe2� �0.77 Se � 2 e� ∫B Se2� �0.67Ga� � e� ∫B Ga �0.53 Sn2� � 2 e� ∫B Sn �0.142 H� � 2 e� ∫B H2 0, by definition Sn4� � 2 e� ∫B Sn2� �0.152 HBrO � 2 H� � 2 e� ∫B Br2 � 2 H2O �1.60 Sr2� � 2 e� ∫B Sr �2.892 HClO � 2 H� � 2 e� ∫B Cl2 � 2 H2O �1.63 Te � 2 e� ∫B Te2� �0.842 H2O � 2 e� ∫B H2 � 2 OH� �0.83 Ti2� � 2 e� ∫B Ti �1.63H2O2 � 2 H� � 2 e� ∫B 2 H2O �1.78 Ti3� � e� ∫B Ti2� �0.37H4XeO6 � 2 H� � 2 e� ∫B XeO3 � 3 H2O �3.0 Ti4� � e� ∫B Ti3� 0.00Hg2

2� � 2 e� ∫B 2 Hg �0.79 Tl� � e� ∫B Tl �0.34Hg2� � 2 e� ∫B Hg �0.85 U3� � 3 e� ∫B U �1.792 Hg2� � 2 e� ∫B Hg2

2� �0.92 U4� � e� ∫B U3� �0.61Hg2Cl2 � 2 e� ∫B 2 Hg � 2 Cl� �0.27 V2� � 2 e� ∫B V �1.19I2 � 2 e� ∫B 2 I� �0.54 V3� � e� ∫B V2� �0.26I3

� � 2 e� ∫B 3 I� �0.53 Zn2� � 2 e� ∫B Zn �0.76In� � e� ∫B In �0.14

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Gases – Lista de Exemplos

Exemplo 1: Calcule a pressão (atm) dentro de um tubo de imagem de televisão supondo que o

volume do tubo é 5,0 L, a temperatura é 23°C, e que nele contém 0,010 mg de gás nitrogênio.

Exemplo 2: Um tanque grande de armazenamento de gás natural contém 200 mol de CH4 sob 1,20

atm. Outros 100 mol de CH4 são bombeados para o tanque em temperatura constante. Qual é a

pressão final no tanque?

Exemplo 3: Um balão atmosférico está cheio de gás hélio em 20°C e 1,0 atm. O volume do balão é

250 L. Quando o balão sobe até uma camada de ar onde a temperatura é – 30°C, o volume se

expande até 800 L. Qual é a pressão da atmosfera nesse ponto?

Exemplo 4: O KO2 pode ser utilizado para capturar o CO2 em ambientes confinados de acordo com

a seguinte reação não balanceada:

KO2 + CO2 K2CO3 + O2

Calcule a massa de KO2 que reage com 50 L de dióxido de carbono em 25°C e 1 atm.

Exemplo 5: Determine o valor do coeficiente de expansão para um gás ideal.

Exemplo 6: Determine o valor da compressibilidade isotérmica para um gás ideal.

Exemplo 7: Determine a variação da pressão em relação à temperatura para um gás ideal, quando

todo o resto permanece constante. Calcule o valor numérico desta inclinação para um mol de gás

com um volume de 22,4 L. As unidades estão corretas?

Exemplo 8: O geraniol é um dos componentes orgânicos do óleo de rosas que é usado em

perfumes. A densidade de seu vapor a 260°C e 103 Torr é de 0,480 g/L. Calcule a massa molar do

geraniol.

Exemplo 9: Uma amostra de ar seco de 1,0 g é composta de 0,76 g de nitrogênio (N2) e 0,24 g de

oxigênio (O2). Calcule a pressão parcial de cada gás sabendo que a pressão total é de 0,87 atm.

Exemplo 10: Usando a equação de van der Waals determine:

𝑎) (𝜕𝑝

𝜕𝑇)

𝑉,𝑛 𝑏) (

𝜕𝑝

𝜕𝑉)

𝑇,𝑛

Exemplo 11: As isotermas de van der Waals tem um ponto de inflexão no ponto crítico. Sabendo

que no ponto de inflexão a primeira e a segunda derivadas são iguais a zero, determine as

constantes críticas e Zc para um gás de van der Waals.

Dicas:

1) Determine 𝑑𝑝

𝑑�̅� e

𝑑2𝑝

𝑑�̅�2.

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2) Iguale o resultado das derivadas a zero e isole Vc e Tc.

3) Com a equação de van der Waals determine pc.

4) Substitua os valores na definição de Z.

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Exercícios 01 - Gases

1) Imaginemos que o peso de Isaac Newton fosse de 65 kg. Calcule a pressão que ele exerceria

sobre o solo (a) com os pés calçados de botas com a área das solas de 250 cm2, ou (b) calçando

patins de gelo com área de contato de 2,0 cm2.

2) Num certo processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500 K num vaso de volume constante.

Se o gás entra no vaso a 100 atm e 300 K, qual a sua pressão na temperatura de trabalho, se o seu

comportamento for o de gás perfeito?

3) Uma amostra de ar ocupa 1,0, L a 25°C e 1,00 atm. Que pressão é necessária para comprimi-la a

100 cm3, nessa temperatura?

4) Um gás perfeito sofre uma compressão isotérmica que reduz de 2,20 L o seu volume. A pressão

final do gás é 3,78 x 103 torr e o volume final é 4,65 L. Calcule a pressão inicial em (a) torr e (b) atm.

5) A que temperatura deve ser resfriada, a partir de 25°C, uma amostra de 1,0 L de um gás

perfeito a fim de que seu volume fique reduzido a 100 cm3?

6) Uma amostra de 225 mg de neônio ocupa 3,00 L a 122 K. Use a lei do gás perfeito para calcular

a pressão do gás.

7) Uma amostra de gás que está no cilindro de uma máquina ocupa o volume de 80 cm3 sob 1,0

atm. Ela sofre compressão isotérmica até 3,20 atm sob o efeito de um pistão. Qual é o volume

final da amostra?

8) A 500°C e 699 torr, a densidade do vapor de enxofre é 3,71 g/L. Qual a fórmula molecular do

enxofre nessas condições?

9) Um balão meteorológico tem o raio de 1,0 m no nível do mar e a 20°C, e o raio de 3,0 m na

altitude máxima de ascensão, na temperatura de – 20°C. Qual a pressão no interior do balão nesta

altitude máxima?

10) Qual a densidade do N2 a 27°C e 1000 kPa em unidades SI?

11) A densidade de um certo composto gasoso é 1,23 g.L-1, a 330 K e 150 torr. Qual a massa molar

do composto?

12) Um recipiente de volume de 10,0 L contém 1,00 mol de N2 e 3,00 mol de H2, a 298 K. Qual a

pressão total, em atmosferas, se cada componente e a mistura comportarem-se como um gás

perfeito?

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13) A porcentagem em massa do ar seco, ao nível do mar, é aproximadamente 75,5% de N2, 23,3%

de O2 e 1,3% de Ar. Qual é a pressão parcial de cada componente quando a pressão total é igual a

1,00 atm?

14) Uma mistura gasosa é constituída por 320 mg de metano, 175 mg de argônio e 225 mg de

neônio. A pressão parcial do neônio, a 300 K, é 66,5 torr. Calcule (a) o volume da mistura e (b) a

pressão total da mistura.

15) Um vaso de 22,4 L tem inicialmente 2,0 mol de H2 e 1,0 mol de N2, a 273,5 K. Todo o H2 reage

com N2 suficiente para formar NH3. Calcule as pressões parciais e a pressão total da mistura final.

16) A pressão atmosférica da superfície de Vênus é de 90 bar, e esta atmosfera é composta em

mol de, aproximadamente, 96% de dióxido de carbono e 4% de vários outros gases. Sendo a

temperatura da superfície 730 K, qual é massa de dióxido de carbono presente por centímetro

cúbico na superfície.

17) Calcule a pressão exercida por 1,0 mol de etano (C2H6), comportando-se como um gás perfeito

e como um gás de van der Waals, quando está confinado nas seguintes condições: (a) a 273,15 K

em 22,414 L, (b) a 1000 K em 100 cm3.

18) Você foi solicitado para projetar um tanque de aço onde CO2 será estocado a 60°C. O tanque

tem 8 m3 e você precisa estocar 450 kg de CO2 nele. Qual a pressão que o CO2 irá exercer? (a) Use

a equação dos gases ideais e (b) use a equação de van der Waals.

19) Determine a variação da pressão em relação ao volume para um gás ideal, quando todo o

resto permanece constante. Calcule o valor numérico desta inclinação para um mol de gás com

um volume de 22,4 L, a uma temperatura de 273 K. As unidades estão corretas?

20) Determine as expressões de (a) até (e), aplicando a lei dos gases ideais.

(a) (𝜕𝑉

𝜕𝑝)

𝑇,𝑛

(b) (𝜕𝑉

𝜕𝑛)

𝑇,𝑝 (c) (

𝜕𝑇

𝜕𝑉)

𝑛,𝑝 (d) (

𝜕𝑝

𝜕𝑇)

𝑛,𝑉 (e) (

𝜕𝑝

𝜕𝑛)

𝑇,𝑉

21) Num processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500 K num vaso de volume constante igual

a 1,0 m3. O gás entra no vaso a 300 K e 100 atm. A massa do gás é 92,4 kg. Use a equação de van

der Waals para determinar a pressão aproximada do gás na temperatura de operação de 500 K.

Para o nitrogênio, a = 1,408 L2.atm.mol-2 e b = 0,0391 L.mol-1.

22) Um vulcão em miniatura pode ser feito no laboratório com dicromato de amônio. Quando

aceso, ele se decompõe violentamente, em uma exibição pirotécnica.

(NH4)2Cr2O7 (s) N2 (g) + 4 H2O (g) + Cr2O3 (s)

Se 0,95 g de dicromato de amônio forem usados, e se os gases dessa reação forem capturados em

um frasco de 15,0 L a 23°C, qual será a pressão total de gás no frasco? Quais serão as pressões

parciais de N2 e de H2O?

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23) O dióxido de carbono e a água produzem, através de uma série de etapas enzimáticas do

processo de fotossíntese, glicose e oxigênio, de acordo com a equação não balanceada

CO2 + H2O C6H12O6 + O2

Sabendo-se que a pressão parcial do dióxido de carbono na troposfera é 0,26 Torr e que a

temperatura é 25°C, calcule o volume de ar necessário para produzir 10 g de glicose.

24) Suponha que 200 mL de cloreto de hidrogênio, em 690 Torr e 20°C, foi dissolvido em 100 mL

de água. A solução foi titulada até o ponto estequiométrico com 15,7 mL de uma solução de

hidróxido de sódio. Qual é a concentração molar do hidróxido de sódio em solução?

25) Considere uma amostra de 20 L de ar úmido a 60°C sob uma pressão total de 1 atm, na qual a

pressão parcial de vapor de água é 0,12 atm. Assuma que a composição do ar seco em mol é 78%

N2, 21% O2 e 1% Ar. Quais são as percentagens molares de cada um dos gases na amostra?

26) A pressão total de uma mistura dos gases dióxido de enxofre e nitrogênio, em 25°C, em um

recipiente de 500 mL, é 1,09 atm. A mistura passa sobre óxido de cálcio em pó quente, que

remove o dióxido de enxofre pela reação CaO (s) + SO2 (g) CaSO3 (s), e é transferida para um

recipiente de 150 mL, no qual a pressão é 1,09 atm em 50°C. (a) Qual era a pressão parcial de SO2

na mistura inicial? (b) Qual era a massa de SO2 na mistura final?

27) Um gás a 250 K e 15 atm tem volume molar 12% menor do que o calculado pela lei dos gases

ideais. Calcule (a) o fator de compressibilidade e (b) o volume molar do gás. Que forças são

dominantes no gás, as atrativas ou as repulsivas?

28) Considere uma amostra de 1,0 mol de CO2 confinada a um volume de 3,0 L a 0,0°C. Calcule a

pressão do gás usando (a) a equação do gás ideal e (b) a equação de van der Waals. Considere

para o CO2 a = 3,59 L2 atm/mol2 e b = 0,0427 L/mol.

29) As constantes críticas do metano são 45,6 atm, 98,7 cm3 mol-1 e 190,6 K. Calcule os

parâmetros de van der Waals do gás.

Gabarito

1) (a) 26 kPa; (b) 3,2 MPa.

2) 167 atm.

3) 10 atm.

4) (a) 2,57 kTorr; (b) 3,38 atm.

5) 30 K.

6) 4,20 x 10-2 atm.

7) 25 cm3

8) S8.

9) 3,2 x 10-2 atm.

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10) 11,23 kg/m3.

11) 169 g/mol.

12) 9,78 atm.

13) N2: 0,780 atm; O2: 0,210 atm; Ar: 0,0096 atm.

14) (a) 3,14 L; (b) 212 torr.

15) N2: 0,33 atm; H2: 0; NH3: 1,33 atm; total: 1,66 atm.

16) 0,0626 g de CO2.

17) (a) gás ideal: 1,0 atm, van der Waals: 1,0 atm; (b) gás ideal: 820 atm, van der Waals: 1709 atm.

18) (a) 34,94 atm; (b) 32,34 atm.

19) [(𝜕𝑝

𝜕𝑉)

𝑇,𝑛= −

𝑛𝑅𝑇

𝑉2 ; − 0,0446 𝑎𝑡𝑚/𝐿].

20) (a) −𝑛𝑅𝑇

𝑝2 (b)

𝑅𝑇

𝑝 (c)

𝑝

𝑛𝑅 (d)

𝑛𝑅

𝑉 (e)

𝑅𝑇

𝑉

21) 140,49 atm.

22) p(total) = 0,031 atm; p(N2) = 0,0061 atm; p(H2O) = 0,024 atm.

23) 23838 L.

24) 0,481 mol/L.

25) 12,0% H2O; 68,6% N2; 18,5% O2 e 0,9% Ar.

26) (a) 0,787 atm; (b) 1,03 g.

27) (a) 0,88; (b) 1,2 L/mol.

28) (a) 7,473 atm; (b) 7,182 atm.

29) 32,9 cm3 mol-1; 1,33 dm6 atm mol-2.

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Introdução à Termodinâmica – Exemplos

Exemplo 1: Suponha que um gás sofre uma expansão de 500 mL contra uma pressão de 1,20 atm.

Qual foi o trabalho realizado na expansão? (Dica: 1 L.atm = 101,325 J)

Exemplo 2: Uma amostra de 4,50 g de metano (CH4) gasoso ocupa o volume de 12,7 L a 310 K. (a) Calcule o trabalho feito quando o gás se expande isotermicamente contra uma pressão constante de 200 torr (1 atm = 760 torr) até seu volume aumentar de 3,3 L. (b) Calcule o trabalho realizado se a mesma expansão fosse feita reversivelmente. Exemplo 3: Um pedaço de ferro de 88,5 g cuja temperatura é 78,8°C é colocado em um béquer que contém 244 g de água a 18,8°C. Quando o equilíbrio térmico é alcançado, qual é a temperatura final? (Suponha que nenhum calor seja perdido para aquecer o béquer e nenhum calor seja perdido para a vizinhança) Exemplo 4: Um sistema foi aquecido usando-se 300 J de calor, mas sua energia interna caiu 150 J. Calcule o trabalho. O sistema realizou trabalho ou foi o contrário?

Exemplo 5: Suponha que 1,0 mol de moléculas de um gás ideal, em 292 K e 3,0 atm, sofra uma

expansão de 8,0 L a 20,0 L e atinja a pressão final por dois caminhos diferentes. (a) O caminho A é

uma expansão isotérmica reversível. (b) O caminho B tem duas partes. Na etapa 1, o gás é esfriado

em volume constante até que a pressão atinja 1,20 atm. Na etapa 2, ele é aquecido e se expande

contra uma pressão constante igual a 1,20 atm até que o volume atinja 20,0 L e T = 292 K.

Determine o trabalho realizado, o calor transferido e a troca de energia interna para os dois

caminhos.

Exemplo 6: Suponha que você coloque 0,50 g de raspas de magnésio em calorímetro de pressão constante e adicione então 100,0 mL de HCℓ 1,0 mol/L. A temperatura da solução aumentou de 22,2°C para 44,8°C. Escreva a equação termoquímica e calcule a variação de entalpia e de energia interna para a reação? (Suponha que o calor específico da solução seja 4,20 J/g.K e a densidade da solução de HCℓ seja 1,0 g/mL)

Exemplo 7: Uma amostra de 1,0 mol de um gás ideal monoatômico, com 𝐶𝑉,𝑚 =3

2𝑅, inicialmente

a 1,0 atm e 300 K, é aquecida reversivelmente, até 400 K, a volume constante. Calcule a pressão

final, ΔU, ΔH, q e w.

Exemplo 8: O valor de Cp para uma amostra de 1,0 mol de gás ideal varia com a temperatura de

acordo com a expressão Cp(J/K) = 20,17 + 0,3665 T(K). Calcule q, w, ΔU e ΔH, quando a

temperatura é elevada de 25°C a 200°C (a) a pressão constante e (b) a volume constante.

Exemplo 9: Calcule a quantidade de calor envolvida em cada etapa e a quantidade total de calor

necessária para converter 500 g de gelo a – 50°C em vapor a 200°C. O calor de fusão da água é 333

J/g, e o calor de vaporização é 2256 J/g. Os calores específicos são 2,06 J/g.K para a água sólida,

4,184 J/g.K para a água líquida e 2,03 J/g.K para o vapor de água.

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Exemplo 10: Suponha que se queira saber a variação de entalpia para a formação do metano, CH4, a partir de carbono sólido e do gás hidrogênio:

C (s) + 2 H2 CH4 (g) ΔH = ? A variação de entalpia para essa reação não pode ser determinada no laboratório, pois a reação é muito lenta. Podemos, entretanto, medir variações de entalpia para a combustão do carbono e do metano.

Equação 1: C (s) + O2 (g) CO2 (g) ΔH1 = - 393,5 kJ Equação 2: H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (ℓ) ΔH2 = - 285,8 kJ

Equação 3: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (ℓ) ΔH3 = - 890,3 kJ Use essas energias para obter o ΔH para a formação do metano, a partir de substâncias simples.

Exemplo 11: A nitroglicerina é um explosivo poderoso que forma quatro gases diferentes quando detonada:

2 C3H5(NO3)3 (ℓ) 3 N2 (g) + ½ O2 (g) + 6 CO2 (g) + 5 H2O (g) Calcule a variação de entalpia quando 10,0g de nitroglicerina são detonados. As entalpias padrão de formação da nitroglicerina líquida é - 364 kJ/mol. Exemplo 12: Estime a variação de entalpia da reação entre o iodo-etano, na fase gás, e vapor de

água. Use os valores de entalpia de ligação tabelados: C – I, 238 kJ/mol; O – H, 463 kJ/mol; C – O,

360 kJ/mol; H – I, 299 kJ/mol.

CH

H

H

C

H

H

I +O

H H CH

H

H

C

H

H

O H + H I

Exemplo 13: A entalpia de reação padrão de N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) é – 92,22 kJ, em 298 K. A

síntese industrial ocorre em 450°C. Qual é a entalpia padrão da reação nessa temperatura?

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Lista de Exercícios 02 – Introdução à Termodinâmica

1) A partir das condições e das definições de sistema, determine se há trabalho realizado pelo

sistema, trabalho realizado sobre o sistema, ou se nenhum trabalho é realizado.

(a) Um balão expande enquanto um pequeno pedaço de gelo seco (CO2 sólido) sublima dentro do

balão (balão = sistema).

(b) As portas do compartimento de carga do trem espacial são abertas no espaço, liberando um

pouco da atmosfera residual (compartimento de carga = sistema).

(c) O CHF2Cl, um gás refrigerante, é comprimido no compressor do ar-condicionado, para

liquefazê-lo (CHF2Cl = sistema).

(d) Uma lata de spray é descarregada (lata = sistema).

(e) Como em d, mas considerando a tinta spray como sistema.

2) Demonstre que para todos os tipos de trabalho a unidade resultante é o joule.

Variedades de Trabalho

Tipo de trabalho w Comentário Unidades

Expansão −𝑃𝑒𝑥𝑡∆𝑉 𝑃𝑒𝑥𝑡 é a pressão externa Pa ∆𝑉 é a mudança de volume m3

Extensão 𝑓∆𝑙 f é a tensão N ∆𝑙 é a mudança de comprimento m

Levantamento de peso 𝑚𝑔∆ℎ m é a massa kg g é a aceleração da gravidade m/s2 ∆ℎ é a mudança de altura m

Elétrico 𝜙Δ𝑞 𝜙 é o potencial elétrico V Δ𝑞 é a mudança de carga C

Expansão da superfície 𝛾Δ𝐴 𝛾 é a tensão superficial N/m Δ𝐴 é a mudança de área m2

3) Os gases se expandem, nos quatro cilindros de um motor de automóvel, de 0,22 L a 2,2 L

durante um ciclo de ignição. Imaginando que o virabrequim exerça uma força constante

equivalente à pressão de 9,60 atm sobre os gases, qual é o trabalho realizado pelo motor em um

ciclo?

4) Considere um gás ideal em uma câmara de pistão em que o volume inicial é de 2,00 L e a

pressão inicial é de 8 atm. Considere que o pistão está subindo até um volume final de 5,50 L,

contra uma pressão externa constante de 1,75 atm. Também considere uma temperatura

constante durante o processo. (a) Calcule o trabalho para o processo. (b) Calcule a pressão final do

gás.

5) A água expande-se ao congelar. Quanto trabalho uma amostra de 100 g de água realiza ao

congelar em 0°C e estourar um cano de água que exerce a pressão oposta de 1070 atm? As

densidades da água e do gelo, em 0°C, são 1,00 e 0,92 g/cm3, respectivamente.

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6) Uma amostra de 6,56 g de argônio gasoso ocupa o volume de 18,5 L a 305 K. (a) Calcule o

trabalho feito quando o gás se expande isotermicamente contra a pressão externa constante de

7,7 kPa até o seu volume aumentar de 2,5 L. (b) Calcule o trabalho realizado se a mesma expansão

fosse reversível.

7) Um gás na câmara de um pistão, mantido em um banho à temperatura constante de 25,0°C,

expande de 25,0 mL para 75,0 mL, muito, muito lentamente. Se há 0,00100 mol do gás ideal na

câmara, calcule o trabalho realizado pelo sistema.

8) O rótulo em uma caixa de cereal indica que uma porção fornece 250 kcal. Qual é essa energia

em quilojoules (kJ)?

9) Em uma experiência, determinou-se que foram necessários 59,8 J para mudar a temperatura de 25,0 g de etilenoglicol (um composto usado como anticongelante em motores de automóvel) em 1,00 K. Calcule o calor específico do etilenoglicol a partir desses dados. 10) (a) Assumindo que 400 J de energia são colocados em 7,50 g de ferro, qual será a variação de temperatura? (b) Se a temperatura inicial do ferro for 65,0°C, qual será a temperatura final? (c = 0,450 J/g.K) 11) Um pedaço de cromo de 15,5 g, aquecido a 100,0 °C, é colocado em 55,5 g de água a 16,5°C. A temperatura final do metal e da água é de 18,9°C. Qual é o calor específico do cromo? (Suponha que nenhum calor seja perdido para o recipiente ou a vizinhança) 12) Uma peça de ferro (400 g) é aquecida em uma chama e então colocada em um béquer que contém 1000 g de água. A temperatura original da água era de 20,0°C, e a temperatura final da água e do ferro é 32,8°C depois de atingido o equilíbrio térmico. Qual era a temperatura original da barra de ferro quente? (Suponha que nenhum calor seja perdido para o recipiente ou a vizinhança) 13) Um motor de automóvel realiza 520 kJ de trabalho e perde 220 kJ de energia como calor. Qual é a variação da energia interna do motor? Trate o motor, o combustível e os gases do escapamento como um sistema fechado. 14) O volume de uma amostra de gás varia de 4,00 L para 6,00 L contra uma pressão externa de 1,50 atm e, simultaneamente, absorve 1000 J de calor. Qual é a variação na energia interna do sistema? 15) Uma amostra de gás aquecida em um cilindro consume 524 kJ de calor. Ao mesmo tempo, um pistão comprime o gás e realiza 340 kJ de trabalho. Qual é a variação de energia interna do gás durante o processo? 16) A energia interna de um sistema aumentou 982 J quando ele absorveu 492 J de calor. (a) O trabalho foi realizado pelo sistema ou sobre o sistema? (b) Quanto trabalho foi realizado?

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17) Um calorímetro foi calibrado com um aquecedor elétrico, que forneceu 22,5 kJ de energia e aumentou a temperatura desse calorímetro e da água do banho de 22,45°C para 23,97°C. Qual é a capacidade calorífica do calorímetro? 18) Metilhidrazina (CH6N2) é comumente utilizada como um combustível de foguete. Quando 4,0 g de metilhidrazina sofrem combustão em uma bomba calorimétrica, a temperatura do calorímetro aumenta de 25,0°C para 39,5°C. Em um experimento separado, a capacidade calorífica do calorímetro é medida, encontrado-se o valor de 7,794 kJ/°C. Qual é o calor de reação para a combustão de um mol de CH6N2 nesse calorímetro? 19) Uma amostra de 0,5865 g de ácido lático (C3H6O3) é queimada em um calorímetro de volume constante cuja capacidade calorífica é de 4,812 kJ/°C. A temperatura aumenta de 23,10°C para 24,95°C. Calcule o calor de combustão do (a) ácido lático por grama e (b) por mol. 20) Uma amostra de 1,00 L de gás a uma pressão de 1,00 atm e 298 K se expande isotermicamente e reversivelmente para 10,0 L. Então é aquecida a 500 K, comprimida para 1,00 L e, em seguida, é resfriada até 25°C. Qual é o ΔU para o processo total? 21) Suponha que 2,0 mol de CO2, tratado como um gás ideal, em 2,0 atm e 300 K, são comprimidos isotérmica e reversivelmente até a metade do volume original, antes de serem usados para carbonatar a água. Calcule w, q e ΔU. 22) Suponha que 1,0 kJ de energia é transferida na forma de calor ao oxigênio em um cilindro dotado de um pistão. A pressão externa é 2,0 atm. O oxigênio se expande de 1,0 L a 3,0 L contra essa pressão constante. Calcule w e ΔU do processo completo. 23) Indique qual função de estado é igual ao calor, para cada processo descrito abaixo. (a) A ignição de uma amostra em uma bomba calorimétrica, que é uma câmara de metal pesado e inflexível, na qual amostras são queimadas para análise do conteúdo de calor. (b) A fusão de um cubo de gelo dentro de uma xícara. (c) O resfriamento dentro de um refrigerador. (d) O fogo em uma lareira. 24) Em certa reação endotérmica, em pressão constante, 50 kJ de calor entraram no sistema na forma de calor e 20 kJ de energia deixam o sistema como trabalho de expansão para deixar espaço para os produtos. Quais são os valores de (a) ΔH e (b) ΔU desse processo? 25) Um pistão cheio com 0,0400 mol de um gás ideal expande reversivelmente de 50,0 mL para 375 mL, a uma temperatura constante de 37,0°C. À medida que isso ocorre, absorve 208 J de calor. Calcule q, w, ΔU e ΔH para o processo. 26) Em uma certa reação endotérmica, em pressão constante, 30 kJ de energia entraram no sistema na forma de calor. Os produtos ocuparam menos volume do que os reagentes e 40 kJ de energia entraram no sistema na forma de trabalho executado pela atmosfera exterior. Quais são os valores de (a) ΔH e (b) ΔU desse processo? 27) A combustão do etano (C2H6) tem uma variação de entalpia de – 2857,3 kJ para a reação não-balanceada escrita a seguir. Calcule o valor de ΔH quando 15,0 g de C2H6 são queimados.

C2H6 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O

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28) Suponha que você misture 200,0 mL de HCℓ 0,4 mol/L com 200,0 mL de NaOH em um calorímetro de pressão constante. A temperatura das soluções antes da mistura era 25,1°C. Após misturar e permitir que a reação ocorra, a temperatura é de 27,78°C. Qual é a entalpia molar de neutralização do ácido? (Suponha que o calor específico da solução seja 4,20 J/g.K e a densidade de todas as soluções sejam 1,0 g/mL) 29) Uma amostra de 1,0 g de sacarose (C12H22O11) é queimada em um calorímetro de volume constante. A temperatura de 1,5 kg de água e do calorímetro sobe de 25,0°C para 27,32°C. A capacidade calorífica do calorímetro é 837 J/K e o calor específico da água é 4,20 J/g.K. Calcule o calor liberado por mol de sacarose. 30) A sacarose (C12H22O11) é oxidada a CO2 e H2O. A variação de entalpia pode ser medida no laboratório.

C12H22O11 (s) + 12 O2 (g) 12 CO2 (g) + 11 H2O (ℓ) ΔH = - 5645 kJ Qual é a variação de entalpia de 5,0 g (1 colher de chá) de açúcar? 31) Octano (C8H18) um dos principais constituintes da gasolina queima conforme a reação não balanceada abaixo:

C8H18 (ℓ) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (ℓ) Uma amostra de 1,0 g de octano é queimada em um calorímetro de volume constante contendo 1,20 kg de água. A temperatura da água e do calorímetro aumenta de 25,0°C para 33,2°C. A capacidade calorífica do calorímetro é 837 J/K. Qual é o calor de combustão molar do octano?

32) Um amostra de 2,0 mol de um gás ideal, com 𝐶𝑉,𝑚 =5

2𝑅, inicialmente a 111 kPa e 277 K, é

aquecida reversivelmente, até 356 K, a volume constante. Calcule a pressão final, ΔU, q e w. 33) Um aquecedor foi usado para levar uma amostra de etanol, C2H5OH, de massa 23 g até o ponto de ebulição. Foram necessários 22 kJ para vaporizar todo o etanol. Qual é a entalpia de vaporização do etanol no ponto de ebulição? 34) A entalpia de fusão do metal sódio é 2,6 kJ/mol, em 25°C, e a entalpia de sublimação do sódio

sólido é 101 kJ/mol. Qual é a entalpia de vaporização do sódio em 25°C?

35) A entalpia de vaporização do metanol é 38 kJ/mol, em 25°C, e a entalpia de fusão é 3 kJ/mol, na mesma temperatura. Qual é a entalpia de sublimação do metanol nesta temperatura? 36) Qual é a quantia mínima de gelo a 0°C que deve ser adicionado ao conteúdo de uma lata de refrigerante dietético (340 mL) para refrigerá-la de 20,5 a 0°C? Suponha que a capacidade calorífica específica e a densidade do refrigerante sejam as mesmas que as da água, e que nenhum calor seja ganho ou perdido para a vizinhança. 37) O calor de fusão para a água é 334 J/g. (a) Quanto calor é necessário para derreter 59,5 g de gelo. (b) Qual é o valor de ΔH para esse processo? 38) Calcule q, w, ΔH e ΔU para a vaporização de 1 g de H2O, a 100°C e pressão de 1,00 atm. O ΔHvap da H2O é 2260 J/g. Assuma que há um comportamento de gás ideal. A densidade da H2O a 100°C é 0,9588 g/cm3.

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39) Escreva a equação termoquímica da combustão do ciclo-hexano (C6H12). Sabendo que para esta reação ΔH = - 3920 kJ em 298 K, qual é a variação de energia interna para a mesma reação? 40) A reação do alumínio com o oxigênio formando óxido de alumínio foi estudada como parte de uma pesquisa para usar o alumínio em pó como combustível de foguetes. Determinou-se que 1,0 mol de Al produziu 3378 kJ de calor sob condições de pressão constante, em 1000°C. Qual é a variação de energia interna da combustão? 41) As variações de entalpia para as seguintes reações podem ser determinadas experimentalmente.

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ΔH = - 91,8 kJ 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g) ΔH = - 906,2 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g) ΔH = - 241,8 kJ Use esses valores para determinar a variação de entalpia para a formação de NO (g) a partir dos elementos:

½ N2 (g) + ½ O2 (g) NO (g) ΔH = ?

42) Use a Lei de Hess para calcular a variação de entalpia na formação de CS2 (g) a partir de C (s) e S (s), usando os seguintes valores de entalpia:

C (s) + O2 (g) CO2 (g) ΔH = - 393,5 kJ S (s) + O2 (g) SO2 (g) ΔH = - 296,8 kJ

CS2 (g) + 3 O2 (g) CO2 (g) + 2 SO2 (g) ΔH = - 1103,9 kJ C (s) + 2 S (s) CS2 (g) ΔH = ?

43) A primeira etapa na produção do ácido nítrico a partir da amônia envolve a oxidação do NH3.

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g) (a) Use as entalpias padrão de formação para calcular a variação de entalpia padrão para essa reação. (b) Que quantidade de calor é liberada ou absorvida na oxidação de 10,0g de NH3 (g)? 44) A variação de entalpia para a oxidação do naftaleno, C10H8, é medida por calorimetria.

C10H8 (s) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (ℓ) ΔH°reação = - 5156,1 kJ Use esse valor, junto com as entalpias padrões de formação para calcular a entalpia de formação do naftaleno (kJ/mol). 45) Calcule a entalpia padrão de combustão para o benzeno usando as entalpias padrões de formação.

C6H6 (ℓ) + 7,5 O2 (g) 6 CO2 (g) + 3 H2O (ℓ) 46) Estime a variação de entalpia da reação abaixo. Use os valores de entalpia de ligação tabelados: C – Cl, 338 kJ/mol; F – H, 565 kJ/mol; C – F, 484 kJ/mol; H – Cl, 431 kJ/mol.

CCl

Cl

Cl

C

H

Cl

Cl + H F2 CCl

Cl

Cl

C

H

F

F + H Cl2

47) Estime a variação de entalpia da reação abaixo. Use os valores de entalpia de ligação tabelados: C – H, 412 kJ/mol; F – H, 565 kJ/mol; C – F, 484 kJ/mol; F – F, 158 kJ/mol.

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C

H

H

H

H + F F C

H

H

F

F 2 H F+

48) A entalpia da reação 4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s) é – 3351 kJ/mol, em 298 K. Estime seu valor em 1000°C. 49) A entalpia padrão de formação do nitrato de amônia é – 365,56 kJ/mol, 298,15 K. Estime seu valor em 250°C. 50) Considerando a experiência de Joule (ver figura ao lado), assuma que um peso de 40,0 kg cai de uma altura de 2,00 m. As pás imersas na água transferem a diminuição da energia potencial para a água, que aquece. Considerando uma massa de 25,0 kg de água na cuba, qual é a variação esperada na temperatura da água? (Considere g = 9,8 m/s2)

51) A capacidade calorífica molar, a pressão constante, de um gás ideal varia com a temperatura de acordo com a expressão Cp(J/K) = 20,17 + 0,4001 T(K). Calcule q, w, ∆U e ∆H, quando a temperatura é elevada de 0°C a 100°C (a) pressão constante e (b) a volume constante. 52) Avalie ∆U para um mol de oxigênio indo de – 20°C até 37°C a volume constante, nos seguintes casos. (a) É um gás ideal com 𝐶�̅� = 20,78 J.mol-1.K-1. (b) É um gás real com a capacidade calorífica variando com a temperatura de acordo com a expressão abaixo.

𝐶�̅� = 21,6 + 4,18 × 10−3𝑇 −1,67 × 105

𝑇2

Gabarito

1) pense um pouco! 2) tente antes de ir na PA!

3) – 1,93 kJ. 4) (a) – 621 J; (b) 2,91 atm.

5) – 0,9 kJ. 6) (a) – 19 J; (b) – 52,8 J.

7) – 2,72 J. 8) 1050 kJ.

9) 2,39 J/g.K. 10) (a) 118 K; (b) 183°C

11) 0,44 J/g.K. 12) 330°C.

13) – 740 kJ. 14) 696 J.

15) 864 kJ. 16) (a) sobre o sistema; (b) 490 J.

17) 14,8 kJ/°C. 18) – 1300 kJ/mol.

19) (a) – 15,2 kJ/g; (b) – 1370 kJ/mol. 20) ΔU = 0.

21) ΔU = 0; w = + 3,46 kJ; q = - 3,46 kJ. 22) w = - 0,405 kJ; ΔU = + 0,595 kJ.

23) (a) ΔU; (b) ΔH; (c) ΔU; (d) ΔH 24) (a) + 50 kJ; (b) + 30 kJ

25) q = + 208 J; w = - 208 J; ΔU = 0; ΔH = 0. 26) (a) + 30 kJ; (b) + 70 kJ.

27) – 710 kJ. 28) – 56,3 kJ/mol de HCℓ.

29) – 5650 kJ/mol de sacarose. 30) - 82 kJ.

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31) - 5490 kJ/mol. 32) p = 143 kPa; w = 0; ΔU = q = + 3,28 kJ.

33) 44 kJ/mol. 34) + 98,4 kJ/mol.

35) 41 kJ/mol. 36) 87,6 g.

37) (a) 1,99 x 104 J; (b) 1,99 x 104 J. 38) q=2260 J; ΔH=2260 J; w=- 172 J; ΔU=2088 J.

39) ΔU = - 3910 kJ. 40) ΔU = - 3370 kJ.

41) + 90,3 kJ. 42) + 116,8 kJ.

43) (a) – 226,5 kJ/mol; (b) – 133 kJ. 44) + 77,7 kJ/mol.

45) – 3267,55 kJ. 46) – 24 kJ.

47) – 958 kJ. 48) – 3378 kJ/mol.

49) – 376,1 kJ/mol. 50) 0,0075 K.

51)(a) ∆H=14,9 kJ; ∆U=14,1 kJ; q=14,9 kJ; w = - 831 J;(b) ∆H=14,9 kJ; ∆U=14,1 kJ; q =14,1 kJ; w = 0.

52) (a) 1184 J; (b) 1176,8 J.

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Segunda Lei da Termodinâmica - Exemplos

Exemplo 1: A temperatura de uma amostra de gás nitrogênio de volume 20,0 L em 5,0 kPa

aumenta de 20°C até 400°C em volume constante. Qual é a variação de entropia do nitrogênio?

Considere que o comportamento do gás é ideal, CV,m = 20,81 J.K-1.mol-1 e R = 8,314 L.kPa.K-1.mol-1.

Exemplo 2: Qual é a variação de entropia do gás quando 1,0 mol de N2 se expande

isotermicamente de 22,0 L até 44,0 L?

Exemplo 3: Calcule a entropia da mistura de 10,0 L de N2 com 3,50 L de N2O a 300 K e 0,550 atm.

Admita que o volume final seja igual ao somatório dos volumes individuais.

Exemplo 4: Qual substância apresenta maior entropia sob condições padrão? Explique seu raciocínio. (a) NO2 (g) ou N2O4 (g) (b) I2 (g) ou I2 (s) (c) 1 mol de CO2(g) em 25°C e 1 bar, ou 1 mol de CO2(g) em 25°C e 3 bar (d) 1 mol de He(g) em 25°C, ou 1 mol He(g) em 100°C, no mesmo recipiente

Exemplo 5: Calcule as variações de entropia padrão para os processos a seguir. Os cálculos concordam com as previsões? (a) Evaporação de 1,00 mol de etanol líquido a vapor de etanol: C2H5OH (ℓ) C2H5OH (g). (b) A oxidação de um mol de vapor de etanol: C2H5OH (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g). S°(J/K.mol): C2H5OH (ℓ) 160,7; C2H5OH (g) 282,7; O2 (g) 205,1; CO2 (g) 213,7; H2O (g) 188,8. Exemplo 6: Demonstre que o resfriamento de um corpo quente é um processo irreversível e

espontâneo.

Exemplo 7: Classifique as reações como espontâneas ou não espontâneas. Caso o resultado seja depende da temperatura determine em qual temperatura torna o processo espontâneo.

Reação ΔH (kJ) ΔS (J/K)

(a) 2 Fe2O3 (s) + 3 C (grafite) 4 Fe (s) + 3 CO2 (g) + 467,9 + 560,7

(b) C (grafite) + O2 (g) CO2 (g) - 393,5 + 3,1

Exemplo 8: Calcule a variação de energia livre padrão, ΔG°, para a formação do metano a 298K:

C (grafite) + 2 H2 (g) CH4 (g)

Exemplo 9: A seguinte reação é preparada com as quantidades iniciais de cada substância

relacionadas abaixo:

6 H2 + P4 4 PH3

18 mol 2 mol 1 mol

Em cada uma das situações, mostre que não importa qual espécie é usada para determinar ξ.

(a) Todo o P4 reage para formar produtos.

(b) Todo o PH3 reage para formar reagentes.

Exemplo 10: Considere a reação abaixo ocorrendo a 25°C:

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2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)

Em um sistema em que pH2 = 0,775 bar, pO2 = 2,88 bar e pH2O = 0,556 bar, determine ∆Greação.

Exemplo 11: Para a reação em fase gasosa

CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH

a constante de equilíbrio é 4,0 a 120°C.

(a) Se a reação começar com 1,0 bar de acetato de etila e água em um recipiente de 10,0 L, qual

será a extensão da reação no equilíbrio?

(b) Qual é o ∆Greação no equilíbrio? Explique.

(c) Qual é o ∆G°reação no equilíbrio? Explique.

Exemplo 12: A dimerização de uma proteína tem as seguintes constantes de equilíbrio, às

seguintes temperaturas K (4°C) = 1,3 x 107, K (15°C) = 1,5 x 107. Calcule a entalpia padrão de

reação para este processo.

Exemplo 13: Identifique o número de componentes e fases que formam cada sistema abaixo.

(a) Um sistema contendo gelo e água.

(b) Uma solução 50% de água e 50% de etanol.

(c) Uma bomba calorimétrica contendo uma pastilha de ácido benzóico sólido e oxigênio gasoso.

(d) A mesma bomba calorimétrica depois da explosão, na qual ácido benzóico é convertido em CO2

gasoso e água líquida, considerando excesso de oxigênio.

Exemplo 14: Determine se os potenciais químicos das duas fases apresentadas a seguir são iguais

ou diferentes. Se forem diferentes, diga qual dos dois é o mais baixo.

(a) H2O (ℓ) ou H2O (g) a 90°C e 1 atm.

(b) H2O (ℓ) ou H2O (g) a 100°C e 1 atm.

(c) H2O (ℓ) ou H2O (g) a 110°C e 1 atm.

(d) O2 (g) ou O3 (g) a 25°C e 1 atm.

Exemplo 15: Dentre CH3CHO e CH3CH2CH3, que substância tem a pressão de vapor mais alta?

Exemplo 16: A pressão de vapor do etanol a 34,9°C é 13,3 kPa e a entalpia de vaporização é 43,5

kJ/mol. Estime o ponto de ebulição normal do etanol.

Exemplo 17: A pressão parcial de oxigênio é 0,21 atm ao nível do mar e kH = 1,3 x 10-3 mol.L-1.atm-1

em 20°C. Calcule a massa de oxigênio dissolvida em um litro de água.

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Exemplo 18: Uma solução saturada de nitrato

de potássio, KNO3, constituída, além do sal, por

150 g de água, está à temperatura de 40°C. Essa

solução é resfriada a 10°C, ocorrendo

precipitação de parte do sal dissolvido. Calcule

(a) a massa do sal que precipitou e (b) a massa

do sal que permaneceu em solução.

Exemplo 19: Calcule a pressão de vapor da

água, em 20°C, em uma solução preparada pela

dissolução de 10,00 g de sacarose (C12H22O11),

em 100,0 g de água. Pressão de vapor da água

pura em 20°C é 17,54 mmHg.

Exemplo 20: Determine em que temperatura congela uma solução 0,20 mol/kg do analgésico

codeína em benzeno sendo kc = 5,12 K.kg.mol-1 e seu ponto de congelamento 5,5°C.

Exemplo 21: Uma solução 1,0% de NaCℓ, em massa, tem ponto de congelamento – 0,593°C. (a)

Estime o fator van’t Hoff a partir dos dados. (b) Determine a molalidade total de todas as espécies

de soluto. (c) Calcule a percentagem de dissociação do NaCℓ nessa solução. Para a água kc = 1,86

K.kg.mol-1.

Exemplo 22: A pressão osmótica devida a 2,2 g de polietileno dissolvido no benzeno necessário

para produzir 100 mL de solução foi 1,1 x 10-2 atm, em 25°C. Calcule a massa molar média do

polímero. Ele não é um eletrólito.

Exemplo 23: Determine a atividade de água de um molho de tomate com 66,5% de umidade e

29,15% de sólidos solúveis sendo: 13,04% de cloreto de sódio, 15,09% de sacarose e 71,87% de

glicose.

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Lista de Exercícios 03 – Segunda Lei da Termodinâmica

1) Colocou-se um frasco grande de água em um aquecedor e 100 J de energia foram transferidos

reversivelmente para a água em 25°C. Qual é a variação de entropia da água?

2) Calcule a variação de entropia de um grande bloco de gelo quando 50 J de energia, na forma de

calor, são removidos reversivelmente, em uma geladeira a 0°C.

3) A temperatura de 1,0 mol de He aumenta de 25°C até 300°C, em pressão constante. Qual é a

variação de entropia do hélio? Imagine comportamento ideal e use Cp,m = 5

2𝑅.

4) A temperatura de 5,5 g de aço inoxidável aumenta de 20°C até 100°C. Qual é a variação de

entropia do aço inoxidável? O calor específico do aço inoxidável é 0,51 J.°C-1.g-1.

5) Calcule a variação de entropia quando o volume de 1,0 mol de qualquer gás perfeito for

comprimido isotermicamente até a metade de seu volume inicial.

6) Calcule a variação de entropia quando a pressão de 1,50 mol de Ne aumenta isotermicamente

de 5,0 bar até 20,0 bar. Considere o comportamento do gás ideal.

7) Calcule a variação de entropia quando a pressão de 70,9 g de gás cloro aumenta

isotermicamente de 3,0 kPa até 24,0 kPa. Imagine que o comportamento do gás é ideal.

8) Determine a mudança total na entropia para o seguinte processo, usando 1,0 mol de He:

He (298K; 1,5 atm) He (100K; 15,0 atm)

A capacidade calorífica molar do He é 20,78 J/mol.K. Admita que o hélio se comporte de modo

ideal.

9) Suponha que 4,0 L de Ar e 2,50 L de He, ambos a 298K e 1,50 atm, foram misturados

isotermicamente e isobaricamente. A mistura foi expandida para um volume final de 20,0 L, a

298K. Calcule a variação de entropia de cada etapa e do processo completo.

10) Qual é a entropia padrão de fusão da água no ponto de fusão normal? A entalpia de fusão da

água é 6,01 kJ/mol.

11) Qual é a entropia padrão de vaporização da acetona no ponto de ebulição normal, 56,2°C? A

entalpia de vaporização da acetona é 29,1 kJ/mol.

12) Qual a variação de entropia quando 10,0g de benzeno, C6H6, ferve reversivelmente no seu

ponto de ebulição a 80,1°C e a uma pressão constante de 1,00 atm? O calor de vaporização do

benzeno é 395 J/g.

13) Preveja qual substância apresenta a maior entropia e explique seu raciocínio.

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(a) O2 (g) ou O3 (g) (b) SnCℓ4 (ℓ) ou SnCℓ4 (g) (c) 1,0 mol de Ar(g) em 1,0 atm ou 1,0 mol de Ar(g) a 2,0 atm

14) Calcule a variação de entropia da vizinhança quando 1,0 mol de NH3 (g) condensa em – 30°C.

Considere a entalpia de vaporização da amônia sendo 23,4 kJ/mol.

15) Será que a formação do benzeno a partir de seus elementos na forma mais estável é

espontânea, em 25°C?

6 C (s) + 3 H2 (g) C6H6 (ℓ) ΔH° = + 49,0 kJ ΔS° = - 253,18 J/K

16) Verifique se a combustão do magnésio é espontânea, em 25°C, em condições padrão.

2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s) ΔH° = - 1202 kJ ΔS° = - 217 J/K

17) Calcule as variações de entropia padrão para os processos a seguir. Os cálculos concordam com as previsões? (a) Dissolução de 1,00 mol de cloreto de amônio em água: NH4Cℓ (s) NH4Cℓ (aq). (b) A formação de 2,0 mol de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g).

18) Um mol de ouro metálico é levado de 25°C a 100°C, a pressão constante, Cp (J.K-1.mol-1) = 23,7

+ 0,00519 T. Calcule ∆S para essa transformação.

19) Classifique as reações como espontâneas ou não espontâneas. Caso o resultado seja depende da temperatura determine em qual temperatura torna o processo espontâneo.

Reação ΔH (kJ) ΔS (J/K)

(a) Fe2O3 (s) + 2 Aℓ (s) 2 Fe (s) + Aℓ2O3 (s) - 851,5 - 375,2

(b) N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g) + 66,2 - 121,6

20) Calcule a variação de energia livre padrão, ΔG°, para a formação de 2 mol de amônia a 25°C e indique se a reação é espontânea.

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

N2 (g) H2 (g) NH3 (g)

ΔH°f (kJ/mol) 0 0 - 46,11

S° (J/K.mol) 191,61 130,68 192,45

21) Calcule a variação de energia livre do processo H2O (ℓ) H2O (g), em (a) 95°C, e (b) 105°C. A

entalpia de vaporização é 40,7 kJ/mol e a entropia de vaporização é 109,1 J.K-1.mol-1. Indique, em

cada caso, se a vaporização é espontânea ou não.

22) Calcule a energia livre padrão de formação de HI (g) em 25°C usando sua entropia padrão e sua

entalpia padrão de formação.

½ H2 (g) + ½ I2 (s) HI (g)

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23) Calcule a energia livre padrão de formação do NH3 (g) em 25°C, usando a entalpia de formação

e as entropias molares das espécies envolvidas em sua formação.

1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g)

24) Calcule a energia da reação abaixo utilizando a energia livre padrão de formação para as

substâncias envolvidas.

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g)

25) A reação entre o metal zinco e ácido clorídrico, em um sistema fechado, esta representada

abaixo

Zn (s) + 2 HCℓ (aq) H2 (g) + ZnCℓ2 (aq)

Se as quantidades iniciais forem 100,0 g de zinco e 150 mL de HCℓ 2,25 mol/L, determine os

valores máximo e mínimo possíveis de ξ para esta reação.

26) A seguinte reação é preparada com as quantidades iniciais de cada substância relacionadas

abaixo:

6 H2 + P4 4 PH3

10 mol 3 mol 3,5 mol

(a) Determine ξ se 1,5 mol de P4 reagem para formar o produto.

(b) Neste caso, é possível que ξ seja igual a 3? Por que sim ou por que não?

27) Determine ∆G°reação e ∆Greação para a reação abaixo a 25°C, use os valores de energia livre

padrão de formação tabelados. As pressões parciais dos produtos e reagentes são dadas na

equação química.

2 CO (0,650 bar) + O2 (34,0 bar) 2 CO2 (0,0250 bar)

28) A reação química balanceada da formação da amônia, a partir dos seus elementos

constituintes, é

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

(a) Qual é o ∆G°reação para esta reação? (b) Qual é o ∆Greação para esta reação, se todas as espécies

têm uma pressão parcial de 0,500 bar a 25°C?

29) Dióxido de nitrogênio, NO2, dimeriza facilmente para formar tetróxido de nitrogênio, N2O4:

2 NO2 (g) N2O4 (g)

(a) Usando os dados tabelados, calcule ∆G°reação e K para este equilíbrio.

(b) Calcule ξ para este equilíbrio, se 1,0 mol de NO2 estivesse presente inicialmente e chegado ao

equilíbrio com o dímero em um sistema com 20,0 L.

30) O iodo molecular se dissocia em iodo atômico a temperaturas relativamente moderadas. A

1000 K, para um sistema de 1,0 L que 6,0 x 10-3 mol de I2 presentes inicialmente, a pressão de

equilíbrio final é 0,750 atm. Determine as quantidades de I2 e de I atômico no equilíbrio, calcule a

constante de equilíbrio e determine ξ se o equilíbrio relevante for

I2 (g) 2 I (g)

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Considere o comportamento de gás ideal nestas condições. Use atm como a unidade padrão de

pressão.

31) Para uma reação cuja variação de entalpia padrão é – 100,0 kJ, que temperatura é necessária

para duplicar a constante de equilíbrio a partir de seu valor de 298 K? Que temperatura é

necessária para aumentar a constante de equilíbrio por um fator de 10? E se a mudança de

entalpia padrão fosse – 20 kJ?

32) Suponha que você coletou 1,0 L de ar passando-o lentamente por água, em 20°C para um

recipiente. Estime a massa de vapor de água no ar coletado, imaginando que o ar está saturado

com água e que a pressão de vapor da água para nessa temperatura seja 17,5 Torr.

33) A pressão de vapor da acetona em 7,7°C é 13,3 kPa e a entalpia de vaporização é 29,1 kJ/mol.

Estime o ponto de ebulição normal da acetona.

34) A pressão de vapor do metanol em 49°C é 400 Torr e a entalpia de vaporização é 35,3 kJ/mol.

Estime o ponto de ebulição normal do metanol.

35) A pressão de vapor da amônia é 58 Torr em – 22,75°C, e 512 Torr em, 25°C. Calcule (a) a

entalpia de vaporização e (b) o ponto de ebulição normal da amônia.

36) De acordo com o gráfico ao lado

responda:

(a) Qual a pressão de cada uma das

substâncias em 60°C.

(b) Qual o ponto de ebulição normal de

cada substância.

(c) Qual das substâncias apresenta as forças

intermoleculares mais intensas. Justifique

sua resposta.

37) Use o diagrama de fase para predizer o estado de uma

amostra de água nas seguintes condições:

(a) 3 atm, - 10°C

(b) 1 atm, 50°C

(c) 900 Pa, 90°C

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38) O diagrama de fase do hélio é mostrado ao lado.

(a) Qual é a temperatura máxima na qual o hélio-II pode existir?

(b) Qual é a pressão mínima na qual o hélio sólido pode existir?

(c) Qual é o ponto de ebulição normal do hélio-I?

(d) Será que o hélio sólido pode sublimar?

39) Use o diagrama de fase do dióxido de carbono para predizer

o que aconteceria a uma amostra gasosa de CO2, em – 60°C e 1

atm, se sua pressão subisse até 73 atm mantendo a temperatura

constante. Qual seria o estado físico final do dióxido de carbono?

40) Na altitude em que se encontra o Bear Lake, no Rocky Mountain National Park, nos Estados

Unidos, 2900 m, a pressão parcial do oxigênio é 0,14 atm. Qual é a solubilidade molar do oxigênio

no Bear Lake em 20°C? (kH = 1,3 x 10-3 mol.L-1.atm-1)

41) Calcule o número de mols de CO2 que se dissolverá em água para formar 900 mL de solução,

em 20°C, se a pressão parcial de CO2 é 1,0 atm. (kH = 2,3 x 10-2 mol.L-1.atm-1)

42) O gás dióxido de carbono dissolvido em uma amostra de água em um recipiente parcialmente

cheio e lacrado alcançou o equilíbrio com sua pressão parcial no ar que está acima da solução.

Explique o que acontece à solubilidade do CO2 se (a) a pressão parcial de CO2 dobra por adição de

mais CO2; (b) se a pressão total do gás sobre o líquido dobra por adição de nitrogênio.

43) A tabela abaixo traz a solubilidade do sulfato de potássio (K2SO4) por 100 g de água.

Solubilidade (g K2SO4/ 100g H2O)

7,35

9,22

11,11

12,97

14,76

16,50

18,17

19,75

21,40

22,80

24,10

T (oC)

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

a) Calcule a quantidade máxima de sulfato de potássio que se dissolve totalmente em 200 g de

água a 80°C.

b) Calcule a quantidade mínima de água, a 50°C, necessária para dissolver totalmente 66 g de

sulfato de potássio.

c) Calcule a massa de sulfato de potássio existente em 368,4 g de solução aquosa saturada a 90°C.

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d) Calcule a massa de sulfato de que precipita ao baixarmos para 0°C a temperatura de uma

solução aquosa desse sal contendo 90,85 g do sulfato de potássio dissolvidos em 0,7 kg de água a

60°C.

e) Calcule a massa de sulfato de potássio que, ainda é possível dissolver totalmente se

aumentarmos para 100°C a temperatura de uma solução aquosa saturada de massa 407,75 g a

50°C.

44) Responda os itens abaixo com base no gráfico

ao lado onde constam as curvas de solubilidade

de diversas substâncias em g/100g de H2O.

a) Quais substâncias que sofrem dissolução

endotérmica ao entrarem em contato com a

água?

b) Quais substâncias que sofrem dissolução

exotérmica ao entrarem em contato com a água?

c) Dentre as substâncias que sofrem dissolução

endotérmica, qual possui a maior e a menor

solubilidade no intervalo de temperatura de 10°C

a 20°C.

45) Com base no gráfico acima, discuta as afirmações abaixo, dizendo se são corretas ou

incorretas.

(a) Se dissolvermos 150 g de NH4Cℓ em 300 g de água, a 30°C, obteremos uma solução saturada,

sobrando 30 g de sal não-dissolvido.

(b) 50 g de KNO3 saturam 200 g de água a 20°C.

(c) Se 20 g de Ce2(SO4)3 forem dissolvidos em 100 g de H2O gelada, quando a solução for aquecida

acima de 20°C o sal começará a precipitar.

46) Calcule a pressão de vapor da água, em 90°C, em uma solução preparada pela dissolução de 5

g de glicose (C6H12O6) em 100 g de água. A pressão de vapor da água pura, em 90°C, é 524 Torr.

47) Calcule a pressão de vapor do etanol em kPa, em 19°C, para uma solução preparada pela

dissolução de 2 g de cinamaldeído, C9H8O, em 50 g de etanol, C2H5OH. A pressão de vapor do

etanol puro nessa temperatura é 5,3 kPa.

48) (a) Calcule a pressão de vapor de uma solução 2,5% em massa de etilenoglicol em água,

HOC2H4OH, em 0°C (p° = 4,58 Torr). (b) Qual é a pressão de vapor de 0,155 mol/kg de hidróxido de

sódio aquoso em 80°C (p° = 355,26 Torr). (c) Determine a mudança na pressão de vapor da água

quando 5,95 g de uréia, CO(NH2)2, dissolve-se em 100 g de água, em 10°C (p° = 9,21 Torr).

49) Quando 8,05 g de um composto X, desconhecido, foi dissolvido em 100 g de benzeno, a

pressão de vapor do benzeno diminui de 100 Torr para 94,8 Torr, em 26°C. Quais são (a) a fração

molar e (b) a massa molar de X?

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50) Determine em que temperatura congela uma solução 0,05 mol/kg do inseticida malation em

cânfora sendo kc = 39,7 K.kg.mol-1 e seu ponto de congelamento 179,8°C.

51) O grau de ionização do ácido clorídrico, em determinada concentração e temperatura, é de

90%. Estime o fator de van’t Hoff para essa solução.

52) Estime os pontos de ebulição normais das soluções aquosas de (a) 0,10 mol/kg de C12H22O11;

(b) 0,22 mol/kg de NaCℓ; (c) solução saturada de LiF, em 100°C, a solubilidade de LiF é 230 mg/100

g de água, a 100°C. Considere que os compostos iônicos sofrem dissociação completa e que ke =

0,51 K.kg.mol-1 para a água.

53) (a) Qual é o ponto de ebulição normal de uma solução em água cuja pressão de vapor é 751

Torr, em 100°C? (b) Determine o ponto de ebulição normal de uma solução de benzeno cuja

pressão de vapor é 740 Torr, em 80,1°C, o ponto de ebulição normal do benzeno puro.

54) Uma amostra de 1,05 g de um composto molecular é dissolvido em 100 g de CCℓ4. O ponto de

ebulição normal da solução é 61,51°C e o ponto de ebulição normal do CCℓ4 é 61,20°C. Qual é a

massa molar do composto?

55) Uma solução que contem 1,14 g de uma substância molecular dissolvida em 100 g de cânfora

congela em 176,9°C. Qual é a massa molar da substância? Para a cânfora kc = 39,7 K.kg.mol-1 e seu

ponto de congelamento 179,8°C.

56) Determine o ponto de congelamento de uma solução em água de 0,10 mol/kg de um eletrólito

fraco que esta 7,5% dissociado em dois íons.

57) Qual é a pressão osmótica de uma solução 0,12 mol/L de sacarose em 298 K?

58) A pressão osmótica de 3,0 g de poliestireno dissolvido no benzeno necessário para produzir

150 mL de solução foi 1,21 kPa, em 25°C. Calcule a massa molar média da amostra de poliestireno.

59) Qual é a pressão osmótica, em 20°C, de (a) 0,01 mol/L de C12H22O11; (b) 1,0 mol/L de HCℓ; (c)

0,01 mol/L de CaCℓ2?

60) A catalase, uma enzima do fígado, é solúvel em água. A pressão osmótica de 10,0 mL de uma

solução que contem 0,166 g de catalase é 1,2 Torr em 20°C. Qual é a massa molar da catalase.

61) Determine a aw de azeitonas em salmoura que tem 81% de umidade e 4% de cloreto de sódio.

Considere o comportamento da solução como ideal.

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62) Estime a atividade de água de um suco de tangerina concentrado com 65,27% de sólidos

totais. Destes sólidos 52,55% é sacarose (C12H22O11), 25,33% é frutose (C6H12O6), 13,48% é glicose

(C6H12O6) e 8,63% é ácido cítrico (C6H8O7).

Gabarito

1) + 0,336 J.K-1 2) - 0,18 J/K

3) + 13,6 J/K 4) + 0,68 J/K

5) – 5,76 J/K 6) – 17,3 J/K

7) – 17,3 J/K 8) – 41,8 J/K

9) ΔSmis = 2,2 J/K; ΔSexp = 3,72 J/K; ΔS = 5,92 J/K 10) + 22,0 J.K-1.mol-1

11) 88,3 J.K-1.mol-1 12) + 11,2 J/K

13) (a) O3(g); (b) SnCℓ4(g); (c) Ar(g) em 1,0 atm 14) +96,3 J/K

15) + 124,49 kJ, não espontânea 16) G = - 1137,3 kJ, reação espontânea

17) (a) 75,3 J/K; (b) – 198,1 J/K 18) 5,71 J.K-1

19) (a) Espontânea quando T < 2269°C; (b) Não espontânea.

20) – 32,80 kJ, reação espontânea.

21) (a) + 0,6 kJ/mol, não espontânea; (b) - 0,5 kJ/mol, espontânea.

22) + 1,69 kJ/mol. 23) – 16,5 kJ/mol.

24) – 959,42 kJ/mol. 25) ξ = 0 (mínimo), ξ = 0,169 mol (máximo).

26) (a) ξ = 1,5 mol; (b) Não, neste caso H2 irá atuar como reagente limitante e ξ = 1,66 mol.

27) ∆G°reação = - 514,38 kJ; ∆Greação = - 539,26 kJ 28) ∆G°reação = - 32,8 kJ; ∆Greação = - 29,4 kJ

29) (a) ΔG°reação = - 4,73 kJ, K = 6,74; (b) ξ = 0,393

30) 2,86 x 10-3 mol I2; 6,28 x 10-3 mol I; K = 1,13; ξ = 0,00314 mol.

31) Uma queda de 5 K na temperatura, até 293 K, aumenta K por um fator de 2. Diminuindo a

temperatura até 282 K, uma queda de 16 K, aumenta K por um fator de 10. Para ∆H = - 20 kJ, as

temperaturas são, respectivamente, 274 K e 232 K.

32) 0,017 g. 33) 62,3°C.

34) 67°C. 35) (a) + 28,3 kJ/mol; (b) 36°C.

36) (a) H2O, 171 mmHg; CCℓ4, 523 mmHg; CHCℓ3, 900 mmHg; (b) H2O, 100°C; CCℓ4, 72°C; CHCℓ3,

58°C; (c) H2O, a justificativa é com vocês.

37) (a) sólido; (b) líquido; (c) vapor. 38) (a) 2,4 K; (b) 10 atm; (c) 5,5 K; (d) não.

39) sólido. 40) 1,8 x 10-4 mol/L.

41) 0,0207 mol.

42) (a) a concentração de CO2 dobra; (b) nenhuma alteração ocorre.

43) (a) 42,8 g; (b) 400 g; (c) 68,4 g; (d) 39,4 g; (e) 26,6 g.

44) (a) NaNO3; KNO3; NH4Cℓ; NaCℓ; (b) Ce2(SO4)3; (c) NaNO3 (maior), KNO3 (menor).

45) (a) correta; (b) incorreta; (c) correta. 46) 521 Torr.

47) 5,2 kPa. 48) (a) 4,55 Torr; (b) 354,3 Torr; (c) 0,17 Torr.

49) (a) 0,052; (b) 115 g/mol. 50) 177,8°C.

51) i = 1,9. 52) (a) 100,051°C; (b) 100,22°C; (c) 100,090°C.

53) (a) 100,34°C; (b) 81°C. 54) 170 g/mol.

55) 160 g/mol. 56) – 0,20°C.

57) 2,93 atm. 58) 41 kg/mol.

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59) (a) 0,24 atm; (b) 48 atm; (c) 0,72 atm. 60) 2,5 x 105 g/mol.

61) 0,985. 62) 0,877.

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Eletroquímica – Lista de Exemplos

Exemplo 1: Nas reações a seguir, identifique qual o elemento que se oxida e qual o que se reduz.

Indique também qual é o agente oxidante e qual o redutor.

(a) Cℓ2 + 2 HBr Br2 + 2 HCℓ

(b) Cu + 2 AgNO3 2 Ag + Cu(NO3)2

Exemplo 2: A reação que ocorre em uma célula nicad é Cd + 2 Ni(OH)3 Cd(OH)2 + 2 Ni(OH)2 e a

fem da célula completamente carregada é 1,25 V. Qual é a energia livre da reação?

Exemplo 3: Calcule a força eletromotriz padrão das pilhas:

(a) Cu/Ag (b) Zn/Ag

Exemplo 4: Poderia utilizar-se o Sn para reduzir o Mg2+?

Exemplo 5: Um célula voltaica é produzida a 25°C com as meias-células Al3+ (0,0010 mol/L) | Al e

Ni2+ (0,50 mol/L) | Ni. Escreva a equação para a reação que ocorre quando a célula gera corrente

elétrica e determine o potencial.

Exemplo 6: Uma célula voltaica é produzida com meias-células de cobre e de hidrogênio. Na célula

de cobre são empregadas condições padrão, Cu2+ (1,0 mol/L) | Cu. O gás hidrogênio tem pressão

de 1,0 bar, sendo [H+] na meia-célula de hidrogênio desconhecida. O valor de 0,49 V para a célula

é medido a 25°C. Determine o pH da solução.

Exemplo 7: Calcule a constante de equilíbrio para a reação:

Fe + Cd2+ Fe2+ + Cd

Exemplo 8: Determine a massa de zinco que se deposita na eletrólise de uma solução de ZnCℓ2,

durante 16 minutos e 5 segundos, com uma corrente elétrica de 0,5 A.

Exemplo 9: Quantos gramas de cada um dos produtos são formados quando uma corrente de 5,0A

passa por uma solução aquosa de CuSO4 durante 1 hora?

H+

OH-

Descarga no cátodo

Descarga no ânodo

Não sofrem

descarga em

solução

aquosa

Sofrem

descarga em

solução

aquosa

Cátions de metais

alcalinos, alcalinos

terrosos e alumínio.

Ex.: K+, Na+, Ca2+, Aℓ3+

Ânions oxigenados e

fluoreto.

Ex.: NO3-, SO4

2-, CℓO3-, F-

Ânions não oxigenados.

Ex.: Cℓ-, Br-, I-, S2-

Demais cátions

Ex.: Ni2+, Cu2+, Fe2+, Zn2+, Ag+

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Lista de Exercícios 04 – Eletroquímica

1) Monte um esquema para as pilhas abaixo, com as reações do cátodo, ânodo e global. Calcule a força eletromotriz. (a) Fe/Ni (b) I2/Li (c) Cu/Aℓ 2) Qual dos metais a seguir pode reduzir o Fe3+ a Fe2+, mas não o Fe2+ a Fe metálico? (a) Ag (b) Cu (c) Zn (d) Mg 3) Usando a tabela de potenciais padrões determine se as reações abaixo são espontâneas. (a) 2 Aℓ3+ + 3 Ni 2 Aℓ + 3 Ni2+ (b) 3 Ag + 4 H+ + NO3

- 3 Ag+ + 2 H2O + NO 4) O que acontece se introduzirmos uma placa de cobre metálico em uma solução de CrCℓ3? Justifique sua resposta. 5) Calcule o potencial padrão para cada uma das seguintes reações de oxirredução utilizando a tabela de potenciais. Calcule, também, a energia livre padrão para cada uma das reações. (a) 3 Br2 + 2 Cr 2 Cr3+ + 6 Br- (b) 4 MnO4

- + 12 H+ 4 Mn2+ + 5 O2 + 6 H2O (c) 8 H+ + 2 NO3

- + 3 Cu 2 NO + 3 Cu2+ + 4 H2O 6) As meias-células Fe2+(0,024 mol/L) | Fe e H+ (0,056 mol/L) | H2 (1 bar) são unidas por uma ponte salina para criar uma célula voltaica. Determine o potencial de célula a 25°C. 7) Uma célula voltaica é montada com um eletrodo de alumínio em uma solução de Al(NO3)3 0,025 mol/L e um eletrodo de ferro em uma solução de Fe(NO3)2 0,50 mol/L. Calcule a voltagem produzida por essa célula. 8) Uma meia-célula em uma célula voltaica é produzida com um fio de prata mergulhado em uma solução de AgNO3 de concentração desconhecida. A outra meia-célula consiste em um eletrodo de zinco em uma solução 1 mol/L de Zn(NO3)2. Mede-se uma voltagem de 1,48 V para essa célula. Use essa informação para calcular a concentração de Ag+. 9) Calcule a constante de equilíbrio para a reação:

2 Ag+ + Hg 2 Ag +Hg2+

10) Uma solução de nitrato de prata, AgNO3, é eletrolisada durante 55,0 minutos usando uma corrente de 0,335 A. Quantos gramas de prata são depositados? 11) Uma solução de sulfato de níquel, NiSO4, foi eletrolisada durante 1,50 h entre eletrodos inertes. Se forem depositados 35,0 g de níquel, qual o valor da corrente média? 12) Uma peça de ferro constitui o cátodo de uma célula eletrolítica, que contém uma solução aquosa de íons níquel (Ni2+). Para niquelar a peça, faz-se passar pela célula uma corrente de 19,3 A. Calcule o tempo, em segundos, necessário para que seja depositada, na peça, uma camada de níquel de massa 0,59 g.

Gabarito

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1) (a) + 0,19 V; (b) + 3,58 V; (c) + 2,10 V 2) Cu 3) (a) não é espontânea; (b) espontânea 4) nada, 2 Cr3+ + 3 Cu 2 Cr + 3 Cu2+, E° = - 1,08 V 5) (a) + 1,81 V, - 1,06 x 103 kJ; (b) + 0,28 V, - 5,4 x 102 kJ; (c) + 0,62 V, - 3,6 x 102 kJ 6) Fe + 2 H+ Fe2+ + H2, E = 0,44 V. 7) 1,24 V. 8) 0,040 mol/L. 9) K = 1,4 x 10-2. 10) 1,24 g 11) 21,3 A 12) 100 s

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