Departamento
Acadêmico de Alimentos
(DALIM)
Engenharia de Alimentos
Físico-Química
(Turma IG2A – 2° Período)
Docente: Dr. Evandro Bona
1° Semestre de 2015
Ministério da Educação
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
Câmpus Campo Mourão
PLANO DE ENSINO
CURSO Engenharia de Alimentos
MATRIZ
63
Portaria de Reconhecimento nº 255 de 11/07/2011, publicada no Diário Oficial da União
FUNDAMENTAÇÃO
de 12/07/2011, na Seção I, página 30. Nova Matriz Curricular aprovada conforme
LEGAL
Resolução 058/13 – COGEP de 13/09/13.
DISCIPLINA/UNIDADE CURRICULAR
CÓDIGO PERÍODO
EL32J
Físico-Química
AT
51
2
CARGA HORÁRIA (aulas)
AP
APS
AD APCC Total
3
54
AT: Atividades Teóricas, AP: Atividades Práticas, APS: Atividades Práticas Supervisionadas, AD: Atividades a Distância,
APCC: Atividades Práticas como Componente Curricular.
PRÉ-REQUISITO
EQUIVALÊNCIA
EL31I
EL32G
OBJETIVOS
O discente deverá ser capaz de reconhecer os princípios básicos relacionados ao comportamento dos gases, às
Leis da Termodinâmica, aos equilíbrios químicos e físicos, às propriedades das soluções e eletroquímica. O
aluno deverá possuir competência para usar o conhecimento adquirido nas disciplinas seguintes do curso e para
aplicar os tópicos discutidos em situações cotidianas do profissional de Engenharia de Alimentos.
EMENTA
Propriedades dos gases. Introdução à Termodinâmica. Equilíbrio Químico e Físico. Propriedades coligativas.
Eletroquímica.
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
ITEM
EMENTA
1
Propriedades dos gases
2
Introdução à Termodinâmica
3
Equilíbrio Químico e Físico
4
Propriedades coligativas
5
Eletroquímica
CONTEÚDO
Propriedades empíricas dos gases. Gases reais. Estrutura
dos gases.
Energia e a 1ª Lei da Termodinâmica. Entropia e a 2ª Lei da
Termodinâmica. Espontaneidade dos processos físicos e químicos.
Sistemas de composição variável e equilíbrio químico. Equilíbrio de
fases em sistemas simples. Solubilidade.
Pressão de vapor. Solução ideal. Tonoscopia. Crioscopia e
ebulioscopia. Pressão Osmótica.
Potencial de oxidação e redução. Células eletroquímicas: galvânicas
e eletrolíticas. Equação de Nerst e equilíbrio eletroquímico.
PROFESSOR
TURMA
Evandro Bona
IG2A
ANO/SEMESTRE
2015/01
AT
57
AP
CARGA HORÁRIA (aulas)
APS
AD
3
APCC
Total
60
AT: Atividades Teóricas, AP: Atividades Práticas, APS: Atividades Práticas Supervisionadas, AD: Atividades a Distância,
APCC: Atividades Práticas como Componente Curricular.
DIAS DAS AULAS PRESENCIAIS
Dia da semana
Segunda
Número de aulas no
semestre (ou ano)
Terça
Quarta
Sexta
Sábado
57
PROGRAMAÇÃO E CONTEÚDOS DAS AULAS (PREVISÃO)
Dia/Mês ou Semana
Conteúdo das Aulas
ou Período
11/03/2015
Quinta
Apresentação da disciplina. Propriedades dos gases.
Número
de Aulas
3
PROGRAMAÇÃO E CONTEÚDOS DAS AULAS (PREVISÃO)
Dia/Mês ou Semana
Conteúdo das Aulas
ou Período
18/03/2015
25/03/2015
01/04/2015
08/04/2015
15/04/2015
22/04/2015
29/04/2015
06/05/2015
13/05/2015
20/05/2015
27/05/2015
03/06/2015
10/06/2015
17/06/2015
24/06/2015
01/07/2015
08/07/2015
15/07/2015
Propriedades dos gases.
Propriedades dos gases.
Introdução à Termodinâmica.
Introdução à Termodinâmica.
Introdução à Termodinâmica.
Introdução à Termodinâmica.
Introdução à Termodinâmica.
1ª Avaliação individual e sem consultas.
Equilíbrio Químico e Físico.
Equilíbrio Químico e Físico.
Equilíbrio Químico e Físico.
Propriedades coligativas.
Propriedades coligativas.
Eletroquímica.
Eletroquímica.
Eletroquímica.
2ª Avaliação individual e sem consultas.
Avaliação de Recuperação com todo o conteúdo do semestre.
Número
de Aulas
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
PROCEDIMENTOS DE ENSINO
AULAS TEÓRICAS
Aulas expositivas, consulta à bibliografia sugerida, resolução de exercícios e horário de atendimento
extraclasse. Os materiais da disciplina (plano de ensino, lista de exemplos, lista de exercícios e modelo de
relatório) estarão disponíveis em http://paginapessoal.utfpr.edu.br/ebona.
No primeiro dia de aula serão apresentadas as regras, objetivos, ementa e critérios de avaliação da disciplina.
Os conteúdos serão ministrados através de aulas expositivas para discussão dos conceitos teóricos
enriquecidas com a leitura da bibliografia sugerida e resolução de exercícios pelos alunos. Quando necessário
serão utilizados recursos audiovisuais e didático-pedagógicos disponíveis na instituição. A bibliografia será
baseada principalmente nos livros indicados, caso necessário, serão fornecidas listas de exercícios e material
adicional para reforço do aprendizado. O professor também disponibilizará horários de atendimento para a
discussão das dúvidas pertinentes e revisão dos erros cometidos nas avaliações (PAluno).
AULAS PRÁTICAS
ATIVIDADES PRÁTICAS SUPERVISIONADAS
Trabalho em grupo (4 a 5 alunos): Análise dos resultados obtidos durante a resolução de exercícios de
aplicação e aprofundamento do conteúdo teórico. Cada relatório será corrigido de acordo com o conteúdo e
normas preestabelecidas. A média aritmética de todas as atividades práticas supervisionadas será equivalente
a 20% da nota final.
ATIVIDADES A DISTÂNCIA
ATIVIDADES PRÁTICAS COMO COMPONENTE CURRICULAR
PROCEDIMENTOS DE AVALIAÇÃO
Serão aplicadas duas provas individuais e sem consulta (P1 e P2) mais a média das notas atribuídas para as
atividades práticas supervisionadas (APS). A média parcial (MP) será a soma ponderada dessas três notas
(MP = 0,4*P1 + 0,4*P2 + 0,2*APS). Os alunos poderão realizar uma avaliação de recuperação (AR) no fim do
semestre referente a todo conteúdo da disciplina. A média final (MF) será a média aritmética entre MP e AR.
A disciplina será avaliada através de 2 (duas) provas individuais (P1 e P2) mais a média das notas atribuídas
para as atividades práticas supervisionadas (APS). As provas já estão agendadas conforme a programação
das aulas apresentada acima. Considera-se, para todos os efeitos, Média Parcial (MP) como a soma
ponderada três notas citadas anteriormente conforme segue.
MP = 0,4*P1 + 0,4*P2 + 0,2*APS
Todos os alunos terão o direito de realizar a avaliação de recuperação (AR) ao final do semestre. Esta
avaliação será referente a todo conteúdo da disciplina. Assim, a média final (MF) será composta através da
média aritmética entre MP e AR.
– Considerar-se-á aprovado por média, o aluno que tiver frequência igual ou superior a 75% e média final igual
ou superior a 6,0 (seis), consideradas todas as avaliações previstas no plano de ensino da disciplina.
– O aluno com frequência inferior a 75% (setenta e cinco por cento), será considerado reprovado na disciplina.
Para o 1° semestre de 2015 o limite será de 15 faltas.
REFERÊNCIAS
Referencias Básicas:
ATKINS, P. W.; PAULA, Julio de. Físico-química - fundamentos. 5. ed. Rio de Janeiro, RJ: LTC, 2011. xviii,
493 p. ISBN 8521613830.
CASTELLAN, Gilbert William. Fundamentos de físico-química. Rio de Janeiro, RJ: LTC, c1986. xx, 527 p.
ISBN 9788521604891.
ATKINS, P. W.; PAULA, Julio de. Físico-química. 9. ed. Rio de Janeiro, RJ: LTC, 2012. 2 v. ISBN
9788521621058.
Referências Complementares:
CHANG, Raymond. Físico-química: para as ciências químicas e biológicas. São Paulo: McGraw-Hill, 2010. 2
v. ISBN 9788577260621.
RANGEL, Renato Nunes. Práticas de físico-química. 3. ed. rev. e ampl. São Paulo: Edgard Blücher, 2006.
xvii, 316 p. ISBN 85-212-0364-0.
ROCHA FILHO, Romeu Cardozo; SILVA, Roberto Ribeiro da. Cálculos básicos da química. São Carlos:
EdUFSCar, 2006. 277 p.
HIMMELBLAU, David Mautner; RIGGS, James L. Engenharia química: princípios e cálculos. 7. ed. Rio de
Janeiro, RJ: LTC, c2006. xxii, 846 p. + 1 tabela ISBN 85-216-1502-7.
MONK, Paul; MUNRO, Lindsey J. Matemática para química: uma caixa de ferramentas de cálculo dos
químicos. 2.ed. Rio de Janeiro: LTC, c2012. xvi, 473 p. ISBN 9788521620655.
ATKINS, P. W.; JONES, Loretta (Autor). Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p. ISBN 8536306688.
BROWN, Theodore L. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, c2005. xviii, 972 p.
+ 1 tabela ISBN 85-87918-42-7.
ORIENTAÇÕES GERAIS
Assinatura do Professor
Assinatura do Coordenador do Curso
Constantes e Fatores de Conversão
1 cal = 4,184 J 1 L.atm = 101,325 J 1 bar = 105 Pa = 100 kPa
1 J = 1 (kg∙m2)/s2
1 atm = 760 Torr = 760 mmHg
1 atm = 14,7 lb/in2 (psi)
1 atm = 1,01325 x 105 Pa = 101,325 kPa
96500 C = 1 F (Faraday)
Formulário
AS RASURAS NESSE FORMULÁRIO SERÃO DESCONTADAS NA NOTA DA PROVA!!!
Atualizado em: 06/03/2015
APPENDIX 2
Data
2A
Experimental
THERMODYNAMIC DATA AT 25°C
Inorganic Substances
Substance
Molar mass,
M (gmol1)
Enthalpy
of formation,
Hf° (kJmol1)
Free energy
of formation,
Gf° (kJmol1)
Molar heat
capacity,
CP,m (JK1mol1)
Molar entropy,*
Sm° (JK1mol1)
0
524.7
1675.7
1276
704.2
0
481.2
1582.35
—
628.8
24.35
—
79.04
—
91.84
28.33
321.7
50.92
—
110.67
45.69
232.78
337.80
401.94
Aluminum
Al(s)
Al3(aq)
Al2O3(s)
Al(OH)3(s)
AlCl3(s)
26.98
26.98
101.96
78.00
133.33
Antimony
Sb(s)
SbH3(g)
SbCl3(g)
SbCl5(g)
121.76
124.78
228.11
299.01
0
145.11
313.8
394.34
0
147.75
301.2
334.29
25.23
41.05
76.69
121.13
Arsenic
As(s), gray
As2S3(s)
AsO43(aq)
74.92
246.05
138.92
0
169.0
888.14
0
168.6
648.41
24.64
116.3
—
Barium
Ba(s)
Ba2(aq)
BaO(s)
BaCO3(s)
BaCO3(aq)
137.33
137.33
153.33
197.34
197.34
0
537.64
553.5
1216.3
1214.78
0
560.77
525.1
1137.6
1088.59
28.07
—
47.78
85.35
—
62.8
9.6
70.42
112.1
47.3
Boron
B(s)
B2O3(s)
BF3(g)
10.81
69.62
67.81
0
1272.8
1137.0
0
1193.7
1120.3
11.09
62.93
50.46
5.86
53.97
254.12
Bromine
Br2(l)
Br2(g)
Br(g)
Br(aq)
HBr(g)
159.80
159.80
79.90
79.90
80.91
0
30.91
111.88
121.55
36.40
0
3.11
82.40
103.96
53.45
75.69
36.02
20.79
—
29.14
152.23
245.46
175.02
82.4
198.70
Calcium
Ca(s)
Ca(g)
Ca2(aq)
40.08
40.08
40.08
0
178.2
542.83
0
144.3
553.58
25.31
20.79
—
41.42
154.88
53.1
35.1
163.6
162.8
(continued)
A11
A12
APPENDIX 2
Inorganic Substances (continued)
Substance
CaO(s)
Ca(OH)2(s)
Ca(OH)2(aq)
CaCO3(s), calcite
CaCO3(s), aragonite
CaCO3(aq)
CaF2(s)
CaF2(aq)
CaCl2(s)
CaCl2(aq)
CaBr2(s)
CaC2(s)
CaSO4(s)
CaSO4(aq)
Molar mass,
M (gmol1)
56.08
74.10
74.10
100.09
100.09
100.09
78.08
78.08
110.98
110.98
199.88
64.10
136.14
136.14
Enthalpy
of formation,
Hf° (kJmol1)
Free energy
of formation,
Gf° (kJmol1)
Molar heat
capacity,
CP,m (JK1mol1)
Molar entropy,*
Sm° (JK1mol1)
635.09
986.09
1002.82
1206.9
1207.1
1219.97
1219.6
1208.09
795.8
877.1
682.8
59.8
1434.11
1452.10
604.03
898.49
868.07
1128.8
1127.8
1081.39
1167.3
1111.15
748.1
816.0
663.6
64.9
1321.79
1298.10
42.80
87.49
—
81.88
81.25
—
67.03
—
72.59
—
72.59
62.72
99.66
—
39.75
83.39
74.5
92.9
88.7
110.0
68.87
80.8
104.6
59.8
130
69.96
106.7
33.1
Carbon (for organic compounds, see the next table)
C(s), graphite
12.01
0
C(s), diamond
12.01
1.895
C(g)
12.01
716.68
CO(g)
28.01
110.53
CO2(g)
44.01
393.51
CO32(aq)
60.01
677.14
CCl4(l)
153.81
135.44
CS2(l)
76.15
89.70
HCN(g)
27.03
135.1
HCN(l)
27.03
108.87
HCN(aq)
27.03
107.1
0
2.900
671.26
137.17
394.36
527.81
65.21
65.27
124.7
124.97
119.7
Cerium
Ce(s)
Ce3(aq)
Ce4(aq)
140.12
140.12
140.12
0
696.2
537.2
0
672.0
503.8
26.94
—
—
Chlorine
Cl2(g)
Cl(g)
Cl(aq)
HCl(g)
HCl(aq)
70.90
35.45
35.45
36.46
36.46
0
121.68
167.16
92.31
167.16
0
105.68
131.23
95.30
131.23
33.91
21.84
—
29.12
—
223.07
165.20
56.5
186.91
56.5
63.55
63.55
63.55
143.10
79.55
159.61
249.69
0
71.67
64.77
168.6
157.3
771.36
2279.7
0
49.98
65.49
146.0
129.7
661.8
1879.7
24.44
—
—
63.64
42.30
100.0
280
33.15
40.6
99.6
93.14
42.63
109
300.4
Copper
Cu(s)
Cu(aq)
Cu2(aq)
Cu2O(s)
CuO(s)
CuSO4(s)
CuSO45H2O(s)
8.53
6.11
20.84
29.14
37.11
—
131.75
75.7
35.86
70.63
—
5.740
2.377
158.10
197.67
213.74
56.9
216.40
151.34
201.78
112.84
124.7
72.0
205
301
A13
EXPERIMENTAL DATA
Molar mass,
M (gmol1)
Enthalpy
of formation,
Hf° (kJmol1)
Free energy
of formation,
Gf° (kJmol1)
Molar heat
capacity,
CP,m (JK1mol1)
Deuterium
D2(g)
D2O(g)
D2O(l)
4.028
20.028
20.028
0
249.20
294.60
0
234.54
243.44
29.20
34.27
34.27
144.96
198.34
75.94
Fluorine
F2(g)
F(aq)
HF(g)
HF(aq)
38.00
19.00
20.01
20.01
0
332.63
271.1
330.08
0
278.79
273.2
296.82
31.30
—
29.13
—
202.78
13.8
173.78
88.7
0
217.97
0
285.83
241.82
187.78
191.17
285.83
0
203.25
0
237.13
228.57
120.35
134.03
237.13
28.82
20.78
0
75.29
33.58
89.1
—
75.29
130.68
114.71
0
69.91
188.83
109.6
143.9
69.91
0
62.44
55.19
26.48
0
19.33
51.57
1.70
54.44
36.90
—
29.16
116.14
260.69
111.3
206.59
0
78.90
4.7
1015.4
742.2
100.4
6.9
166.9
25.10
—
—
143.43
103.85
50.54
—
62.17
27.28
137.7
315.9
146.4
87.40
60.29
—
52.93
0
1.7
277.4
919.94
278.7
244.8
0
14.43
217.33
813.14
261.92
232.34
26.44
—
64.64
103.21
80.12
—
64.81
10.5
68.6
148.57
161.5
175.3
0
147.70
0
113.10
24.89
20.79
32.68
148.65
Substance
Hydrogen (see also Deuterium)
H2(g)
2.0158
H(g)
1.0079
H(aq)
1.0079
H2O(l)
18.02
H2O(g)
18.02
H2O2(l)
34.02
H2O2(aq)
34.02
H3O(aq)
19.02
Iodine
I2(s)
I2(g)
I(aq)
HI(g)
253.80
253.80
126.90
127.91
Iron
Fe(s)
Fe2(aq)
Fe3(aq)
Fe3O4(s), magnetite
Fe2O3(s), hematite
FeS(s, )
FeS(aq)
FeS2(s)
55.84
55.84
55.84
231.52
159.68
87.90
87.90
119.96
Lead
Pb(s)
Pb2(aq)
PbO2(s)
PbSO4(s)
PbBr2(s)
PbBr2(aq)
207.2
207.2
239.2
303.3
367.0
367.0
Magnesium
Mg(s)
Mg(g)
24.31
24.31
0
89.1
48.5
1118.4
824.2
100.0
—
178.2
Molar entropy,*
Sm° (JK1mol1)
(continued)
A14
APPENDIX 2
Inorganic Substances (continued)
Substance
Molar mass,
M (gmol1)
Enthalpy
of formation,
Hf° (kJmol1)
Free energy
of formation,
Gf° (kJmol1)
Molar heat
capacity,
CP,m (JK1mol1)
Molar entropy,*
Sm° (JK1mol1)
Mg2(aq)
MgO(s)
MgCO3(s)
MgBr2(s)
24.31
40.31
84.32
184.11
466.85
601.70
1095.8
524.3
454.8
569.43
1012.1
503.8
—
37.15
75.52
—
138.1
26.94
65.7
117.2
Mercury
Hg(l)
Hg(g)
HgO(s)
Hg2Cl2(s)
200.59
200.59
216.59
472.08
0
61.32
90.83
265.22
0
31.82
58.54
210.75
27.98
20.79
44.06
102
76.02
174.96
70.29
192.5
Nitrogen
N2(g)
NO(g)
N2O(g)
NO2(g)
N2O4(g)
HNO3(l)
HNO3(aq)
NO3(aq)
NH3(g)
NH3(aq)
NH4(aq)
NH2OH(s)
HN3(g)
N2H4(l)
NH4NO3(s)
NH4Cl(s)
NH4ClO4(s)
28.02
30.01
44.02
46.01
92.02
63.02
63.02
62.02
17.03
17.03
18.04
33.03
43.04
32.05
80.05
53.49
117.49
0
90.25
82.05
33.18
9.16
174.10
207.36
205.0
46.11
80.29
132.51
114.2
294.1
50.63
365.56
314.43
295.31
0
86.55
104.20
51.31
97.89
80.71
111.25
108.74
16.45
26.50
79.31
—
328.1
149.34
183.87
202.87
88.75
29.12
29.84
38.45
37.20
77.28
109.87
—
—
35.06
—
—
—
98.87
139.3
84.1
—
—
191.61
210.76
219.85
240.06
304.29
155.60
146.4
146.4
192.45
111.3
113.4
—
238.97
121.21
151.08
94.6
186.2
32.00
48.00
17.01
0
142.7
229.99
0
163.2
157.24
29.36
39.29
—
205.14
238.93
10.75
30.97
123.88
33.99
283.88
81.99
97.99
97.99
137.32
137.32
208.22
208.22
0
58.91
5.4
2984.0
964.8
1266.9
1288.34
319.7
287.0
374.9
443.5
0
24.44
13.4
2697.0
—
—
1142.54
272.3
267.8
305.0
—
23.84
67.15
37.11
—
—
—
—
—
71.84
112.8
—
41.09
279.98
210.23
228.86
—
—
158.2
217.18
311.78
364.6
—
Oxygen
O2(g)
O3(g)
OH(aq)
Phosphorus
P(s), white
P4(g)
PH3(g)
P4O10(s)
H3PO3(aq)
H3PO4(l)
H3PO4(aq)
PCl3(l)
PCl3(g)
PCl5(g)
PCl5(s)
A15
EXPERIMENTAL DATA
Substance
Molar mass,
M (gmol1)
Enthalpy
of formation,
Hf° (kJmol1)
Free energy
of formation,
Gf° (kJmol1)
Molar heat
capacity,
CP,m (JK1mol1)
Molar entropy,*
Sm° (JK1mol1)
Potassium
K(s)
K(g)
K(aq)
KOH(s)
KOH(aq)
KF(s)
KCl(s)
KBr(s)
KI(s)
KClO3(s)
KClO4(s)
K2S(s)
K2S(aq)
39.10
39.10
39.10
56.11
56.11
58.10
74.55
119.00
166.00
122.55
138.55
110.26
110.26
0
89.24
252.38
424.76
482.37
567.27
436.75
393.80
327.90
397.73
432.75
380.7
471.5
0
60.59
283.27
379.08
440.50
537.75
409.14
380.66
324.89
296.25
303.09
364.0
480.7
29.58
20.79
—
64.9
—
49.04
51.30
52.30
52.93
100.25
112.38
—
—
64.18
160.34
102.5
78.9
91.6
66.57
82.59
95.90
106.32
143.1
151.0
105
190.4
Silicon
Si(s)
SiO2(s, )
28.09
60.09
0
910.94
0
856.64
20.00
44.43
18.83
41.84
Silver
Ag(s)
Ag(aq)
Ag2O(s)
AgBr(s)
AgBr(aq)
AgCl(s)
AgCl(aq)
AgI(s)
AgI(aq)
AgNO3(s)
107.87
107.87
231.74
187.77
187.77
143.32
143.32
234.77
234.77
169.88
0
105.58
31.05
100.37
15.98
127.07
61.58
61.84
50.38
124.39
0
77.11
11.20
96.90
26.86
109.79
54.12
66.19
25.52
33.41
25.35
—
65.86
52.38
—
50.79
—
56.82
—
93.05
42.55
72.68
121.3
107.1
155.2
96.2
129.3
115.5
184.1
140.92
Sodium
Na(s)
Na(g)
Na(aq)
NaOH(s)
NaOH(aq)
NaCl(s)
NaBr(s)
NaI(s)
22.99
22.99
22.99
40.00
40.00
58.44
102.89
149.89
0
107.32
240.12
425.61
470.11
411.15
361.06
287.78
0
76.76
261.91
379.49
419.15
384.14
348.98
286.06
28.24
20.79
—
59.54
—
50.50
51.38
52.09
51.21
153.71
59.0
64.46
48.1
72.13
86.82
98.53
32.06
32.06
32.06
64.06
80.06
0
0.33
33.1
296.83
395.72
0
0.1
85.8
300.19
371.06
22.64
23.6
—
39.87
50.67
31.80
32.6
14.6
248.22
256.76
Sulfur
S(s), rhombic
S(s), monoclinic
S2(aq)
SO2(g)
SO3(g)
(continued)
A16
APPENDIX 2
Inorganic Substances (continued)
Substance
Molar mass,
M (gmol1)
Enthalpy
of formation,
Hf° (kJmol1)
Free energy
of formation,
Gf° (kJmol1)
Molar heat
capacity,
CP,m (JK1mol1)
Molar entropy,*
Sm° (JK1mol1)
H2SO4(l)
SO42(aq)
HSO4(aq)
H2S(g)
H2S(aq)
SF6(g)
98.08
96.06
97.07
34.08
34.08
146.06
813.99
909.27
887.34
20.63
39.7
1209
690.00
744.53
755.91
33.56
27.83
1105.3
138.9
—
—
34.23
—
97.28
156.90
20.1
131.8
205.79
121
291.82
Tin
Sn(s), white
Sn(s), gray
SnO(s)
SnO2(s)
118.71
118.71
134.71
150.71
0
2.09
285.8
580.7
0
0.13
256.9
519.6
26.99
25.77
44.31
52.59
51.55
44.14
56.5
52.3
65.41
65.41
81.41
0
153.89
348.28
0
147.06
318.30
25.40
—
40.25
41.63
112.1
43.64
Zinc
Zn(s)
Zn2(aq)
ZnO(s)
*The entropies of individual ions in solution are determined by setting the entropy of H in water
equal to 0 and then defining the entropies of all other ions relative to this value; hence a negative
entropy is one that is lower than the entropy of H in water. All absolute entropies are positive, and
no sign need be given; all entropies of ions are relative to that of H and are listed here with a sign
(either or ).
Organic Compounds
Substance
Hydrocarbons
CH4(g), methane
C2H2(g), ethyne
(acetylene)
C2H4(g), ethene
(ethylene)
C2H6(g), ethane
C3H6(g), propene
(propylene)
C3H6(g), cyclopropane
C3H8(g), propane
C4H10(g), butane
Molar
mass,
M (gmol1)
Enthalpy
of
combustion,
Hc°
(kJmol1)
Enthalpy
of
formation,
Hf°
(kJmol1)
Free
energy of
formation,
Gf°
(kJmol1)
Molar
heat
capacity,
CP,m
(JK1mol1)
16.04
890
74.81
50.72
35.31
186.26
26.04
1300
226.73
209.20
43.93
200.94
28.05
30.07
1411
1560
52.26
84.68
68.15
32.82
43.56
52.63
219.56
229.60
42.08
42.08
44.09
58.12
2058
2091
2220
2878
20.42
53.30
103.85
126.15
62.78
104.45
23.49
17.03
63.89
55.94
73.5
97.45
266.6
237.4
270.2
310.1
Molar
entropy,
S°
(JK1mol1)
EXPERIMENTAL DATA
A17
Organic Compounds (continued)
Substance
Molar
mass,
M (gmol1)
Enthalpy
of
combustion,
Hc°
(kJmol1)
Enthalpy
of
formation,
Hf°
(kJmol1)
Free
energy of
formation,
Gf°
(kJmol1)
Molar
heat
capacity,
CP,m
(JK1mol1)
Molar
entropy,
S°
(JK1mol1)
C5H12(g), pentane
C6H6(l), benzene
C6H6(g)
C7H8(l), toluene
C7H8(g)
C6H12(l), cyclohexane
C6H12(g)
C8H18(l), octane
72.14
78.11
78.11
92.13
92.13
84.15
84.15
114.22
3537
3268
3302
3910
3953
3920
3953
5471
146.44
49.0
82.9
12.0
50.0
156.4
—
249.9
8.20
124.3
129.72
113.8
122.0
26.7
—
6.4
120.2
136.1
81.67
—
103.6
156.5
—
—
349
173.3
269.31
221.0
320.7
204.4
—
358
Alcohols and phenols
CH3OH(l), methanol
CH3OH(g)
C2H5OH(l), ethanol
C2H5OH(g)
C6H5OH(s), phenol
32.04
32.04
46.07
46.07
94.11
726
764
1368
1409
3054
238.86
200.66
277.69
235.10
164.6
166.27
161.96
174.78
168.49
50.42
81.6
43.89
111.46
65.44
—
126.8
239.81
160.7
282.70
144.0
46.02
255
424.72
361.35
99.04
128.95
60.05
60.05
875
—
484.5
485.76
389.9
396.46
124.3
—
159.8
86.6
90.04
254
827.2
697.9
117
120
122.12
3227
385.1
245.3
146.8
167.6
30.03
571
108.57
102.53
35.40
218.77
44.05
44.05
1166
1192
192.30
166.19
128.12
128.86
—
57.3
160.2
250.3
58.08
1790
248.1
155.4
124.7
200
180.15
180.15
180.15
342.29
2808
—
2810
5645
—
—
—
—
212
—
—
360
60.06
93.13
632
3393
333.51
31.6
197.33
149.1
93.14
—
104.60
191.3
75.07
969
532.9
373.4
99.2
103.51
31.06
1085
53.1
243.41
Carboxylic acids
HCOOH(l),
formic acid
CH3COOH(l),
acetic acid
CH3COOH(aq)
(COOH)2(s),
oxalic acid
C6H5COOH(s),
benzoic acid
Aldehydes and ketones
HCHO(g), methanal
(formaldehyde)
CH3CHO(l), ethanal
(acetaldehyde)
CH3CHO(g)
CH3COCH3(l),
propanone (acetone)
Sugars
C6H12O6(s), glucose
C6H12O6(aq)
C6H12O6(s), fructose
C12H22O11(s), sucrose
Nitrogen compounds
CO(NH2)2(s), urea
C6H5NH2(l), aniline
NH2CH2COOH(s),
glycine
CH3NH2(g),
methylamine
1268
—
1266
2222
22.97
910
917
—
1545
32.16
A18
2B
APPENDIX 2
STANDARD POTENTIALS AT 25°C
Potentials in Electrochemical Order
Reduction half-reaction
Strongly oxidizing
H4XeO6 2 H 2 e ∫B XeO3 3 H2O
F2 2 e ∫B 2 F
O3 2 H 2 e ∫B O2 H2O
S2O82 2 e ∫B 2 SO42
Ag2 e ∫B Ag
Co3 e ∫B Co2
H2O2 2 H 2 e ∫B 2 H2O
Au e ∫B Au
Pb4 2 e ∫B Pb2
2 HClO 2 H 2 e ∫B Cl2 2 H2O
Ce4 e ∫B Ce3
2 HBrO 2 H 2 e ∫B Br2 2 H2O
MnO4 8 H 5 e ∫B Mn2 4 H2O
Mn3 e ∫B Mn2
Au3 3 e ∫B Au
Cl2 2 e ∫B 2 Cl
Cr2O72 14 H 6 e ∫B 2 Cr3 7 H2O
O3 H2O 2 e ∫B O2 2 OH
O2 4 H 4 e ∫B 2 H2O
MnO2 4 H 2 e ∫B Mn2 2 H2O
ClO4 2 H 2 e ∫B ClO3 H2O
Pt2 2 e ∫B Pt
Br2 2 e ∫B 2 Br
Pu4 e ∫B Pu3
NO3 4 H 3 e ∫B NO 2 H2O
2 Hg2 2 e ∫B Hg22
ClO H2O 2 e ∫B Cl 2 OH
Hg2 2 e ∫B Hg
NO3 2 H e ∫B NO2 H2O
Ag e ∫B Ag
Hg22 2 e ∫B 2 Hg
AgF e ∫B Ag F
Fe3 e ∫B Fe2
BrO H2O 2 e ∫B Br 2 OH
MnO42 2 H2O 2 e ∫B MnO2 4 OH
MnO4 e ∫B MnO42
I2 2 e ∫B 2 I
I3 2 e ∫B 3 I
Cu e ∫B Cu
Ni(OH)3 e ∫B Ni(OH)2 OH
O2 2 H2O 4 e ∫B 4 OH
ClO4 H2O 2 e ∫B ClO3 2 OH
Cu2 2 e ∫B Cu
Hg2Cl2 2 e ∫B 2 Hg 2 Cl
AgCl e ∫B Ag Cl
Bi3 3 e ∫B Bi
SO42 4 H 2 e ∫B H2SO3 H2O
Cu2 e ∫B Cu
Sn4 2e ∫B Sn2
AgBr e ∫B Ag Br
E° (V)
3.0
2.87
2.07
2.05
1.98
1.81
1.78
1.69
1.67
1.63
1.61
1.60
1.51
1.51
1.40
1.36
1.33
1.24
1.23
1.23
1.23
1.20
1.09
0.97
0.96
0.92
0.89
0.85
0.80
0.80
0.79
0.78
0.77
0.76
0.60
0.56
0.54
0.53
0.52
0.49
0.40
0.36
0.34
0.27
0.22
0.20
0.17
0.15
0.15
0.07
Reduction half-reaction
NO3
4
E° (V)
NO2
H2O 2 e ∫B
2 OH
Ti e ∫B Ti3
2 H 2 e ∫B H2
Fe3 3 e ∫B Fe
O2 H2O 2 e ∫B HO2 OH
Pb2 2 e ∫B Pb
In e ∫B In
Sn2 2 e ∫B Sn
AgI e ∫B Ag I
Ni2 2 e ∫B Ni
V3 e ∫B V2
Co2 2 e ∫B Co
In3 3 e ∫B In
Tl e ∫B Tl
PbSO4 2 e ∫B Pb SO42
Ti3 e ∫B Ti2
In2 e ∫B In
Cd2 2 e ∫B Cd
Cr3 e ∫B Cr2
Fe2 2 e ∫B Fe
In3 2 e ∫B In
S 2 e ∫B S2
In3 e ∫B In2
Ga e ∫B Ga
O2 e ∫B O2
U4 e ∫B U3
Se 2 e ∫B Se2
Cr3 3 e ∫B Cr
Zn2 2 e ∫B Zn
Cd(OH)2 2 e ∫B Cd 2 OH
2 H2O 2 e ∫B H2 2 OH
Te 2 e ∫B Te2
Cr2 2 e ∫B Cr
Mn2 2 e ∫B Mn
V2 2 e ∫B V
Ti2 2 e ∫B Ti
Al3 3 e ∫B Al
U3 3 e ∫B U
Be2 2 e ∫B Be
Mg2 2 e ∫B Mg
Ce3 3 e ∫B Ce
La3 3 e ∫B La
Na e ∫B Na
Ca2 2 e ∫B Ca
Sr2 2 e ∫B Sr
Ba2 2 e ∫B Ba
Ra2 2 e ∫B Ra
Cs e ∫B Cs
Rb e ∫B Rb
K e ∫B K
Li e ∫B Li
Strongly reducing
0.01
0.00
0, by definition
0.04
0.08
0.13
0.14
0.14
0.15
0.23
0.26
0.28
0.34
0.34
0.36
0.37
0.40
0.40
0.41
0.44
0.44
0.48
0.49
0.53
0.56
0.61
0.67
0.74
0.76
0.81
0.83
0.84
0.91
1.18
1.19
1.63
1.66
1.79
1.85
2.36
2.48
2.52
2.71
2.87
2.89
2.91
2.92
2.92
2.93
2.93
3.05
EXPERIMENTAL DATA
A19
Potentials in Alphabetical Order
Reduction half-reaction
E° (V)
Reduction half-reaction
E° (V)
Ag e ∫B Ag
Ag2 e ∫B Ag
AgBr e ∫B Ag Br
AgCl e ∫B Ag Cl
AgF e ∫B Ag F
AgI e ∫B Ag I
Al3 3 e ∫B Al
Au e ∫B Au
Au3 3 e ∫B Au
Ba2 2 e ∫B Ba
Be2 2 e ∫B Be
Bi3 3 e ∫B Bi
Br2 2 e ∫B 2 Br
BrO H2O 2 e ∫B Br 2 OH
Ca2 2 e ∫B Ca
Cd2 2 e ∫B Cd
Cd(OH)2 2 e ∫B Cd 2 OH
Ce3 3 e ∫B Ce
Ce4 e ∫B Ce3
Cl2 2 e ∫B 2 Cl
ClO H2O 2 e ∫B Cl 2 OH
ClO4 2 H 2 e ∫B ClO3 H2O
ClO4 H2O 2 e ∫B ClO3 2 OH
Co2 2 e ∫B Co
Co3 e ∫B Co2
Cr2 2 e ∫B Cr
Cr2O72 14 H 6 e ∫B 2 Cr3 7 H2O
Cr3 3 e ∫B Cr
Cr3 e ∫B Cr2
Cs e ∫B Cs
Cu e ∫B Cu
Cu2 2 e ∫B Cu
Cu2 e ∫B Cu
F2 2 e ∫B 2 F
Fe2 2 e ∫B Fe
Fe3 3 e ∫B Fe
Fe3 e ∫B Fe2
Ga e ∫B Ga
2 H 2 e ∫B H2
2 HBrO 2 H 2 e ∫B Br2 2 H2O
2 HClO 2 H 2 e ∫B Cl2 2 H2O
2 H2O 2 e ∫B H2 2 OH
H2O2 2 H 2 e ∫B 2 H2O
H4XeO6 2 H 2 e ∫B XeO3 3 H2O
Hg22 2 e ∫B 2 Hg
Hg2 2 e ∫B Hg
2 Hg2 2 e ∫B Hg22
Hg2Cl2 2 e ∫B 2 Hg 2 Cl
I2 2 e ∫B 2 I
I3 2 e ∫B 3 I
In e ∫B In
0.80
1.98
0.07
0.22
0.78
0.15
1.66
1.69
1.40
2.91
1.85
0.20
1.09
0.76
2.87
0.40
0.81
2.48
1.61
1.36
0.89
1.23
0.36
0.28
1.81
0.91
1.33
0.74
0.41
2.92
0.52
0.34
0.15
2.87
0.44
0.04
0.77
0.53
0, by definition
1.60
1.63
0.83
1.78
3.0
0.79
0.85
0.92
0.27
0.54
0.53
0.14
In2 e ∫B In
In3 e ∫B In2
In3 2 e ∫B In
In3 3 e ∫B In
K e ∫B K
La3 3 e ∫B La
Li e ∫B Li
Mg2 2 e ∫B Mg
Mn2 2 e ∫B Mn
Mn3 e ∫B Mn2
MnO2 4 H 2 e ∫B Mn2 2 H2O
MnO4 e ∫B MnO42
MnO4 8 H 5 e ∫B Mn2 4 H2O
MnO42 2 H2O 2 e ∫B MnO2 4 OH
NO3 2 H e ∫B NO2 H2O
NO3 4 H 3 e ∫B NO 2 H2O
NO3 H2O 2 e ∫B NO2 2 OH
Na e ∫B Na
Ni2 2 e ∫B Ni
Ni(OH)3 e ∫B Ni(OH)2 OH
O2 e ∫B O2
O2 4 H 4 e ∫B 2 H2O
O2 H2O 2 e ∫B HO2 OH
O2 2 H2O 4 e ∫B 4 OH
O3 2 H 2 e ∫B O2 H2O
O3 H2O 2 e ∫B O2 2 OH
Pb2 2 e ∫B Pb
Pb4 2 e ∫B Pb2
PbSO4 2 e ∫B Pb SO42
Pt2 2 e ∫B Pt
Pu4 e ∫B Pu3
Ra2 2 e ∫B Ra
Rb e ∫B Rb
S 2 e ∫B S2
SO42 4 H 2 e ∫B H2SO3 H2O
S2O82 2 e ∫B 2 SO42
Se 2 e ∫B Se2
Sn2 2 e ∫B Sn
Sn4 2 e ∫B Sn2
Sr2 2 e ∫B Sr
Te 2 e ∫B Te2
Ti2 2 e ∫B Ti
Ti3 e ∫B Ti2
Ti4 e ∫B Ti3
Tl e ∫B Tl
U3 3 e ∫B U
U4 e ∫B U3
V2 2 e ∫B V
V3 e ∫B V2
Zn2 2 e ∫B Zn
0.40
0.49
0.44
0.34
2.93
2.52
3.05
2.36
1.18
1.51
1.23
0.56
1.51
0.60
0.80
0.96
0.01
2.71
0.23
0.49
0.56
1.23
0.08
0.40
2.07
1.24
0.13
1.67
0.36
1.20
0.97
2.92
2.93
0.48
0.17
2.05
0.67
0.14
0.15
2.89
0.84
1.63
0.37
0.00
0.34
1.79
0.61
1.19
0.26
0.76
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: Uma amostra de gás que está no cilindro de uma máquina ocupa o volume de 80 cm 3
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?
Exemplo 3: 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 4: 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 5: 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 6: Determine o valor do coeficiente de expansão para um gás ideal.
Exemplo 7: Determine o valor da compressibilidade isotérmica para um gás ideal.
Exemplo 8: 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 9: 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 10: Uma amostra de ar seco de 1,0 g é composta de 0,76 g de nitrogênio (N 2) 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 11: Usando a equação de van der Waals determine:
Exemplo 12: 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
e
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.
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 cm 2, 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) 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?
8) 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?
9) Qual a densidade do N2 a 27°C e 1000 kPa em unidades SI?
10) 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?
11) Um recipiente de volume de 10,0 L contém 1,00 mol de N 2 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?
12) A porcentagem em massa do ar seco, ao nível do mar, é aproximadamente 75,5% de N 2, 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?
13) 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.
14) 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.
15) 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.
16) 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.
17) 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.
18) 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?
19) Determine as expressões de (a) até (e), aplicando a lei dos gases ideais.
(a)
(b)
(c)
(d)
(e)
20) 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.
21) 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?
22) 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.
23) 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?
24) 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?
25) 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 SO 2
na mistura inicial? (b) Qual era a massa de SO2 na mistura final?
26) 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?
27) 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.
28) 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) S8.
8) 3,2 x 10-2 atm.
9) 11,23 kg/m3.
10) 169 g/mol.
11) 9,78 atm.
12) N2: 0,780 atm; O2: 0,210 atm; Ar: 0,0096 atm.
13) (a) 3,14 L; (b) 212 torr.
14) N2: 0,33 atm; H2: 0; NH3: 1,33 atm; total: 1,66 atm.
15) 0,0626 g de CO2.
16) (a) gás ideal: 1,0 atm, van der Waals: 1,0 atm; (b) gás ideal: 820 atm, van der Waals: 170 atm.
17) (a) 34,94 atm; (b) 32,34 atm.
18)
19) (a)
.
(b)
(c)
(d)
(e)
20) 140,49 atm.
21) p(total) = 0,031 atm; p(N2) = 0,0061 atm; p(H2O) = 0,024 atm.
22) 23838 L.
23) 0,481 mol/L.
24) 12,0% H2O; 68,6% N2; 18,5% O2 e 0,9% Ar.
25) (a) 0,787 atm; (b) 1,03 g.
26) (a) 0,88; (b) 1,2 L/mol.
27) (a) 7,473 atm; (b) 7,182 atm.
28) 32,9 cm3 mol-1; 1,33 dm6 atm mol-2.
Página 1 de 3
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: (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)
Exemplo 4: 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 5: 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 6: 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 7: 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?
Exemplo 8: 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 9: Obtenha uma relação entre Cp e CV para um gás ideal.
Exemplo 10: Um amostra de 1,0 mol de um gás ideal monoatômico, com
, 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.
Página 2 de 3
Exemplo 11: 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 12: 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.
Exemplo 13: Suponha que se queira saber a variação de entalpia para a formação do metano, CH 4,
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 14: 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 15: 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.
H H
H C C
H H
H H
I
+ H
O
H
H C C O H +
H
I
H H
Exemplo 16: 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?
Exemplo 17: 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?
Exemplo 18: 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.
Página 3 de 3
Exemplo 19: 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 20: 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 21: 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.
Exemplo 22: 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 23: 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 24: 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
Exemplo 25: Demonstre que o resfriamento de um corpo quente é um processo irreversível e
espontâneo.
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
Expansão
é a pressão externa
é a mudança de volume
Extensão
f é a tensão
é a mudança de comprimento
Levantamento de peso
m é a massa
g é a aceleração da gravidade
é a mudança de altura
Elétrico
é o potencial elétrico
é a mudança de carga
Expansão da superfície
é a tensão superficial
é a mudança de área
Unidades
Pa
m3
N
m
kg
m/s2
m
V
C
N/m
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.
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) 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)
11) 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)
12) 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.
13) 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?
14) 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?
15) 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?
16) 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?
17) 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?
18) 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.
19) Uma amostra de 1,00 L de gás a uma pressão de 1,00 atm e 298 K se exapande
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?
20) 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.
21) 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.
22) 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.
23) 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.
24) 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?
25) A combustão do etano (C2H6) tem uma variação de entalpia de – 2857,3 kJ para a reação nãobalanceada escrita a seguir. Calcule o valor de ΔH quando 15,0 g de C2H6 são queimados.
C2H6 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O
26) 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)
27) 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.
28) 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?
29) 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?
30) Um amostra de 2,0 mol de um gás ideal, com
, inicialmente a 111 kPa e 277 K, é
aquecida reversivelmente, até 356 K, a volume constante. Calcule a pressão final, ΔU, q e w.
31) 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?
32) 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?
33) 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?
34) 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.
35) 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?
36) 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 H 2O a 100°C é
0,9588 g/cm3.
37) 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?
38) 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?
39) 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 = ?
40) 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 = ?
41) 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 NH 3 (g)?
42) 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).
43) 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)
44) 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.
Cl H
Cl H
Cl
C C Cl + 2 H
F
Cl Cl
Cl
C
C
F + 2 H Cl
Cl F
45) 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.
H
H
H C H + F
H
F
H C
F +2H
F
F
46) 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.
47) A entalpia padrão de formação do nitrato de amônia é – 365,56 kJ/mol, 298,15 K. Estime seu
valor em 250°C.
48) 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)
49) 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.
50) 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
= 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.
51) 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.
52) 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 =
.
53) 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.
54) 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.
55) 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.
56) 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.
57) 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.
58) 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.
59) 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.
60) 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.
61) Preveja qual substância apresenta a maior entropia e explique seu raciocínio.
(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
62) 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.
63) 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
64) 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: N 2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3
(g).
S°(J/K.mol): NH4Cℓ (s) 94,6; NH4Cℓ (aq) 169,9; N2 (g) 191,6; H2 (g) 130,7; NH3 192,8.
65) 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.
Gabarito
1) pense um pouco!
3) – 1,93 kJ.
5) – 0,9 kJ.
7) – 2,72 J.
9) 2,39 J/g.K.
11) 330°C.
13) 696 J.
15) (a) sobre o sistema; (b) 490 J.
17) – 1300 kJ/mol.
19) ΔU = 0.
2) tente antes de ir na PA!
4) (a) – 621 J; (b) 2,91 atm.
6) (a) – 19 J; (b) – 52,8 J.
8) 1050 kJ.
10) 0,44 J/g.K.
12) – 740 kJ.
14) 864 kJ.
16) 14,8 kJ/°C.
18) (a) – 15,2 kJ/g; (b) – 1370 kJ/mol.
20) ΔU = 0; w = + 3,46 kJ; q = - 3,46 kJ.
21) w = - 0,405 kJ; ΔU = + 0,595 kJ.
22) (a) ΔU; (b) ΔH; (c) ΔU; (d) ΔH.
23) q = + 208 J; w = - 208 J; ΔU = 0; ΔH = 0.
24) (a) + 30 kJ; (b) + 70 kJ.
25) – 710 kJ.
26) – 56,3 kJ/mol de HCℓ.
27) – 5650 kJ/mol de sacarose.
28) - 82 kJ.
29) - 5490 kJ/mol.
30) p = 143 kPa; w = 0; ΔU = q = + 3,28 kJ.
31) 44 kJ/mol.
32) + 98,4 kJ/mol.
33) 41 kJ/mol.
34) 87,6 g.
4
4
35) (a) 1,99 x 10 J; (b) 1,99 x 10 J.
36) q=2260 J; ΔH=2260 J; w=- 172 J; ΔU=2088 J.
37) ΔU = - 3910 kJ.
38) ΔU = - 3370 kJ.
39) + 90,3 kJ.
40) + 116,8 kJ.
41) (a) – 226,5 kJ/mol; (b) – 133 kJ.
42) + 77,7 kJ/mol.
43) – 3267,55 kJ.
44) – 24 kJ.
45) – 958 kJ.
46) – 3378 kJ/mol.
47) – 376,1 kJ/mol.
48) 0,0075 K.
49)(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.
50) (a) 1184 J; (b) 1176,8 J.
51) - 0,18 J/K.
52) + 13,6 J/K.
53) + 0,68 J/K.
54) – 5,76 J/K.
55) – 17,3 J/K.
56) – 17,3 J/K.
57) – 41,8 J/K.
58) ΔSmis = 2,2 J/K; ΔSexp = 3,72 J/K; ΔS = 5,92 J/K 59) + 22,0 J.K-1.mol-1.
60) + 11,2 J/K.
61) (a) O3(g); (b) SnCℓ4(g); (c) Ar(g) em 1,0 atm.
62) +96,3 J/K.
63) – 417 J/K, não espontânea.
64) (a) 75,3 J/K; (b) – 198,1 J/K.
65) 5,71 J.K-1.
Página 1 de 2
Equilíbrios Químicos e Físicos - Exemplos
Exemplo 1: 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 2: Calcule a variação de energia livre padrão, ΔG°, para a formação do metano a 298K:
C (grafite) + 2 H2 (g)  CH4 (g)
Exercício 3: 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 4: Considere a reação abaixo ocorrendo a 25°C:
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 5: 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 6: 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 7: 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 8: 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.
Página 2 de 2
(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 9: Dentre CH3CHO e CH3CH2CH3, que substância tem a pressão de vapor mais alta?
Exemplo 10: 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 11: 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.
Exemplo 12: 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 13: 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 14: 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 15: 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 k c = 1,86
K.kg.mol-1.
Exemplo 16: 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 17: 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.
Lista de Exercícios 03 – Equilíbrios Físicos e Químicos
1) Classifique as reações como espontâneas ou não espontâneas. Caso o resultado seja depende
da temperatura determine em qual temperatura torna o processo espontâneo.
Reação
(a) Fe2O3 (s) + 2 Aℓ (s)  2 Fe (s) + Aℓ2O3 (s)
(b) N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g)
ΔH (kJ)
- 851,5
+ 66,2
ΔS (J/K)
- 375,2
- 121,6
2) 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)
ΔH°f (kJ/mol)
S° (J/K.mol)
N2 (g)
0
191,61
H2 (g)
0
130,68
NH3 (g)
- 46,11
192,45
3) 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.
4) 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)
5) 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)
6) 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)
7) 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.
8) 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?
9) 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)
10) 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?
11) Dióxido de nitrogênio, NO2, dimeriza facilmente para formar tetróxido de nitrogênio, N 2O4:
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.
12) 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)
Considere o comportamento de gás ideal nestas condições. Use atm como a unidade padrão de
pressão.
13) 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?
14) 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.
15) 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.
16) 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.
17) 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.
18) 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.
19) 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
20) 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?
21) 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?
22) 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)
23) 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)
24) 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.
25) A tabela abaixo traz a solubilidade do sulfato de potássio (K2SO4) por 100 g de água.
Solubilidade
(g K2SO4/
7,35 9,22 11,11 12,97 14,76 16,50 18,17 19,75 21,40 22,80 24,10
100g H2O)
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.
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.
26) 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.
27) 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.
28) 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.
29) 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.
30) (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).
31) 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?
32) 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.
33) 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.
34) Estime os pontos de ebulição normais das soluções aquosas de (a) 0,10 mol/kg de C 12H22O11;
(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 k e =
0,51 K.kg.mol-1 para a água.
35) (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.
36) Uma amostra de 1,05 g de um composto molecular é dissolvido em 100 g de CCℓ 4. 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?
37) 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.
38) 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.
39) Qual é a pressão osmótica de uma solução 0,12 mol/L de sacarose em 298 K?
40) 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.
41) 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?
42) 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.
43) 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.
44) 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) (a) Espontânea quando T < 2269°C; (b) Não espontânea.
2) – 32,80 kJ, reação espontânea.
3) (a) + 0,6 kJ/mol, não espontânea; (b) - 0,5 kJ/mol, espontânea.
4) + 1,69 kJ/mol.
5) – 16,5 kJ/mol.
6) – 959,42 kJ/mol.
7) ξ = 0 (mínimo), ξ = 0,169 mol (máximo).
8) (a) ξ = 1,5 mol; (b) Não, neste caso H2 irá atuar como reagente limitante e ξ = 1,66 mol.
9) ∆G°reação = - 514,38 kJ; ∆Greação = - 539,26 kJ.
10) ∆G°reação = - 32,8 kJ; ∆Greação = - 29,4 kJ.
11) (a) ΔG°reação = - 4,73 kJ, K = 6,74; (b) ξ = 0,393.
-3
-3
12) 2,86 x 10 mol I2; 6,28 x 10 mol I; K = 1,13; ξ = 0,00314 mol.
13) 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.
14) 0,017 g.
15) 62,3°C.
16) 67°C.
17) (a) + 28,3 kJ/mol; (b) 36°C.
18) (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.
19) (a) sólido; (b) líquido; (c) vapor.
20) (a) 2,4 K; (b) 10 atm; (c) 5,5 K; (d) não.
21) sólido.
22) 1,8 x 10-4 mol/L.
23) 0,0207 mol.
24) (a) a concentração de CO2 dobra; (b) nenhuma alteração ocorre.
25) (a) 42,8 g; (b) 400 g; (c) 68,4 g; (d) 39,4 g; (e) 26,6 g.
26) (a) NaNO3; KNO3; NH4Cℓ; NaCℓ; (b) Ce2(SO4)3; (c) NaNO3 (maior), KNO3 (menor).
27) (a) correta; (b) incorreta; (c) correta.
28) 521 Torr.
29) 5,2 kPa.
30) (a) 4,55 Torr; (b) 354,3 Torr; (c) 0,17 Torr.
31) (a) 0,052; (b) 115 g/mol.
32) 177,8°C.
33) i = 1,9.
34) (a) 100,051°C; (b) 100,22°C; (c) 100,090°C.
35) (a) 100,34°C; (b) 81°C.
36) 170 g/mol.
37) 160 g/mol.
38) – 0,20°C.
39) 2,93 atm.
40) 41 kg/mol.
41) (a) 0,24 atm; (b) 48 atm; (c) 0,72 atm.
42) 2,5 x 105 g/mol.
43) 0,985.
44) 0,877.
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?
Não sofrem
descarga em
solução
aquosa
Cátions de metais
alcalinos, alcalinos
terrosos e alumínio.
Ex.: K+, Na+, Ca2+, Aℓ3+
Ânions oxigenados e
fluoreto.
Ex.: NO3-, SO42-, CℓO3-, F-
Descarga no cátodo
+
H
OHDescarga no ânodo
Demais cátions
Ex.: Ni , Cu2+, Fe2+, Zn2+, Ag+
2+
Sofrem
descarga em
solução
aquosa
Ânions não oxigenados.
- - 2Ex.: Cℓ , Br , I , S
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 CrCℓ 3?
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(NO 3)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
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