Lista de exercicio 2-GR-N

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SEGUNDA LISTA DE EXERCÍCIOS Graduação
Exercícios Conceituais
1. Descreva em termos de potencias químicos a condição de equilíbrio para a queima do 
monóxido de carbono (CO) e calcule a relação entre as pressões parciais dos gases 
envolvidos no equilíbrio. É possível consumir todo o monóxido de carbono? Por que?
2. Deduza a equação de Gibbs-Helmholtz e mostre sua aplicação na determinação do efeito da 
temperatura sobre a constante de equilíbrio de uma reação química.
3. Discuta o efeito da redução da temperatura e do aumento da pressão sobre a reação de 
formação do sulfeto H2S (g) a partir de H2(g) e S2(g). ∆Go(T)= -180668+98,83*T (J/mol S2). 
A reação é endotérmica ou exotérmica?
4. Qual das duas reações escritas abaixo apresenta o maior decréscimo da constante de 
equilíbrio para um mol do produto com uma variação da temperatura? Por que? Esta reação é
exotérmica, ou endotérmica?
0,5N2 (g) + 0,5 O2 (g) = NO (g) ∆Go = 90400 - 12,7.T Joules
 0,5 N2 (g) + 1,5H2 (g) = NH3 (g) ∆Go = -53700 + 116,5.T Joules
5. Considere as energias de formação da água gasosa e do dióxido de enxofre conforme as 
reações escritas abaixo. Qual o óxido mais estável a 1200 K quando a pressão parcial de cada
gás envolvido é 1 bar? A água pode oxidar o enxofre nesta temperatura quando a pressão 
parcial de cada um dos gases envolvidos é de 4 bar?
 H2 (g) + 0,5 O2 (g) = H2O (g) ∆Go = -247300 + 55,9.T Joules
 0,5 S2 (g) + O2 (g) = SO2 (g) ∆Go = -361700 + 72,7.T Joules
6. A presença de vapor de água poderá oxidar o sulfeto de hidrogênio a 1200K quando todos os 
gases envolvidos tiverem a mesma pressão parcial e a pressão total for 9 bar? Empregue os 
dados do exercício 5 e o dado abaixo.
 2H2 (g) + S2 (g) = 2H2S (g) ∆Go = -180668+98,83*T Joules
7. Mostre como calcular o equilíbrio entre CO e CO2 na presença de carbono grafítico se os 
dados disponíveis forem as energias de Gibbs padrão de formação do CO e do CO2 em 
função da temperatura. Escreva as equações químicas de formação do CO e do CO2 e, então, 
o equilíbrio solicitado. Determine a variação da energia de Gibbs da reação. Que variável 
controla a razão de CO para CO2? Considere a pressão constante e somente a presença de 
CO, CO2 e O2 na fase gasosa.
C(gr) + O2 = CO2 ∆Go= -394321 – 0,837.T Joules
2C(gr) + O2 = 2CO ∆Go= -223532 – 175,39.T Joules
8. Uma mistura de CO + CO2 em que as pressões parciais dos gases são idênticas a 10-1 e 
10-1 bar para CO e CO2, respectivamente, é carregada por um fluxo constante de argônio 
totalizando a pressão de 1,01325 bar. Calcule a variação de energia da reação e responda 
se esta mistura será capaz de reduzir óxido de ferro (Fe2O3) a 1000K? 
2Fe 3
2
O 2=Fe2O 3 G
o1000K =−561319 Joules
9. Uma mistura de CO + CO2 em que as pressões parciais dos gases são idênticas a 10-1 bar é 
carregada por um fluxo constante de argônio totalizando a pressão de 1,01325 bar. Calcule a 
variação de energia da reação e responda se esta mistura será capaz de reduzir óxido de 
magnésio (MgO) a 1000K?
Mg1
2
O2=MgO G
o 1000K =−493381 Joules
10. Um pesquisador resolveu controlar a atmosfera de um forno misturando um grande 
quantidade de carbono grafítico com um mol de CO2 a temperatura de 1000K. A atmosfera 
do forno é mantida a uma pressão constante de uma atmosfera. Qual a pressão final de 
oxigênio presente no forno? Empregue os dados do exercício 7.
11. O óxido de titânio pode ser cloretado num tubo de quartzo a 1000 K? Responda empregando 
os dados abaixo. Considere que o Cl2 entra com uma pressão de 1 atm.
TiO2(s) + 2Cl2(g) = TiCl4(g) + 02(g) ∆Go= 161100 – 56.5.T Joules
SiO2(s) + 2Cl2(g) = SiCl4(g) + 02(g) ∆Go= 259400 – 44.T Joules
12. Desenhe esquematicamente um diagrama de Ellingham para a formação do óxido MO2 na 
faixa de temperatura ambiente até 2000°C, sabendo que o metal sofre uma fusão, Tf(M), o 
óxido sofre uma fusão, Tf(MO2), e depois entra em ebulição, Te(MO2). Além disso, Tf(M) < 
Tf(MO2) < Te(MO2) < 2000oC. Explique a lógica para o desenho do diagrama.
13. Desenhe esquematicamente um diagrama de Ellingham para a formação do cloreto MCl2 na 
faixa de temperatura ambiente até 2000°C, sabendo que o cloreto sofre uma fusão, Tf(MCl2), 
e depois uma ebulição, Te(MCl2), e o metal também sofre uma fusão, Tf(M). Além disso, 
Tf(MCl2) < Tf(M) < Te(MCl2) < 2000oC. Explique a lógica para o desenho do diagrama.
14. Qual a pressão parcial de oxigênio em equilíbrio com ferro e óxido de ferro (FeO) a 1550oC? 
Esta reação de oxidação é endotérmica, ou exotérmica?
Fe(liq) + 0,5O2 = FeO(liq) ∆Go= -232825 + 45,334.T Joules
15. Qual a entropia e a entalpia da reação de redução do óxido de ferro? Empregue os dados 
abaixo. Esta reação é endotérmica, ou exotérmica?
Fe(liq) + 0,5O2 = FeO(liq) ∆Go= -232825 + 45,334.T Joules
16. A constante de equilíbrio da reação de hidrogenação de piridina (C5H5N) para piperidina 
(C5H11N) foi obtida experimentalmente na faixa de 140-260°C para a reação apresentada 
abaixo. Calcule a entalpia e a entropia desta reação. Ela é endotérmica, ou exotérmica?
C5 H 5 N g 3H 2g =C5 H 11N g 
ln K p=−46699
24320
T
17. Qual o efeito de aumentar a pressão de hidrogênio na reação de formação da piperidina a 
partir da piridina (vide ex. 16)? Explique.
18. Calcule a energia de Gibbs de decomposição do carbonato de cálcio, CaCO3, a partir da 
energias de Gibbs de formação dos seguintes compostos a partir dos elementos nos seus 
respectivos estados padrões a temperatura de 2000K. 
 f G
o CaO , s=−418,416 kJ /mol  fG
oCaCO3,s =−732.517kJ /mol
 f G
oCO2, g =−396,383kJ /mol
19. Oxigênio é capaz de descarbonetar um banho de aço líquido. Escreva a relação de equilíbrio 
em termos dos potenciais químicos e uma equação que descreva este equilíbrio (atividades, 
pressões parciais). Sabendo que a oxidação é sempre um processo exotérmico, qual o efeito 
do aumento da temperatura sobre a descarbonetação para um mesmo potencial (pressão 
parcial) de oxigênio?
20. Gases diatômicos se dissolvem em líquidos e sólidos metálicos na forma monoatômica. 
Escreva a relação de equilíbrio em termos dos potenciais químicos e uma equação que 
descreva este equilíbrio (atividades, pressões parciais). Como a temperatura e a pressão total 
afetam a dissolução do hidrogênio gasoso no ferro sólido sabendo-se que a dissolução é 
endotérmica?
21. Mostre que quando a atividade do soluto satisfaz a condição de solução diluída, a atividade 
do solvente satisfaz a condição de solução concentrada (Empregue a relação de 
Gibbs-Duhen).
22. Mostre que quando a atividade do solvente satisfaz a condição de uma solução concentrada, a
atividade do soluto satisfaz a condição de solução diluída (Empregue a relação de 
Gibbs-Duhen).
23. Que caracteriza uma solução regular e quais são as limitações para seu emprego?
24. Qual a definição de atividade química e seu significado na termodinâmica das soluções?
25. Calcule a variação da energia de Gibbs, da entalpia e da entropia (por mol de benzeno) a 
298K para a adição de uma quantidade infinitesimal de benzeno numa solução ideal de 
benzeno com tolueno, contendo uma fração molar de 0,3 de tolueno.
26. Escreva uma expressão para a energia de Gibbs de uma solução binária ideal e determine a 
variação da entropia para a formação da solução.
27. Escreva uma expressão para a energia de Gibbs de uma solução binária ideal e determine a 
variação da entalpia para a formação da solução.
28. Deduza uma relação entre o coeficiente de atividade química de uma solução diluída e o 
parâmetro de interação da solução regular, LAB.
29. Em laboratório industrial você descobre que a mistura de duas substâncias líquidas puras 
para formar uma solução líquida aumenta a temperatura do béquer. Que você pode dizer 
sobre a termodinâmica da solução formada? Justifique.
30. Em laboratório industrial você descobre que a mistura de duas substâncias líquidas puras 
para formar uma solução líquidareduz a temperatura do béquer. Que você pode dizer sobre a
termodinâmica da solução formada? Justifique.
31. A solubilidade de um composto orgânico na água aumenta com a temperatura. Que pode ser 
dito sobre a entalpia de solução deste composto na água? Justifique sua resposta.
32. A dissolução de quartzo (SiO2) na água (H2O) cria o composto químico H4SiO4. Escreva a 
reação de dissolução do quartzo na água e expresse a constante de equilíbrio em termos das 
energias padrões de formação dos compostos envolvidos. Supondo que água e quartzo estão 
praticamente puros. Qual o valor da atividade química do composto H4SiO4 em termos das 
energias padrões de formação?
33. Um efluente industrial contém 15 % em massa de um solvente orgânico e apresenta uma 
temperatura de ebulição de 105oC a 1 atm. O vapor é mais rico do solvente orgânico que o 
resíduo líquido. A temperatura de ebulição solvente orgânico puro é de 80oC. A destilação 
fracionada pode ser empregada para eliminar quase todo o solvente da água? Justifique sua 
resposta.
34. A pressão de 1 atm, as temperaturas de ebulição do isopropanol e da água são 82,5oC e 
100oC, respectivamente. Uma mistura líquida contendo 12,5% em massa de água e 87,5% de 
isopropanol apresenta uma temperatura de ebulição de 80,4oC e, nesta temperatura, a 
composição do vapor é idêntica a do líquido. É possível remover por distilação fracionada o 
álcool isopropílico de um efluente industrial contendo 10000 mg/L deste álcool? Justifique 
sua resposta. (considere que a densidade da solução seja aproximadamente a da água)
35. O equilíbrio líquido/vapor de uma solução de etanol (1) e água (2) a 333,15 K fornece os 
valores experimentais da tabela abaixo. Considere que os gases se comportam como gases 
ideais e a solução líquida se comporta como uma solução regular. Calcule os coeficientes de 
atividade química do etanol e da água quando a solução contiver uma fração molar de 0,32 
de água. A dissolução de água no etanol é exotérmica ou endotérmica?
P(kPa) 19,953 39,223 42,984 48,852 52,784 56,652 60,614 63,998 67,924 70,229 72,832 84,562
X1 (liq) 0 0,1686 0,2167 0,3039 0,3681 0,4461 0,5282 0,6044 0,6804 0,7255 0,7776 1
X1 (g) 0 0,5714 0,6268 0,6943 0,7345 0,7742 0,8085 0,8383 0,8733 0,8922 0,9141 1
Extraído de K. Kurihara et al, J. Chem. Eng. Data 40, 679-684, 1995.
36. Faça um desenho esquemático, pressão versus composição, do diagrama de fases do sistema 
etanol-água a 333,15 K a partir dos dados apresentados no exercício anterior. Que tipo de 
diagrama é este. Aplique a regra das fases de Gibbs para as diferentes regiões deste diagrama
de fase. Que ocorre se um recipiente com uma solução rica em álcool for deixado aberto em 
algum lugar com circulação de ar seco?
37. Desenhe esquematicamente o diagrama de fase de um sistema com dois componentes que 
apresenta uma reação eutética, uma fase líquida e duas fases sólidas que consistem de uma 
solução limitada de A em B e de B em A . Desenhe a atividade química do componente com 
maior temperatura de fusão em função da sua fração molar para uma temperatura acima do 
eutético mas abaixo da menor temperatura de fusão dos componentes puros. Apresente uma 
breve justificativa para as diferentes comportamentos da atividade química. 
38. As seguintes pressões parciais de Zn foram determinadas para ligas Cu-Zn a 1060oC.
XZn 1 0,45 0,3 0,2 0,15 0,1 0,05
PZn, mmHg 3040 970 456 180 90 45 22,5
Em que faixa de concentração o zinco obedece a lei de Henry (solução diluída) e qual o 
seu coeficiente de atividade química?
Qual o coeficiente de atividade química do cobre na faixa de concentração em que o 
zinco obedece a lei de Henry?
Qual é a variação da energia livre de Gibbs quando um átomo grama de zinco líquido a 
1060oC se dissolve num recipiente contendo uma grande quantidade de uma liga de 
Cu-Zn 45 at%? A dissolução do Zinco é endotérmica ou exotérmica?
39. A dissolução de um ácido na água é normalmente uma reação fortemente exotérmica. Qual o 
sinal do logaritmo do coeficiente de atividade química do ácido na água? Justifique sua 
resposta.
40. A atividade química do sacarose (açucar) varia quando adicionamos mais sacarose numa 
solução aquosa saturada de açucar? Justifique sua resposta empregando a regra das fases de 
Gibbs.
41. Desenhe esquematicamente o diagrama isomorfo (Temperatura versus Fração Molar de B), a 
pressão constante de 1 bar, entre dois componentes A e B que apresentam uma fase líquida e 
uma fase gasosa. A temperatura de ebulição de A é menor que a de B. Indique em cada 
região do diagrama o grau de liberdade obtido da regra das fases de Gibbs.
42. Desenhe esquematicamente a atividade química do componente B em função da sua fração 
molar a temperatura e pressão constante de 1 bar. Sabe-se que A e B formam um diagrama 
isomorfo e que a temperatura de ebulição de A é menor que a de B. Explique que tipo de 
comportamento é esperado para o coeficiente de atividade química (como ele varia em 
função da composição de B) em cada região do diagrama.
43. Qual o maior número de fases que podem estar simultaneamente em equilíbrio num sistema 
contendo dois componentes? Dê um exemplo empregando um diagrama de fases a pressão 
constante.
44. Quantos graus de liberdade existem se NaOH e Cl2 se dissolverem totalmente num recipiente
contendo água? Considere que a água se decompõe parcialmente em H+1 e OH-1 e que o Cl2 
se dissolve na forma iônica (Cl-1). Qual o maior número de graus de liberdade quando H2O 
(l), NaOH (s) e Cl2 (g) estão simultaneamente em equilíbrio? Justifique seu raciocínio.
45. Qual o maior número de fases que podem estar simultaneamente em equilíbrio num sistema 
contendo NaCl e KCl? Justifique seu raciocínio.
46. Em 360 g de água foram colocados 2 moles de NaCl. Calcule: a fração em massa de NaCl, a 
percentagem molar de NaCl, a molaridade e a molalidade de NaCl. (Dados: massas atômicas 
O: 16; H: 1; Na: 23; Cl: 35,5; massa específica da água 1 g/cm3 )
47. Por que não é possível medir diretamente o potencial químico de um íon dissolvido na água?
48. Um pesquisador preparou uma solução aquosa contendo 0,02 molal de NaOH e 0,04 molal 
de Ca(OH)2 a 25°C, sabendo que a constante de dissociação da água é 10-14. Qual o pH desta 
solução? Sabendo que a constante de equilíbrio de dissociação da água aumenta com a 
temperatura, como irá se comportar o pH desta solução com o aumento da temperatura?
49. Que reações eletroquímicas ocorrem nos dois eletrodos da célula de oxigênio? Qual a tensão 
gerada quando a pressão é idêntica dos dois lados? ( O2, p1O2|Pt|CaO-ZrO2|Pt| O2, p2O2 )
50. Que reações eletroquímicas ocorrem nos dois eletrodos da célula Ag|AgCl|HCl|Cl2(g)|Pt ? 
Qual a tensão gerada quando a pressão de Cloro é a pressão padrão (1 bar)? Empregue a 
tabela de potenciais de redução.
51. Empregue a tabela de potenciais de redução para determinar e explicar que metal será 
corroído quando zinco está em contato com o cobre num eletrólito aquoso. Qual a variação 
da energia de Gibbs para essa reação? (constante de Faraday, F=96285 C/mol)
52. Empregue a tabela de potenciais de redução para determinar e explicar que metal será 
corroído quando cobre está em contato com o prata num eletrólito aquoso. Qual a variação da
energia de Gibbs para essa reação? (constante de Faraday, F=96285 C/mol)
53. Explique brevemente a construção do diagrama de Pourbaix para a água e suas três principais
regiões.
Tabela de Potenciais de Redução
Na1e−1=Na −2,710
Al33e−1=Al −1,662
Zn22e−1=Zn −0,763
Fe22e−1=Fe −0,447
Fe33e−1=Fe −0,037
2H12e−1=H 2 0,000
Cu22e−1=Cu 0,337
Fe3e−1=Fe2 0,771
Ag1e−1=Ag 0,7991
O24H
14e−1=2H2O 1,229
1
2
Cl 2e
−1=Cl−1 1,3595
Au1e−1=Au 1,692
Exercícios Práticos
1. Um forno (ou uma turbina) queima gás natural, CH4, com ar. Estabeleça o conjunto de 
equações para determinar todas as espécies gasosas em equilíbrio numa data temperatura T. 
Sabe-se que µ m3 CNTP por min de gás estão sendo queimados por α m3 CNTP por min de 
ar. O gás e o ar sãofornecidos a temperatura de 25oC. A pressão total do sistema é 1 atm. 
Considere as seguintes espécies gasosas como possíveis produtos da queima: H2, O2, H2O, 
CO, CO2, N2, NO, NO2 e NH3. Todos os gases se comportam como gases ideais.
2. Pode uma mistura gasosa contendo 99,98% H2O e 0,02% H2, a uma pressão total de 1 bar, 
oxidar Ni a 1200K? Uma liga Ni-Fe com 50% Ni (em massa) forma uma solução sólida a 
1200K. Observa-se experimentalmente que esta solução reage com vapor de água para 
formar NiO. Medidas preliminares mostram que a reação alcançou o equilíbrio para uma 
mistura H2O/H2 contendo 1,6839.10-2 % de H2 por volume. Determine o coeficiente de 
atividade química do níquel nesta liga.
Dados:
Ni(s) + ½.O2(g) = NiO(s) ∆Go(1200K) = -132863 J
H2(g) + ½.O2(g) = H2O(g) ∆Go(1200K) = -207868 J
R=8,314 J/mol.K
3. Uma mistura gasosa contendo Ar e H2 com uma pressão total de 1 bar passa por uma câmara 
de reação contendo Sn(l,puro) e SnCl2(l,puro). Quando sai da câmara, o gás apresenta a 
seguinte composição: 50% H2, 8%HCl e 42%Ar. Deseja-se saber se o sistema gás-líquido 
atingiu o equilíbrio termodinâmico a 800 K e, se não atingiu, qual a composição que 
demonstraria que o sistema estava no equilíbrio? (Procure os dados termodinâmicos em 
tabelas apropriadas, por exemplo, Kubaschewski)
4. O coeficiente de atividade de zinco líquido num liga de Cu-Zn é dado pela equação 
R.T.ln(γZn) = -4600(Xcu)
2 J/at-gr na faixa de temperatura de 1000 a 1500K. Calcule a 
pressão parcial de Zn sobre uma solução contendo 25%at de Zn a 1200K. 
Dados: pressão parcial de Zn, líquido, puro, em mmHg (1 atm = 760 mmHg = 101325 
Pa): log(pZn) = 12,34 - 1,255log(T)-6620/T 
5. Magnésio pode ser removido de uma solução líquida de Mg-Al pela formação seletiva do 
cloreto de magnésio, MgCl2. Calcule a atividade do magnésio no sistema líquido Mg-Al a 
800°C que pode ser obtida pela reação da solução metálica com uma mistura gasosa de H2 a 
1 atm e HCl a 10-4 atm formando um líquido puro de MgCl2. Descreva brevemente dois 
processos distintos que permitem reduzir a atividade do magnésio encontrada no item 
anterior. 
Dados 
H2(g) + Cl2(g) = 2HCl (g)
∆Go = -182200 + 3,6.T.ln(T) – 43,68.T J/mol 
Mg(l) + Cl2(g) = MgCl2(l) 
∆Go = -605000 + 125,4T
6. Determine a variação da fração atômica de monóxido de carbono em função da temperatura 
quando CO e CO2 estão em equilíbrio com carbono grafítico a pressão total de 1 bar. Qual a 
variação da pressão parcial de oxigênio nestas mesmas condições? Apresente os respectivos 
gráficos.
7. Determine a menor temperatura para a redução do NiO empregando uma atmosfera contendo
CO e CO2 em equilíbrio com carbono grafítico a pressão total de 1 bar. Seria possível reduzir
a temperatura de redução num sistema que não tivesse carbono grafítico? Justifique sua 
resposta com auxílio de um gráfico.
8. Calcule a pressão parcial do oxigênio em função da temperatura para a reação de queima do 
carbono com excesso de carbono. Faça um gráfico da pressão parcial de oxigênio em função 
da temperatura para esta reação e para a oxidação do ferro em Fe2O3. Determine a menor 
temperatura para que o óxido seja reduzido.
9. Determine o diagrama isobárico (temperatura versus composição) de uma solução de 
n-hexano e ciclohexano a pressão de 1 atm (101325 Pa). Considere a solução líquida como 
ideal e a fase gasosa como gases ideais. Use a equação de Clausius-Clayperon para 
determinar a pressão de vapor em equilíbrio com os líquidos puros. O calor latente de 
evaporação, L=A+B*T (J/mol) e a temperatura de ebulição de cada um dos líquidos é 
conhecida
Espécie A B T(ebulição) 1 atm
n-hexano 47026 -52.22 68.73 oC
ciclohexano 50833 -59.58 80.73 oC
10. A solubilidade do ácido pícrico a 20oC é de 9,56 g por 100 g de benzeno e 1,4 g por 100 g de 
água. Se um efluente industrial contém 5000 mg/L de ácido pícrico, que concentração de 
ácido pícrico permanecerá no efluente após uma extração por solvente com 0,2 kg de 
benzeno para cada 4 kg de efluente (água)? 
11. Calcule o ∆fG°(O2, aquoso) a 25°C, a variação da energia de Gibbs para oxigênio dissolvido 
em água para uma molalidade hipotética de 1 mol.kg-1. A solubilidade do oxigênio na água 
exposto ao ar é 0,00023 mol.kg-1. Escreva a equação de dissolução. Assuma que esta solução 
saturada obedece a lei de Henry e o ar é uma solução ideal contendo 21% em volume de 
oxigênio.
12. Empregue os valores aproximados do coeficiente de atividade química (Debye-Hückel) para 
calcular o potencial da seguinte célula de concentração a 25°C:
H2, HCl(m=0,00001), Cl2 – Cl2, HCl(m=0,0001), H2