Lista_3 _Espont _e_Equilbrio

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<p>LISTA DE EXERCÍCIOS 3 – ESPONTANEIDADE E QUILÍBRIO</p><p>1. Qual a energia disponível para sustentar a atividade muscular e nervosa na combustão de</p><p>1,00 mol de moléculas de glicose nas condições normais, a 37 °C (a temperatura do</p><p>sangue)? A entropia-padrão da reação é +182,4 J K−1 mol−1 e ∆𝑟𝐻𝜃 é −2808 kJ mol−1</p><p>R: -2865 kJ mol-1</p><p>2. Calcule a energia de Gibbs padrão da reação: CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) a 25C. Dados</p><p>∆𝑓𝐺𝜃: CO(g): -137,2 kJ mol-1 e CO2(g): -394,4 kJ mol-1.</p><p>R: -257,2 kJ mol-1</p><p>3. Calcule ∆𝑟𝐺𝜃 para Ag+</p><p>(aq) a partir da reação:</p><p>Ag(s) + ½ Cl2(g) → Ag+</p><p>(aq) + Cl-</p><p>(aq) ∆𝑟𝐺𝜃: -54,12 kJ mol-1</p><p>Dado: ∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃 (𝐶𝑙(𝑎𝑞)</p><p>− ): − 131,23 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1</p><p>R: +77,11 kJ mol-1</p><p>4. A entropia molar padrão da água líquida a 298 K é 69,91 J K-1 mol-1. Calcule a energia</p><p>de Gibbs molar quando a temperatura aumenta em 5,0 K.</p><p>R: -349,55 J mol-1</p><p>5. A massa específica da água é 0,9970 g cm-3 a 298 K. Calcule a variação da energia de</p><p>Gibbs molar quando a pressão aumenta em 0,10 bar.</p><p>R: 0,1807 J mol-1</p><p>6. Calcule a variação da energia de Gibbs molar do vapor de água (considerado como um</p><p>gás perfeito) quando a pressão aumenta isotermicamente de 1,0 bar até 2,0 bar, a 298 K.</p><p>R: 𝐺𝑚(2,0 𝑏𝑎𝑟) = 𝐺𝑚(1,0 𝑏𝑎𝑟) + 1,7 𝑘𝐽𝑚𝑜𝑙−1</p><p>7. A variação da energia de Gibbs, num processo a pressão constante, ajusta-se à expressão</p><p>ΔG(J) = −85,40 + 36,5T(K). Calcule o valor de ΔS no processo.</p><p>R: −36,5 𝐽 𝐾−1</p><p>8. O cloreto de nitrosila decompõe-se em óxido nítrico e cloro quando aquecido:</p><p>2NOCl(g) ⇌ 2NO(g) + Cl2(g)</p><p>Em uma mistura desses três gases a 600 K, a pressão parcial do NOCl é de 0,88 bar, a do</p><p>NO é de 0,06 bar e a pressão parcial do cloro é de 0,03 bar. A 600 K, a constante de</p><p>equilíbrio, K, é de 0,060. Qual é o valor do quociente de reação para essa mistura? Em</p><p>que direção o sistema se moverá para alcançar o equilíbrio?</p><p>R: 1,39x10-4; direta</p><p>9. Para a reação H2(g) + I2(s) → 2 HI(g), a 25 °C, o valor de ∆𝑟𝐺𝜃 é +3,40 kJ mol–1. Calcule a</p><p>constante de equilíbrio.</p><p>R: 0,25</p><p>10. A constante de equilíbrio da reação N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g), a 25 °C, é 5,8x105. Qual é</p><p>a energia de Gibbs da reação no equilíbrio e a energia de Gibbs padrão de reação?</p><p>R: 0; –32,90 kJ mol–1</p><p>11. A constante 𝐾𝑐 do equilíbrio representado por FeO(s) + CO(g) ⇌ Fe(s) + CO2(g) a 1000 °C</p><p>é igual a 0,4. Qual a proporção entre o número de moléculas de CO e CO2, no equilíbrio,</p><p>a essa temperatura?</p><p>R: 5 de CO para 2 de CO2</p><p>12. São colocados 8,0 mol de amônia num recipiente</p><p>fechado de 5,0 L de capacidade. Após algum tempo,</p><p>o equilíbrio é estabelecido a 450ºC: 2 NH3(g) ⇌ 3</p><p>H2(g) + N2(g). A variação do número de mol dos</p><p>participantes está registrada no gráfico ao lado.</p><p>Calcule 𝐾𝑐.</p><p>R: 1,08</p><p>13. A constante de equilíbrio 𝐾𝑐 é igual a 10,50 para a seguinte reação, a 227°C: CO(g) + 2</p><p>H2(g) ⇌ CH3OH(g). Encontre o valor de 𝐾𝑐, na mesma temperatura, para a reação: 2 CO(g)</p><p>+ 4 H2(g) ⇌ 2 CH3OH(g).</p><p>R: 110,25</p><p>14. A constante de equilíbrio para a reação SO3(g) ⇌ SO2(g)+ ½ O2(g) é medida como 0,157 a</p><p>900 K e 0,513 a 1000 K. Supondo que o valor de H seja constante nessa faixa de</p><p>temperatura, calcule a variação de entalpia-padrão da reação.</p><p>R: + 88,68 kJ mol-1</p><p>15. A energia de Gibbs padrão de reação da reação 2 NO2(g) → N2O4(g) é 4,73 kJ mol–1 a 298</p><p>K. Qual é o valor de ∆𝑟𝐺 quando 𝑄 = 0,10?</p><p>R: −10,43 k 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1</p><p>RESOLUÇÕES</p><p>1.</p><p>∆𝑟𝐺𝜃 = ∆𝑟𝐻𝜃 − 𝑇 ∆𝑟𝑆𝜃</p><p>∆𝑟𝐺𝜃 = −2808 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 − 310 𝐾 (182,4 𝐽𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1)</p><p>∆𝒓𝑮𝜽 = −𝟐𝟖𝟔𝟒, 𝟓 𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍−𝟏 = 𝒘𝒆,𝒎á𝒙</p><p>2.</p><p>∆𝑟𝐺⬚</p><p>𝜃 = ∑ 𝑣∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃 −</p><p>𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠</p><p>∑ 𝑣∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃</p><p>𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠</p><p>∆𝑟𝐺𝜃 = −394,4 − {−137,2 + ½(0)}</p><p>∆𝒓𝑮𝜽 = − 𝟐𝟓𝟕, 𝟐 𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍−𝟏</p><p>3.</p><p>∆𝑟𝐺⬚</p><p>𝜃 = ∑ 𝑣∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃 −</p><p>𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠</p><p>∑ 𝑣∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃</p><p>𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠</p><p>−54120 = ∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃 (𝐴𝑔(𝑎𝑞)</p><p>+ ) + ∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃 (𝐶𝑙(𝑎𝑞)</p><p>− ) − {∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃 (𝐴𝑔(𝑠)</p><p>⬚ ) + ½ ∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃 (𝐶𝑙2</p><p>⬚)}</p><p>−54120 = ∆𝑓𝐺𝑚</p><p>𝜃 (𝐴𝑔(𝑎𝑞)</p><p>+ ) − 131230 − {0 + ½ 0}</p><p>∆𝒇𝑮𝒎</p><p>𝜽 (𝑨𝒈(𝒂𝒒)</p><p>+ ) = +𝟕𝟕, 𝟏𝟏 𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍−𝟏</p><p>4.</p><p>(</p><p>𝜕𝐺</p><p>𝜕𝑇</p><p>)</p><p>𝑝</p><p>= −𝑆 → ∆𝐺 = ∆𝑇 (−𝑆)</p><p>∆𝐺 = 5,0 𝐾 (−69,91 𝐽𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1)</p><p>∆𝑮 = −𝟑𝟒𝟗, 𝟓𝟓 𝑱 𝒎𝒐𝒍−𝟏</p><p>5.</p><p>𝑉𝑚 =</p><p>𝑉</p><p>𝑛</p><p>=</p><p>𝑚</p><p>𝜌</p><p>𝑚</p><p>𝑀𝑀</p><p>=</p><p>𝑀𝑀</p><p>𝜌</p><p>=</p><p>18,02 𝑔𝑚𝑜𝑙 −1</p><p>0,997𝑔𝑐𝑚−3</p><p>= 18,07 𝑐𝑚3𝑚𝑜𝑙−1</p><p>𝑉𝑚 = 18,07𝑥10−6𝑚3𝑚𝑜𝑙−1</p><p>∆𝐺𝑚 = 𝑉𝑚∆𝑝</p><p>∆𝐺𝑚 = 18,07𝑥10−6𝑚3𝑚𝑜𝑙−1𝑥 0,10 𝑏𝑎𝑟</p><p>∆𝐺𝑚 = 18,07𝑥10−6𝑚3𝑚𝑜𝑙−1𝑥 104 𝐽𝑚−3 = 𝟎, 𝟏𝟖𝟎𝟕 𝑱𝒎𝒐𝒍−𝟏</p><p>6.</p><p>∆𝐺𝑚 = 𝑅𝑇𝑙𝑛 (</p><p>𝑝𝑓</p><p>𝑝𝑖</p><p>)</p><p>𝐺𝑚(2,0 𝑏𝑎𝑟) − 𝐺𝑚(1,0 𝑏𝑎𝑟) = 𝑅𝑇𝑙𝑛 (</p><p>𝑝𝑓</p><p>𝑝𝑖</p><p>)</p><p>𝐺𝑚(2,0 𝑏𝑎𝑟) = 𝐺𝑚(1,0 𝑏𝑎𝑟) + (8,314 𝐽𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1)𝑥 298 𝐾 𝑙𝑛 (</p><p>2,0 bar</p><p>1,0 bar</p><p>)</p><p>𝑮𝒎(𝟐,𝟎 𝒃𝒂𝒓) = 𝑮𝒎(𝟏,𝟎 𝒃𝒂𝒓) + 𝟏, 𝟕 𝒌𝑱𝒎𝒐𝒍−𝟏</p><p>7.</p><p>(</p><p>𝜕𝐺</p><p>𝜕𝑇</p><p>)</p><p>𝑝</p><p>= −𝑆</p><p>(</p><p>𝜕𝐺</p><p>𝜕𝑇</p><p>)</p><p>𝑝</p><p>= −(−85,40 + 36,5T) = −𝟑𝟔, 𝟓 𝑱 𝑲−𝟏</p><p>8.</p><p>𝑄 =</p><p>𝜋(𝑎𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠)⬚</p><p>𝑐𝑜𝑒𝑓 𝑒𝑠𝑡𝑒𝑞</p><p>𝜋(𝑎𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)</p><p>⬚</p><p>𝑐𝑜𝑒𝑓 𝑒𝑠𝑡𝑒𝑞</p><p>𝑎 =</p><p>𝑝</p><p>𝑝𝜃</p><p>𝑄 =</p><p>0,062𝑥0,03</p><p>0,882</p><p>= 𝟏, 𝟑𝟗𝒙𝟏𝟎−𝟒</p><p>𝑄  𝐾 → 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑡𝑎 segue</p><p>9.</p><p>∆𝑟𝐺𝜃 = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾</p><p>3,40x103J 𝑚𝑜𝑙−1 = −8,314 𝐽𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1(298,15 𝐾) 𝑙𝑛𝐾</p><p>𝑙𝑛𝐾 = −1,372</p><p>𝐾 = 𝑒−1,372 = 𝟎, 𝟐𝟓</p><p>10.</p><p>No equilíbrio:</p><p>∆𝑟𝐺𝜃 = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾</p><p>∆𝑟𝐺𝜃 = −8,314 𝐽𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1(298,15 𝐾)𝑙𝑛1 = 0</p><p>∆𝑟𝐺𝜃 = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾</p><p>∆𝑟𝐺𝜃 = −8,314 𝐽𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1(298,15 𝐾)𝑙𝑛5,8𝑥105</p><p>∆𝒓𝑮𝜽 = −𝟑𝟐, 𝟗𝟎 𝒌𝑱𝒎𝒐𝒍−𝟏</p><p>11.</p><p>𝐾𝑐 =</p><p>[𝐶𝑂2]</p><p>[𝐶𝑂]</p><p>→ 0,4 =</p><p>[𝐶𝑂2]</p><p>[𝐶𝑂]</p><p>→</p><p>4</p><p>10</p><p>=</p><p>[𝐶𝑂2]</p><p>[𝐶𝑂]</p><p>→</p><p>[𝐶𝑂2]</p><p>[𝐶𝑂]</p><p>=</p><p>2</p><p>5</p><p>→</p><p>[𝐶𝑂]</p><p>[𝐶𝑂2]</p><p>=</p><p>5</p><p>2</p><p>12.</p><p>𝐾𝑐 =</p><p>[𝐻2]3[𝑁2]</p><p>[𝑁𝐻3]2</p><p>=</p><p>(</p><p>6</p><p>5)</p><p>3</p><p>(</p><p>2</p><p>5)</p><p>(</p><p>4</p><p>5)</p><p>2 =</p><p>1,728𝑥0,4</p><p>0,64</p><p>= 1,08</p><p>13.</p><p>Para CO(g) + 2 H2(g) ⇌ CH3OH(g):</p><p>𝐾𝑐 =</p><p>[𝐶𝐻3𝑂𝐻]</p><p>[𝐶𝑂][𝐻2]2</p><p>= 10,50</p><p>`Para 2 CO(g) + 4 H2(g) ⇌ 2 CH3OH(g):</p><p>𝐾𝑐 =</p><p>[𝐶𝐻3𝑂𝐻]2</p><p>[𝐶𝑂]2[𝐻2]4</p><p>→ 𝐾𝑐</p><p>2 =</p><p>[𝐶𝐻3𝑂𝐻]</p><p>[𝐶𝑂][𝐻2]2</p><p>= (10,50)2 = 𝟏𝟏𝟎, 𝟐𝟓</p><p>14.</p><p>𝑙𝑛</p><p>𝐾2</p><p>𝐾1</p><p>= −</p><p>∆𝑟𝐻𝜃</p><p>𝑅</p><p>(</p><p>1</p><p>𝑇2</p><p>−</p><p>1</p><p>𝑇1</p><p>)</p><p>𝑙𝑛</p><p>0,513</p><p>0,157</p><p>= −</p><p>∆𝑟𝐻𝜃</p><p>8,314</p><p>(</p><p>1</p><p>1000</p><p>−</p><p>1</p><p>900</p><p>)</p><p>1,184 = −</p><p>∆𝑟𝐻𝜃</p><p>8,314</p><p>(−1,11𝑥10−4)</p><p>9,844 = ∆𝑟𝐻𝜃(1,11𝑥10−4)</p><p>∆𝒓𝑯𝜽 : + 𝟖𝟖, 𝟔𝟖 𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍−𝟏</p><p>15.</p><p>∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺𝜃 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑄</p><p>∆𝑟𝐺 = −4730 𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 + 8,314 𝐽𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1(298 𝐾) ln 0,10</p><p>∆𝒓𝑮 = −𝟏𝟎, 𝟒𝟑 𝐤 𝑱 𝒎𝒐𝒍−𝟏</p>