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Lista de exercícios-termodinamica e eletroquímica

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Lista de exercícios – termodinâmica e eletroquímica 
1) para uma certa reação a pressão constante foi observada uma expansão equivalente a 28kJ 
e variação de energia interna de -65 kJ. Qual a variação de entalpia? q = ∆∆∆∆H = -35kJ 
2) Calcule a variação de entropia da vizinhança quando: 
a) 120 kJ de calor é liberado a 25
0
C; 
b) 120 kJ de calor é liberado a 100
0
C; 
c) explique a diferença nas duas temperaturas.; 
d) 100kJ de calor é absorvido a 50
0
C. 
a) ∆∆∆∆Sv = +120/298 kJ/K; b) ∆∆∆∆Sv = +120/373 kJ/K; c) variação de ∆∆∆∆S é menor para o mesmo 
processo a temperatura maior; d) ∆∆∆∆Sv = -100/323 kJ/K 
3) na reação 
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) 
a razão PNO
2
/ PN2 x PO2 = 1. A reação está no equilíbrio? Calcule a variação de energia livre de 
Gibbs para a reação nestas condições. 
Não. Keq ≠≠≠≠ 1 
Calcule ∆∆∆∆G0 para a reação com valores tabelados de ∆∆∆∆G0 ou ∆∆∆∆H0 e ∆∆∆∆S0 e use ∆∆∆∆G = ∆∆∆∆G0 + RT 
lnQ para calcular ∆∆∆∆G. 
4) 
 a) calcule ∆G0 para a autoionização da água; 
∆∆∆∆G0 = 79,8 kJ/mol 
b) discuta o valor obtido. Desfavorável como sabíamos de Kw 
5) Cu
+
 tem tendência de se decompor espontaneamente a 25
0
C em condições padrão segundo 
a reação abaixo. Explique em termos de variação de ∆G0. 
2 Cu
+
(aq) → Cu
2+
(aq) + Cu(s) 
1) ∆∆∆∆G0 = ∆∆∆∆H0 - T∆∆∆∆S0 = -63,2 kJ/mol. Decomposição é favorável pois ∆∆∆∆G0 negativo. 
6) um sistema sofre uma transformação em duas etapas: 1) absorve 50J de calor a volume 
constante; 2) libera 5 J de calor a pressão constante de 1 atm. Com 1 atm L = 101, 325 J, 
calcule a variação de volume no passo 2 e discuta se ocorre expansão ou compressão. 
+ 0,444 L. 
7) faça o balanceamento das reações redox abaixo em meio ácido: 
a) VO(aq) → V
3+
(aq)
 
b) PbSO4(s) → PbO2(s)
 
+ SO4
2-
(aq) 
c) H2O2(aq) → O2(g)
 
d) NO(g) → NO3
-
(aq)
 
 
8) faça o balanceamento das reações redox abaixo em meio alcalino: 
a) ClO
-
(aq) → Cl
-
(aq) 
b) IO3
-
(aq) → IO
-
(aq) 
c) NO3
-
(aq) → NO2
-
(aq) 
a) ClO- + 2H+ +2e- →→→→ Cl- + H2O 
b) IO3
- + 2 H2O + 4 e
- →→→→ IO- + 4OH- 
c) NO3
- + H2O +2e
- →→→→ NO2
- + 2OH- 
 
9) faça o balanceamento das equações abaixo em meio ácido, identifique redutor e oxidante, 
escreva a reação global e calcule o potencial esperado em condições padrão. 
a) H2S(g) + Cl2 → S(s) + Cl
-
(aq) 
b) Fe
2+
(aq) + Cr2O7
2-
(aq) → Fe
3+
(aq) + Cr
3+
(aq) 
a) H2S + Cl2 →→→→ S + 2H
+ + 2Cl- 
 b) Cr2O7
2- + 6 Fe2+ + 14 H+ →→→→ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O 
 
10) faça o balanceamento das equações abaixo em meio básico, identifique redutor e 
oxidante, escreva a reação global e calcule o potencial esperado em condições padrão. 
a) P4(s) → H2PO2
-
(aq) + PH3(g) 
b) N2H4(aq) + ClO3
-
(aq) → NO(g) + Cl
-
(aq) 
a) P4 + 2 OH
- + 3 H2O →→→→ PH3 + 3 H2PO2
- 
b) 3 N2H4 + 4 ClO3
- →→→→ 6 NO + 4 Cl- + 6 H2O 
 
11) Calcule o potencial redox da célula eletroquímica abaixo nas condições indicadas. 
a) Pt(s)H2(g, 1 atm) H+(aq, pH = 4,0)  H+(aq, pH = 4,0)  H2(g, 1 atm)  Pt(s) 
b) Pt(s)H2(g, 1 atm) H+(aq, pH = 4,0)  H+(aq, pH = 3,0)  H2(g, 1 atm)  Pt(s) 
a) 0V ; b) 0,0592V 
12) Determine a concentração hidrogeniônica e pH para a seguinte configuração, condições e 
potencial (pH metro) se o potencial medido é 0,33V. 
Pt(s)H2(g, 1 atm) H+(aq, pH = ?)  Cl-(aq, 1molL-1)  Hg2Cl2(s)  Hg(l) 
pH = 1,01 
13) Combine os pares redox abaixo para formar uma célula galvânica, identifique redutor e 
oxidante, escreva a notação de célula eletroquímica e calcule o potencial redox em condições 
padrão: 
a) Co
2+
/Co e Ti
3+
/Ti
2+
; 
b) H
+
/H2 e Fe
3+
/Fe
2+
. 
14) Uma certa célula eletroquímica galvânica consiste de O2/H
+
/H2O e Fe
2+
/Fe; 
a) escreva as meias reações no cátodo e ânodo; 
O2 + 4 H
+ + 4e-2 →→→→ 2 H2O + 1,23V 
2 Fe →→→→ 2 Fe2+ + 4 e- + 0,44V 
b) escreva o diagrama para a célula galvânica (com recipientes, eletrodos, conexões); 
c) escreva a notação da célula galvânica construída; 
Fe(s)Fe2+ (aq, ) O2(g) H+(aq)  H2O(l)Pt(s) 
d) qual o potencial em condições padrão? 1,67V 
e) qual o potencial em pH = 6,0 se Fe
2+
 = 1molL
-1
 e PO2 = 1atm ? 1,31 V 
f) qual o potencial em pH = 1.0 se Fe
2+
 = 1molL
-1
 e PO2 = 1atm? 1,67 V 
g) qual o potencial em pH = 11,0 se Fe
2+
 = 1molL
-1
 e PO2 = 1atm ? 
h) discuta a diferença de potencial nos pHs dos itens e e f em termos de corrosão do ferro. 
 É mais favorável em meio mais ácido, o que era obvio da estequiometria

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