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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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