Exercicios-UnidadeII - Profa Elizete Ventura

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Universidade Federal da Paraíba - CCEN/DQ 
Fundamentos de Físico-Química 2014.2 – Profa. Elizete Ventura 
 
Lista de Exercícios - Unidade II (2ª Lei da Termodinâmica & Equilíbrio) 
 
1. Calcule a variação na entropia quando 50 KJ de energia é transferida reversível e isotermicamente na 
forma de calor para um bloco de cobre a (a) 0oC, (b) 70oC. {R. (a) 1,8x102 JK-1, (b)1,5x102JK-1}. 
 
2. Calcule a entropia molar para uma amostra de argônio a 250K, sabendo que a 298K a entropia da 
amostra é 154,84 JK-1mol-1. Considere que a variação ocorre a volume constante. [Dado: 
Cp,m(Ar)=20,786 JK
-1mol-1] {R.152,65 JK-1mol-1} 
 
3. Calcule a variação de entropia para uma amostra de 2,0 mol de um gás ideal aquecida 
reversivelmente a partir de 25oC e 1,5 atm até 135oC e 7,00 atm. Considere Cp,m=7/2R {R.-7,3 JK
-1} 
 
4. Uma amostra de 2,0 mols de um gás ideal a 250K é comprimida reversível e adiabaticamente até 
sua temperatura atingir 300K. Considere Cv,m = 27,5 JK
-1mol-1. Calcule q, w, ∆U, ∆H, ∆S. {R. 
q=∆S=0, w=∆U=2750J, ∆H=3581J} 
 
5. A entalpia de vaporização do metanol é 35,27KJ no ponto normal de ebulição de 64,1oC. Calcule (a) 
a entropia de vaporização do metanolnesta temperatura; (b) a variação de entropia das vizinhanças. 
{R. (a) 104,6JK-1, (b) -104,6JK-1} 
 
6. Calcule a variação de entropia do sistema, da vizinhança e a total quando o volume de uma amostra 
de 21g argônio a 298K e 1,5 bar aumenta de 1,2 dm3 até 4,6 dm3, (a) em uma expansão isotérmica 
reversível, (b) em uma expansão isotérmica irreversível contra uma pressão externa nula; (c) em 
uma expansão adiabática irreversível. {R. (a) ∆S(gás)=3,0JK-1, ∆S(viz)=-3,0JK-1 (b) ∆S(gás)=3,0JK-
1, ∆S(viz)=0JK-1, ∆S(total)=3,0JK-1 (c) ∆S(gás)= ∆S(viz)= ∆S(total)=0JK-1} 
 
7. Considere as seguintes reações: 
 (a) Zn(s) + Cu+2(aq) � Zn+2(aq) + Cu(s) 
 (b) C12H22O11(s) + 12O2(g) � 12CO2(g) + 11H2O(l) 
A entalpia de combustão da reação (b) é -156,45KJmol-1. Calcule ∆Sr
0, ∆Hr
0 e ∆Gr
0 para as duas 
reações a 298K. 
[Dados: Sm
0(Zn+2,aq)=-112,1JK-1mol-1, Sm
0(Cu,s)=33,15JK-1mol-1, Sm
0(Zn,s)=41,63JK-1mol-1, Sm
0(Cu+2,aq)=-
99,6JK-1mol-1, Sm
0(H2O,l)=69,91 JK
-1mol-1, Sm
0(CO2,g)=213,74JK
-1mol-1, Sm
0(C12H22O11, s)=360,2JK
-1mol-1, 
Sm
0(O2,g)=205,14JK
-1mol-1; ∆Hf0(Zn+2,aq)=-153,89KJmol-1, ∆Hf0(Cu+2,aq)=64,77KJmol-1] 
 
8. A entalpia padrão de combustão da uréia solida (CO(NH2)2,s) é -632 KJmol
-1 a 298K e sua entropia 
molar é 104,60 JK-1mol-1. Calcule a energia livre de Gibbs de formação da uréia a 298K. [Dados: 
∆Hf0(CO2,g)=-393,5KJmol-1, ∆Hf0(H2O,l)=-285,83KJmol-1, Sm0(C,gr)=5,74JK-1mol-1,Sm0(O2,g)=205,14JK-1mol-1, 
Sm
0(N2,g)=191,61JK
-1mol-1, Sm
0(H2,g)=130,684JK
-1mol-1,]. {R. -197 KJmol-1} 
 
9. Calcule a energia livre padrão de reação e a constante de equilíbrio a 25oC para a reação CH4(g) + 
3Cl2(g) � CHCl3(l) + 3HCl(g).[Dados:∆Gf0(CHCl3,l)=-73,66KJmol-1, 
∆Gf0(HCl,l)=-95,3KJmol-1, ∆Gf0(CH4,g)=-50,72KJmol-1] {R. ∆Gr0=-308,84KJmol-1, K=1,3x1054} 
 
 
 
10. A entalpia padrão de uma reação é 125 kJmol-1, sendo esta aproximadamente constante no 
intervalo de temperatura de 800K a 1500K. A energia livre de Gibbs é 22 KJmol-1 a 1120K. Estime a 
temperatura na qual a constante de equilíbrio se torna igual a 1. {R. 1,4x103K} 
 
11. Estime a temperatura para a desidratação do CuSO4.5H20. 
[Dados: ∆Ηf0(CuSO4,s)=-771,36KJmol-1, ∆Ηf0(CuSO4.5H2O,s)=-2279,7KJmol-1, ∆Ηf0(H2O,g)=-241,8KJmol-1, 
Sm
0(CuSO4,s)=109JK
-1mol-1, Sm
0(CuSO4.5H2O,s)=300,4JK
-1mol-1, Sm
0(H2O,g)=188,83JK
-1mol-1] {R. 397K} 
 
 
12. Para a reação PbI2(s) � Pb
+2(aq) + 2I-(aq) a constante de equilíbrio a 25oC é 1,4x10-8 e a energia 
livre padrão de formação do PbI2(s) é -173,64 kJmol
-1. Calcule a energia livre padrão de formação 
do PbI2(aq). {R. -128,8 kJmol
-1} 
 
 
 
Dados:R = 8,314 J.K-1.mol-1 = 8,206x10-2atm.L K-1.mol-1 = 62,364L.torr.K-1.mol-1