Caderno de FQ EMI4A

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Físico-Química 
 
 
 
 
 
Prof. Dr. Alan Rodrigues Teixeira Machado 
E-mail: alan.machado@prof.unibh.br 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Caderno de Físico-
Química 
 
 
 
 
 
 Físico-Química 
 
 
 
 
 
Prof. Dr. Alan Rodrigues Teixeira Machado 
E-mail: alan.machado@prof.unibh.br 
 
 
 
 
Professor: Alan Rodrigues Teixeira Machado 
Disciplina: Físico-Química 
Curso: Engenharia de Minas 
Período Letivo: 2017.1 
Carga horária: 80 
Turma: EMI4AN-ESA 
 
Ementa: Propriedade dos gases e de suas misturas. Princípios da termodinâmica. A Primeira Lei. A Segunda Lei. 
Transformações físicas de substâncias puras. Misturas Simples. Diagrama de fases. Termoquímica. Energia livre. 
Potencial químico. Equilíbrios químico, iônico e eletroquímico. Equilíbrio de fases em um sistema com um 
componente e com vários componentes e em sistemas não ideais. Soluções líquidas. Atividade de água. 
 
Objetivo Geral: Fundamentar o graduando do Curso de Eng. de Minas da importância e entendimento do estudo 
da Físico-Química, permitindo-o aplicá-la nos meios produtivos industriais e em relação ao ambiente. 
Desenvolver no futuro engenheiro conhecimentos e habilidades em relação ao estudo da Físico-Química, 
capacitando-o para uma vida profissional segura. 
 
Objetivos Específicos: Proporcionar ao estudante formação profissional com desenvolvimento das habilidades 
necessárias para compreensão dos aspectos da Físico-química e sua aplicabilidade na área de Engenharia. 
 
Programa: 
1. Conceitos Fundamentais 
1.1 As Quantidades e Unidades Básicas do SI 
1.2 Medidas de Quantidades ou Tamanho 
1.3 Força 
1.4 Temperatura e a Lei Zero da Termodinâmica 
1.5 Pressão 
1.6 Trabalho 
1.7 Energia 
 
2. As Propriedades dos Gases e de Suas Misturas 
2.1 Os Estados dos Gases 
2.2 As Leis dos Gases 
2.3 Interações Moleculares 
2.4 A Equação de van de Waals 
 
3. A Primeira Lei 
3.1 Os Conceitos Fundamentais 
3.2 A Energia Interna 
3.3 Trabalho de Expansão 
3.3 Entalpia 
3.5 Termoquímica 
3.6 Energia de Rede 
 
4. A Segunda Lei 
4.1 A Dispersão da Energia 
4.2 Entropia 
4.3 Variação da Entropia em Alguns Processos 
4.4 A Terceira Lei da Termodinâmica 
4.5 Combinação entre a Primeira e Segunda Leis 
4.6 A Equação Fundamental 
4.7 Propriedades da Energia Interna e Energia de 
Gibbs 
 
5. Algumas Propriedades dos Líquidos e Sólidos 
5.1 Fases Condensadas 
5.2 Coeficientes de Dilatação Térmica e 
Compressibilidade 
5.3 Calores de Fusão – Vapores e Sublimação 
5.4 Pressão de Vapor 
 
6. Transformações Físicas de Substâncias Puras 
6.1 Diagramas de fases 
6.2 A estabilidade das fases 
6.3 Curvas de equilíbrio 
6.4 Aspectos termodinâmicos das transições de fases 
 
7. Misturas Simples 
7.1 A descrição termodinâmica das misturas 
7.2 As propriedades das soluções 
7.3 Atividades 
 
8. Equilíbrio 
8.1 Reações químicas espontâneas 
8.2 A resposta do equilíbrio às condições do sistema 
8.3 Eletroquímica de equilíbrio 
 
9. Cinética Química 
10.1 Conceitos básicos de cinética química 
10.2 Definição de lei de velocidade 
10.3 Ordem de reação 
10.4 Leis de velocidade 
10.5 Reação elementar e reação complexa 
10.6 Equação de Arrhenius 
 
Plano de Aula/Atividade Discente: 
Avaliação: AAA: 30 pontos. 
Trabalho Compartilhado I (AVACOMP1): 10 
pontos. 
AS1: 30 pontos. 
AS2: 10 pontos. 
AS3: 20 pontos. 
Prova substitutiva: 30 pontos. 
Exigência mínima para aprovação: 70 pontos e 75% de 
frequência nas disciplinas presenciais. 
Tipo de Avaliação: Avaliação e Frequência 
 
 Físico-Química 
 
 
 
 
 
Prof. Dr. Alan Rodrigues Teixeira Machado 
E-mail: alan.machado@prof.unibh.br 
 
 
 
 
 
Bibliografia Básica: 
ATKINS, P. W.; DE PAULA, J.Físico-química. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC – Livros Técnicos e Científicos, 2008. 
SMITH, J. M.; VAN NESS, H. C; ABBOTT, M. M. Introdução à Termodinâmica da Engenharia Química, 7. 
ed.,Rio de Janeiro: LTC – Livros Técnicos e Científicos, 2007. 
ATKINS, P.W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto 
Alegre: Bookman, 2006. 
CASTELLAN, G.W; SANTOS, C. M. P. Fundamentos de físico-química. Rio de Janeiro: LTC – Livros Técnicos 
e Científicos, 1986. 
 Físico-Química 
4 
 
Cronograma - EMI4AN-ESA 
Datas Tema Livros/observações 
Segunda-feira, 20 de 
fevereiro de 2017. 
Início do semestre Calouros 
Sexta-feira, 24 de fevereiro 
de 2017. 
Apresentação da 
disciplina/Quantidades Físicas 
Introdução à Termodinâmica da 
Engenharia Química – Cap 1, págs. 1-15. 
Segunda-feira, 27 de 
fevereiro de 2017. 
Recesso Carnaval 
Sexta-feira, 03 de março de 
2017. 
Quantidades Físicas 
Introdução à Termodinâmica da 
Engenharia Química – Cap 1, págs. 1-15. 
Segunda-feira, 06 de março 
de 2017. 
As Propriedades dos Gases 
Físico-química – Cap 1, págs. 15-35 e 
Princípios de Química – Cap 4, págs. 
134-163. 
Sexta-feira, 10 de março de 
2017. 
As Propriedades dos Gases 
Físico-química – Cap 1, págs. 15-35 e 
Princípios de Química – Cap 4, págs. 
134-163. 
Segunda-feira, 13 de março 
de 2017. 
As Propriedades dos Gases 
Físico-química – Cap 1, págs. 15-35 e 
Princípios de Química – Cap 4, págs. 
134-163. 
Sexta-feira, 17 de março de 
2017. 
As Propriedades dos Gases 
Físico-química – Cap 1, págs. 15-35 e 
Princípios de Química – Cap 4, págs. 
134-163. 
Segunda-feira, 20 de março 
de 2017. 
Primeira Lei 
Físico-química – Cap 2, págs. 36-60 e 
Princípios de Química – Cap 7, págs. 
235-280. 
Sexta-feira, 24 de março de 
2017. 
Primeira Lei 
Físico-química – Cap 2, págs. 36-60 e 
Princípios de Química – Cap 7, págs. 
235-280. 
Segunda-feira, 27 de 
março de 2017. 
1ª Semana de Orientação do 
TIG/P 
Apresentação da proposta de trabalho. 
Sexta-feira, 31 de março de 
2017. 
Primeira Lei 
Físico-química – Cap 2, págs. 36-60 e 
Princípios de Química – Cap 7, págs. 
235-280. 
Segunda-feira, 03 de abril de 
2017. 
Exercícios Gases e a primeira lei 
Sexta-feira, 07 de abril de 
2017. 
Avaliação-AS1 Valor 30,0 pontos 
Segunda-feira, 10 de abril de 
2017. 
Primeira Lei 
Físico-química – Cap 2, págs. 36-60 e 
Princípios de Química – Cap 7, págs. 
235-280. 
Sexta-feira, 14 de abril de 
2017. 
Feriado - 
Segunda-feira, 17 de abril de 
2017. 
A Segunda Lei 
Físico-química – Cap 3, págs. 78-110 e 
Princípios de Química – Cap 8, págs. 
287-326. 
Sexta-feira, 21 de abril de 
2017. 
Feriado - 
Segunda-feira, 24 de abril de 
2017. 
A Segunda Lei 
Físico-química – Cap 3, págs. 78-110 e 
Princípios de Química – Cap 8, págs. 
287-326. 
Sexta-feira, 28 de abril de 
2017. 
A Segunda Lei 
Físico-química – Cap 3, págs. 78-110 e 
Princípios de Química – Cap 8, págs. 
287-326. 
Segunda-feira, 01 de maio 
de 2017. 
Feriado Exercícios 
Sexta-feira, 05 de maio de 
2017. 
A Segunda Lei 
Físico-química – Cap 3, págs. 78-110 e 
Princípios de Química – Cap 8, págs. 
287-326. 
Segunda-feira, 08 de maio 
de 2017. 
A Segunda Lei 
Físico-química – Cap 3, págs. 78-110 e 
Princípios de Química – Cap 8, págs.Físico-Química 
5 
 
 
* A data da avaliação substitutiva poderá ser alterada. 
** Os pontos das atividades avaliativas de aprendizagem (AAA1 e AAA2) serão 
atribuídos aos trabalhos ao longo do semestre. 
 
 
 
 
 
 
 
 
287-326. 
Sexta-feira, 12 de maio de 
2017. 
Transformações físicas de 
substâncias puras 
Físico-química – Cap 4, págs. 113-129. 
Segunda-feira, 15 de maio 
de 2017. 
2ª Semana de Orientação do 
TIG/PI 
Apresentação dos resultados prévios. 
Sexta-feira, 19 de maio de 
2017. 
Transformações físicas de 
substâncias puras 
Físico-química – Cap 4, págs. 113-129. 
Segunda-feira, 22 de maio 
de 2017. 
Misturas Simples Físico-química – Cap 5, págs. 131-159. 
Sexta-feira, 26 de maio de 
2017. 
Avaliação – AS2 Valor 10,0 pontos 
Segunda-feira, 29 de maio 
de 2017. 
Misturas Simples Físico-química – Cap 5, págs. 131-159. 
Sexta-feira, 02 de junho de 
2017. 
Equilíbrio Químico 
Físico-química – Cap 6, págs. 177-205 e 
Princípios de Química – Cap 10, págs. 
384-414. 
Segunda-feira, 05 de junho 
de 2017. 
Equilíbrio Químico 
Físico-química – Cap 6, págs. 177-205 e 
Princípios de Química – Cap 10, págs. 
384-414. 
Sexta-feira, 09 de junho 
maio de 2017. 
Cinética Química 
Princípios de Química – Cap 13, págs. 
561-610. 
Segunda-feira, 12 de junho 
de 2017. 
Exercícios Equilíbrio de eletroquímica 
Sexta-feira, 16 de junho 
maio de 2017. 
Recesso - 
Segunda-feira, 19 de junho 
de 2017. 
Exercícios Cinética Química 
Quarta-feira, 23 de junho 
maio de 2017. 
Cinética Química 
Princípios de Química – Cap 13, págs. 
561-610. 
Sábado, 24 de junho de 
2017. 
Avaliação – AS3 Valor 20,0 pontos 
Segunda-feira, 26 de junho 
de 2017. 
Circuito acadêmico Tig/PI 
Sexta-feira, 30 de junho 
maio de 2017. 
Circuito acadêmico Tig/PI 
Segunda-feira, 03 de julho 
de 2017. 
Revisão das notas - 
Sexta-feira, 08 de julho de 
2017. 
Revisão das notas - 
Segunda-feira, 10 de julho 
de 2017. 
Avaliação – SUB* Valor 30,0 pontos 
Sexta-feira, 12 de julho maio 
de 2017. 
Revisão das notas 
 Físico-Química 
6 
 
1- O Sistema Internacional de Unidades: SI 
 
Uma quantidade física é um produto de um valor numérico (um número puro) e uma 
unidade. As sete unidades básicas dimensionalmente independente no SI são dadas na 
Tabela 1. 
Tabela 1 – Quantidades Físicas e Unidades Básicas 
Quantidade física Símbolo da 
quantidade 
Nome da unidade no SI Símbolo para a unidade 
no SI 
Comprimento l metro m 
Massa m quilograma kg 
Tempo t segundo s 
Corrente elétrica I ampere A 
Temperatura termodinâmica T kelvin K 
Quantidade de substância n mol mol 
Intensidade luminosa Iʋ candela cd 
 
1.1 Definições das Unidades Básicas do SI 
Metro: O metro é o comprimento igual a 1.650.763,73 comprimentos de onda no vácuo 
da radiação corresponde à transição entre os níveis 2p10 e 5d5 do átomo de Criptônio-86. 
Quilograma: O quilograma é a unidade de massa e à massa de um cilindro de platina/ 
irídio mantido no International Bureau of Weights and Measures (Comitê Internacional 
de Pesos e Medidas) em Sêvres, França. 
Segundo: O segundo é a duração de 9.192.631.770 períodos da radiação correspondente 
à transição entre os dois níveis hiperfinos do estado fundamental do átomo de césio-
133. 
Ampere: O ampere é a corrente elétrica constante que, se mantida em dois condutores 
paralelos retilíneos, de comprimento infinito e de seção reta desprezível, colocados no 
vácuo e separados entre si de 1 metro, poderá produzir entre esses condutores uma força 
igual a 2 x 10
-7
 newton por metro de comprimento. 
Kelvin: O kelvin, unidade de temperatura termodinâmica, é a fração 1/273,15 da 
temperatura termodinâmica do ponto triplo da água. 
Mol: O mol é a quantidade de substância de um sistema que contém tantas unidades 
elementares quanto ao número de átomos de carbono-12. Quando o mol é usado, as 
unidades elementares precisam ser especificadas e podem ser átomos, moléculas, íons, 
elétrons, outras partículas ou grupos específicos de tais partículas. 
 Físico-Química 
7 
 
Candela: A candela é a intensidade luminosa, na direção perpendicular, de uma 
superfície de 1/600.000 metros quadrados de um corpo negro na temperatura de 
solidificação da platina, sob uma pressão de 101.325 newtons por metro quadrado. 
 
1.2 Quantidades Físicas Secundárias 
Todas as outras quantidades físicas são consideradas por definição, como sendo 
derivadas, e tendo suas dimensões também derivadas, das sete quantidades físicas 
básicas independentes, envolvendo apenas multiplicação, divisão, diferenciação e, ou 
integração. A velocidade de uma partícula, por exemplo, é definida por ʋ = ds/dt e tem 
a dimensão comprimento por tempo (l/t); a unidade SI é o metro por segundo (m/s). A 
Tabela 2 lista um número de quantidades secundárias comuns e suas unidades; essas 
unidades não possuem nomes especiais. A Tabela 3 lista um número de quantidades 
secundárias comuns que tem nomes especiais para as suas unidades. 
 
Tabela 2 – Unidades SI Secundárias sem Nomes Especiais 
Quantidade física Símbolo da 
quantidade 
Nome da unidade no SI Símbolo para a 
unidade no SI 
Área A metro quadrado m
2
 
Volume V metro cúbico m
3
 
Densidade ρ quilograma por metro cúbico kg m-3 
Velocidade u,v,w,c metro por segundo m s
-1
 
Concentração c mol por metro cúbico mol m
-3
 
Intensidade do campo elétrico E volt por metro V m
-1
 
 
 
 
Tabela 3 – Nomes e Símbolos Especiais para Certas Unidades SI Secundárias 
Quantidade física Nome da unidade 
SI 
Símbolo para a 
unidade no SI 
Definições da 
unidade no SI 
Força newton N kg m s² 
Pressão pascal Pa kg m
-1 
s
-
² 
Energia joule J kg m
2 
s
-
² 
Potência watt W kg m
2 
s
-3
 
Carga elétrica coulomb C A s 
Diferencias de potencial elétrico volt V kg m
2 
A
-1 
s
-3
 
Resistência elétrica ohm Ω kg m2 A-2 s-3 
Condutância elétrica siemens S A
2 
s
3
 kg
-1
 m
-2
 
Capacitância elétrica farad F A
2 
s
4
 kg
-1
 m
-2
 
Fluxo magnético weber Wb kg m
2 
A
-1 
s
-2
 
Densidade de fluxo magnético tesla T kg A
-1 
s
-2
 
Frequência hertz Hz s
-1
 
 
 
 
 Físico-Química 
8 
 
1.3 Prefixos SI 
Para designar múltiplos e submúltiplos da unidade básica, usamos um prefixo padrão 
junto ao símbolo da unidade. Esses prefixos encontram-se na Tabela 4. 
Tabela 4 – Prefixos SI 
Submúltiplo Prefixo Símbolo Submúltiplo Prefixo Símbolo 
10
-1
 deci d 10 deca da 
10
-2
 centi c 10
2
 hecto h 
10
-3
 mili m 10
3
 quilo k 
10
-6
 micro µ 10
6
 mega M 
10
-9
 nano n 10
9
 giga G 
10
-12
 pico p 10
12
 tera T 
10
-15
 femto f 10
16
 peta P 
10
-18
 atto a 10
18
 exa E 
 
 
1.4 Fatores de Conversão e Valores da Constante dos Gases 
Como os livros de referências apresentam os dados em diversas unidades, as Tabelas 5 e 
6 podem ser úteis para auxiliar na conversão dos valores de um conjunto de unidades 
para outro. As unidades que não apresentam associação com o SI são apresentadas entre 
parênteses. As seguintes definições são registradas: 
 
(ft) ≡ pé definido nos EUA ≡ 3,048 x 10-1 m 
(in) ≡ polegada definida nos EUA ≡ 2,54 x 10-2 m 
(qt) ≡ quartos definido nosEUA ≡ 0,946dm3 
(gal) ≡ galão de líquido nos EUA ≡ 231 (in)3 
(lbm) ≡ libra massa definida nos EUA (avoirdupois) ≡ 4,5359237 x 10
-1
 kg 
(lbf) ≡ força para acelerar 1(lbm) em 32,1740(ft)s
-2
 
(atm) ≡ pressão atmosférica padrão ≡ 101.325,00 Pa 
(psia) ≡ pressão absoluta em libras-força por polegada quadrada 
(Torr) ≡ pressão exercida por 1 mm de mercúrio a 0°C e na gravidade padrão 
(cal) ≡ caloria termoquímica 
(Btu) ≡ unidade térmica britânica – tabela de vapor internacional 
(lb mol) ≡ massa em libra-massa com valor numérico igual à massa molar 
(R) ≡ temperatura absoluta em Rankines 
 
Os fatores de conversão da Tabela 5 estão referenciados a uma unidade básica ou 
derivada do sistema SI. Conversões entre outros pares de unidades para uma dada 
grandeza são efetuadas conforme o exemplo a seguir: 
 
 Físico-Química 
9 
 
1 bar = 0,986923 (atm) = 750,061 (Torr). 
Assim, 
1 (atm) = 750,061/0,986923 = 760,00 (Torr) 
 
Tabela 5 – Fatores de Conversão 
Grandeza Conversão 
Comprimento 1 m = 100 cm =3,28084 (ft) = 39,3701 (in) 
Massa 1 kg = 10
3
 g = 2,20462 (lbm) 
Força 1 N = 1 kg m s
-2
 = 10
5
 (dina) = 0,224809 (lbf) 
Pressão 1 bar = 10
5
 kg m
-1
 s
-2
 = 10
5
 N m
-2
 = 10
5
 Pa = 10
2
 kPa = 10
6
 (dina) cm
-2
 = 0,986923 
(atm) = 14,5038 (psia) = 750,061 (Torr) 
Volume 1 m
3
 = 10
6
 cm
3
 = 10
3
 L = 35,3147 (ft)
3 
= 264,172 (gal) 
Massa específica 1 g cm
3
 = 10
3
 kg m
-3
 = 62,4278 (lbm) (ft)
-3
 
Energia 1 J = 1 kg m
2
 s
-2
 = 1 N m = 1 m
3
 Pa = 10
-5
 m
3
 bar = 10 cm
3
 bar = 9,86923 cm
3
 
(atm) =10
7
 (dina) cm = 10
7
 (erg) = 0,239006 (cal) = 5,12197 x 10
-3
 (ft)
-3
 (psia) = 
0,737562 (ft)
 
(lbf) = 9,47831 x 10
-4
 (Btu) = 2,77778 kW/h 
Potência 1 kW = 10
3
 W = 10
3
 kg m
2
 s
-3
 = 10
3
 J s
-1
 = 239,006 (cal) s
-1
 = 737,562 (ft)
 
(lbf) s
-1 
= 
0,947831 (Btu) s
-1
 = 1,34102 (hp) 
 
Tabela 6 – Valores da Constante Universal dos Gases 
 
 
R = 8,314 J mol
-1
 K
-1
 = 8,314 m
3
 Pa mol
-1
 K
-1
 = 83,14 cm
3
 bar mol
-1
 K
-1
 = 8.314 cm
3
 kPa mol
-1
 K
-1
= 
82,06 cm
3
 (atm) mol
-1
 K
-1
 = 62.356 cm
3
 (Torr) mol
-1
 K
-1
 = 1,987 (cal) mol
-1
 K
-1
 = 1,986 (Btu)(lb mol
)-1
 
(R)
-1
 = 0,7302 (ft)
3
(atm) )(lb mol
)-1
(R)
-1
= 10,73 (ft)
3
(psia) )(lb mol
)-1
(R)
-1
 = 1.545( ft) (lbf) )(lb mol
)-1
(R)
-1
 
 
Fonte: Adaptado de Introdução à Termodinâmica da Engenharia Química (Smith et al., 2007) e 
Fundamentos de Físico-Química (Castellan e Santos, 1986). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Físico-Química 
10 
 
Exercícios 
1. Um astronauta pesa 730,00 N em Houston, Texas, onde a aceleração da gravidade 
local é g = 9,792 m s
-2
. Qual é a massa (em kg e lbm) do astronauta e o seu peso na Lua 
(em N e lbf), onde g = 1,67 m s
-2
. Resp.: PLua = 124,50 N; m = 74,55 kg ou PLua = 27,99 (lbf); m 
= 164,35 (lbm) 
 
2. Suponhamos que a altura da coluna de mercúrio em um barômetro é 760,00 mm em 
15 °C. Qual é a pressão atmosférica em pascal? Em 15 °C, a densidade do mercúrio é 
13,595 g cm
-3
 e a aceleração da gravidade na superfície da Terra é 9,80665 m s
-2
. Resp.: 
p = 101,32 kPa 
 
3. A 27°C, a leitura em um manômetro com mercúrio é de 60,500 cm. A aceleração da 
gravidade local é de 9,784 m s
-2
. Em 27 °C, a densidade do mercúrio é 13,530 g cm
-3
. A 
qual pressão (em bar) essa coluna de mercúrio corresponde? Resp.: p = 0,801 bar 
 
4. Suponha que um gás sofra uma expansão de 500,00 mL contra uma pressão de 1,20 
atm e não houve troca de calor com a vizinhança durante a expansão. Qual foi o 
trabalho realizado na expansão? Resp.: w = -60,79 J 
 
5. Indique se cada uma das seguintes unidades é uma medida de comprimento, massa, 
volume ou tempo: (a) m
3
, (b) ms, (c) mg, (d) nm, (e) dm
3
, (f) mm, (g) mm
3
, (h) kg, (i) 
ns. 
 
6. Converta cada uma das seguintes massas para gramas: (a) 3,89 x 10-6 kg, (b) 1,8 x 
10
4 
mg, (c) 3,23 x 10
3 
kg, (d) 1,22 x 10
9 
ng, (e) 63 µg. 
 
7. Expresse o volume de 1,45 cm3 em metros cúbicos. 
 
8. Expresse a massa específica de 11,2 g cm-3 quilogramas por metro cúbico 
 
9. Expresse pascal em unidades básicas. 
 
10. Mostre que a unidade SI para energia cinética e energia potencial é o joule. 
 
11. Se você tem 58,0 polegadas de altura, qual a sua altura em centímetro? Resp.: h = 
147,3 cm 
 
12. Em qual temperatura absoluta as escalas de temperatura Celsius e Fahrenheit 
fornecem o mesmo valor numérico? Resp.: T = -40 
 
13. Pressões de até 3.000 bar são medidas com um manômetro a contrapeso. O 
diâmetro do êmbolo é de 4 mm. Qual é a massa aproximada, em kg, dos contrapesos 
requeridos? Dados: g = 9,80665 m s
-2
. Resp.: m = 384 kg 
 
 Físico-Química 
11 
 
14. Pressões de até 3.000,0 (atm) são medidas com um manômetro a contrapeso. O 
diâmetro do êmbolo é de 0,17 (in). Qual é a massa aproximada, em (lbm), dos 
contrapesos necessários? Dados: g = 9,80665 m s
-2
. Resp.: m = 1000,2 lbm 
 
15. A leitura em um manômetro de mercúrio a 25°C (aberto para a atmosfera em uma 
extremidade) é de 56,38 cm. A aceleração da gravidade local é de 9,832 m s
-2
. A 
pressão atmosférica é de 101,78 kPa. Qual é a pressão absoluta, em kPa, sendo medida? 
A densidade do mercúrio a 25°C é igual a 13,534 g cm
-3
. Resp.: pabs = 176,80 kPa 
 
16. A leitura em um manômetro de mercúrio a 70 0F (aberto para a atmosfera em uma 
extremidade) é de 25,62(in). A aceleração da gravidade local é de 32,243(ft)(s)
-2
. A 
pressão atmosférica é de 29,86(in Hg). Qual é a pressão absoluta, em (psia), sendo 
medida? A densidade do mercúrio a 70(
0
F) é igual a 13,543 g cm
-3
. 
Resp.: pabs = 27,23 psia 
 
17. As primeiras medidas precisas das propriedades de gases a altas pressões foram 
efetuadas por E. H. Amagat, na França, entre 1869 e 1893. Antes de desenvolver o 
manômetro a contrapeso, ele trabalhou em um poço de acesso a uma mina e utilizou um 
manômetro de mercúrio para medir pressões acima de 400,0 bar. Estime a altura 
requerida para o manômetro. A densidade do mercúrio a 25°C é igual a 13,534 g cm
-3
 e 
a aceleração da gravidade local é de 9,80665 m s
-2
. Resp.: h = 301,4 m 
 
18. Um gás é confinado em um cilindro com 1,25(ft) de diâmetro por um êmbolo, 
sobre o qual repousa um contrapeso. Juntos, o êmbolo e o contrapeso possuem massa de 
250(lbm). A aceleração da gravidade local é de 32,169(ft)(s)
-2
 e a pressão atmosférica é 
de 30,12(in Hg). (a) Qual é a força em (lbf) exercida no gás pela atmosfera, êmbolo e 
contrapeso, admitindo que não há atrito entre o êmbolo e o cilindro? Resp.: F = 2,8642 x 
10
3
 (lbf) (b) Qual é a pressão absoluta do gás em (psia)? Resp.: pabs = 16,208 psia (c) Se o 
gás no cilindro for aquecido, ele se expande, empurrando para cima o êmbolo e o 
contrapeso. Se o êmbolo e o contrapeso forem erguidos em 1,7(ft), qual é o trabalho 
realizado pelo gás em (ft lbf)? Qual é a variação da energia potencial do êmbolo e do 
contrapeso? Resp.: w = - 4,8691 x 103 (ft lbf) e ∆Ep = 424,9 (ft lbf) 
 
19. Um gás está confinado emum cilindro com 0,47 m de diâmetro por um êmbolo, 
sobre o qual repousa um contrapeso. Juntos, o êmbolo e o contrapeso possuem massa de 
150 kg. A aceleração da gravidade local é de 9,813 m s
-2
, e a pressão atmosférica é de 
101,57 kPa. (a) Qual é a força em newtons exercida sobre o gás pela atmosfera, pelo 
êmbolo e contrapeso, admitindo que não há atrito entre o êmbolo e o cilindro? Resp.: F = 
1,91 x 10
4 
N (b) Qual é a pressão absoluta do gás em kPa? Resp.: pabs = 110,054 kPa (c) Se o 
gás no cilindro for aquecido, ele se expande empurrando para cima o êmbolo e 
contrapeso. Se o êmbolo e o contrapeso forem erguidos em 0,83 m, qual é o trabalho 
realizado pelo gás em kJ? Qual é a variação da energia potencial do êmbolo e do 
contrapeso? Resp.: w = -15,848 kJ e ∆E = 1,222 kJ 
 
 Físico-Química 
12 
 
20. Em certo processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500 K em um vaso de 
volume constante. (a) Se o gás entra no vaso a 100 atm e 300 K, qual a pressão na 
temperatura de trabalho, se o seu comportamento for o de um gás perfeito? (b) Que 
temperatura teria a mesma amostra se a sua pressão fosse de 300 atm? Resp.: (a) p= 167 
atm. (b) T= 900 K 
 
21. A composição do ar seco em percentual ponderal (isto é, em massa), ao nível do 
mar, é aproximadamente 75,5 % de N2; 23,2 % de O2 e 1,3 % de Ar. Qual a pressão 
parcial de cada componente quando a pressão total é igual a 1,20 atm? Resp.: pN2 = 0,936 
atm; pO2 = 0,252 atm e pAr = 0,012 atm. 
 
22. Certa quantidade de um gás é confinada em um recipiente e obedece a lei de 
Boyle. Seu volume é 247 cm
3
 a uma pressão de 62,5 kPa. Se a pressão do gás é 
aumentada para 82,5 kPa com a redução do seu volume, qual será o novo volume 
ocupado pelo gás, se a temperatura é mantida constante. Resp.: V = 187 cm3 
 
23. Um recipiente contendo um êmbolo móvel possui 5 L de ar a 30 ºC. A que 
temperatura deve ser aquecido esse recipiente, à pressão constante, para que seu volume 
triplique? Resp.: T = 909 K 
 
24. Uma amostra de gás tem sua pressão aumentada de 0,5 atm para 1,5 atm. A 
temperatura inicial do gás é 400 K. Calcule a temperatura final, em graus Celsius, 
considerando que o volume permaneceu constante. Resp.: T = 1200 K 
 
25. Um frasco de 2,50 L é preenchido com metano, CH4, a 845 mmHg e 35 °C. Se o 
frasco for aquecido a 185 °C, qual será a nova pressão? Resp.: p = 1256 mmHg 
 
26. (a) Seria possível que uma amostra de 25,0 g de argônio gasoso, Ar(g), num vaso 
de volume igual a 1,5 dm
3
, exercesse uma pressão de 2,0 bar, a 30,0 
o
C, se o seu 
comportamento fosse de um gás ideal? Em caso negativo, qual seria a pressão do gás? 
Resp.: p = 10,5 bar (b) Que pressão teria o argônio se ele fosse um gás de van der Waals? 
Para o argônio, a = 0,0831 L
2
 bar mol
-2
 e b = 0,0320 L mol
-1
. Resp.: p = 10,4 bar 
 
27. (a) Seria possível que uma amostra de 131,0 g de xenônio gasoso, Xe (g), num 
vaso de volume igual a 1,0 dm
3
, exercesse uma pressão de 20,0 atm, a 25,0 
o
C, se o seu 
comportamento fosse de um gás ideal? Em caso negativo, que pressão ele exerceria? 
Resp.: p = 24,5 atm (b) Que pressão teria o Xe se ele fosse um gás de van der Waals? Para 
o xenônio, a = 4,137 L
2
 atm mol
-2
 e b = 0,0516 L mol
-1
. Resp.: p = 22 atm 
 
28. Um gás perfeito sofre compressão isotérmica que reduz seu volume de 1,80 dm3. 
A pressão final do gás é 1,97 bar e o volume final é 2,14 dm
3
. Calcule a pressão inicial 
do gás em a) bar e b) Torr. Resp.: (a) p = 1,07 bar e (b) p = 802,56 Torr 
 
 Físico-Química 
13 
 
29. Um gás perfeito sofre compressão isotérmica que reduz seu volume de 2,20 dm3. 
A pressão final do gás é 5,04 bar e o volume final é 4,65 dm
3
. Calcular a pressão inicial 
do gás em a) bar e b) atm. Resp.: (a) P = 3,42 bar e (b) p = 3,38 atm 
 
30. Uma amostra de hidrogênio gasoso tem a pressão de 125 kPa na temperatura de 
23°C. Qual a pressão do gás na temperatura de 11 °C? Resp.: p = 120 kPa 
 
31. Calcule a velocidade média quadrática do hidrogênio à temperatura de 27 °C. 
Resp.: 1,9 x 10
3
 m s
-1 
 
32. Uma amostra de 255,0 mg de neônio ocupa 3,00 dm3 a 122 K. Use a lei do gás 
perfeito para calcular a pressão do gás. Resp.: p = 4,2 x 10-2 atm 
 
33. Um pneu de automóvel foi cheio de ar até uma pressão de 24,0 lb in-2 num dia de 
inverno quando a temperatura era -5,0 ºC. Qual será a pressão no pneu num dia em que 
a temperatura estiver em 35,0 °C, assumindo que nenhum vazamento ocorreu e que o 
volume ficou constante? Dados: pressão atmosférica = 14,7 lb in
-2
. Resp.: p = 29,8 lb in-2 
 
34. Um gás ideal cuja massa é de 1,34 gramas ocupa uma volume de 2,0 L na 
temperatura de 25 °C e pressão de 1,0 atm. a) Se a temperatura for acrescida de 435 °C, 
qual será a pressão se o volume permanecer o mesmo? Resp.: p = 2,46 atm b) Quantas 
moléculas deste gás estão presentes quando a pressão é de 76 Torr, o volume é de 10 
mL e a temperatura é de 45 °C? Resp.: Número de moléculas = 2,31 x 1019 
 
35. A densidade do gás fosfina é 1,26 gL-1 a 50 °C e 747 mmHg. Calcule a massa 
molar da fosfina. Resp.: M = 34 g mol-1 
 
36. Qual será a massa molar do aleno gasoso, se ele se comporta idealmente, e se 2,79 
g ocupam um volume de 1,56 L na CNTP? Resp.: M = 40,4 g mol-1 
 
37. O composto orgânico volátil geraniol, um componente do óleo de rosas, é usado 
em perfumaria. A densidade do vapor em 260 °C e 103 Torr é 0,480 g.L
-1
. Determine a 
massa molar do genaniol. Resp.: M = 155 g mol-1 
 
38. O óleo obtido de folhas de eucalipto contém o composto orgânico volátil 
eucaliptol. Em 190 °C e 60,0 Torr, uma amostra de vapor de eucaliptol tem densidade 
0,320 g.L
-1
 . Calcule a massa molar do eucaliptol. Resp.: M = 154 g mol-1 
 
39. A 500 ºC e 93,2 kPa, a massa específica do vapor de enxofre é 3,710 kg m-3. Qual 
é a fórmula molecular do enxofre nessas condições? Resp.: S8 
 
40. A 100 ºC e 16,0 kPa, a massa específica do vapor de fósforo é 0,6388 kg m-3. 
Qual é a fórmula molecular do fósforo nessas condições? Resp.: P4 
 
 Físico-Química 
14 
 
41. Use a equação do gás ideal para calcular a pressão, em 298,15 K exercida por 1,0 
mol de CO2 (g) quando limitado ao volume de (a) 15,0 L; (b) 0,50 L; (c) 50,0 mL. 
Repita os cálculos usando a equação de van der Waals. O que esses cálculos indicam 
sobre a precisão da dependência da pressão na lei dos gases ideais? Parâmetros de van 
der Waals: a = 3,592 L
2
.atm.mol
-2
 e b = 0,04267 L.mol
-1
 Resp.: (a) p = 1,62 atm; (b) p = 38,9 
atm; (c) p = 1,88 x10
3
 atm. 
 
42. Alguns investigadores estão estudando as propriedades físicas de um gás a ser 
usado como refrigerante em uma unidade de ar-condicionado. Uma tabela de 
parâmetros de van der Waals mostra que: a = 16,2 L
2
 .atm.mol
-2
 e b = 8,4 x 10
-2
 L.mol
-1
. 
Estime a pressão quando 1,50 mols for confinado em 5,00 L na temperatura de 0°C. 
Resp.: p = 5,44 atm 
 
43. Para o aquecimento de uma casa consomem-se 4,00 x 103 m3 de gás natural por 
ano. Admita que o gás seja o metano, CH4, e que ele se comporta como um gás perfeito 
nas condições deste problema, que são 1,00 atm e 20 °C. Qual é a massa de gás 
consumida? Resp.: m = 2,37 x 103 kg 
 
44. Um manômetro consiste de um tubo em forma de U que contém um líquido. Um 
lado é conectado ao dispositivo e outro esta aberto para a atmosfera.A pressão dentro 
do dispositivo é, então, determinada a partir da diferença das alturas do líquido no tubo 
U. Admita que o líquido seja á água, que a pressão externa seja 770 Torr e o que lado 
aberto esteja 10 cm mais baixo do que o lado conectado ao aparelho. Qual é a pressão 
no dispositivo? Dados: Massa especifica da água a 25 °C é 0,99707 g cm
3
. Resp: p = 104 
kPa 
 
45. Um manômetro semelhante ao que foi descrito no exercício anterior continha 
mercúrio em vez de água. Admita que a pressão externa seja 760 Torr e que lado aberto 
esteja 10 cm mais alto do que o lado conectado ao aparelho. Qual é a pressão no 
dispositivo? Dados: Massa especifica do mercúrio a 25 °C é 13,55 g cm
3
. Resp: p = 115 
kPa 
 
46. Numa experiência para determinar um valor exato da constante dos gases 
perfeitos, R, um estudante aqueceu um vaso de 20,000 L, cheio com 0,25132 g de hélio 
gasoso, a 500 °C, e mediu a pressão em um manômetro de água, a 25°C, encontrando 
206,402 cm de água. A densidade da água, a 25°C, é 0,99707 gcm
-3
. Calcule o valor de 
R a partir desses dados. Resp: R = 8,3147 J K-1 mol-1 
 
47. Uma mistura gasosa é constituída por 320 mg de metano, 175 mg de argônio e 
225 mg de neônio. A pressão parcial do neônio, a 300 K é 8,87 kPa. Calcule o volume 
da mistura e a pressão total da mistura. Resp: V = 3,14 dm3, p = 28,2 kPa 
 
48. A massa específica do ar a – 85 °C é 1,877 g dm-3, a 0 °C é 1,294 g dm-3 e a 100 
°C é 0,946 g dm
-3
. A partir desses dados e admitindo que o ar obedeça à lei de Charles, 
determine o valor para o zero absoluto de temperatura em graus Celsius. Resp: -273 °C 
 Físico-Química 
15 
 
 
49. Os seguintes dados foram obtidos para o oxigênio a 273,15 K. A partir 
deles calcule o melhor valor da constante dos gases R e também o melhor valor da 
massa molar do O2. Resp: R = 0,08206 L atm K
-1
 mol
-1
 e M= 31,9987 g mol
-1 
 
p/atm 0,75000 0,500000 0,250000 
Vm/(dm
3
 mol
-1
) 29,8649 44,8090 89,6384 
ρ/(g cm3) 1,07144 0,714110 0,356975 
 
Obs.: Todos os gases tem comportamento ideal quando p → 0. Por conseguinte, o valor do intercepto de 
pVm / T em função da pressão, representa o melhor valor de R. Para a M, o melhor valor é obtido a partir 
de uma extrapolação de ρ/p em função de p, para p = 0; o coeficiente linear é equivalente a M/RT. 
50. Represente em um diagrama de temperatura contra pressão paras as etapas, 
sofridas por um gás ideal em: (a) Expansão isotérmica, (b) resfriamento isocórico, (b) 
compressão isotérmica e (d) aquecimento isovolumétrico. 
 
51. Os fatores de compressibilidade Z do CO2, O2 e H2 à 0ºC e 200 atm são, 
respectivamente, 0,25; 0,90; 1,1. Qual desses gases é o menos compressível nessas 
condições. Justifique sua resposta utilizando argumentos na escala molecular. 
 
52. Analise a seguinte afirmativa: “o gás tem comportamento mais próximo de ideal, 
quando submetido às condições de baixa temperatura e alta pressão”. Comente 
utilizando argumentos na escala molecular. 
 
53. Qual será o novo volume de um gás ideal que ocupou inicialmente 1,46 dm3 a 142 
kPa, depois que a pressão foi reduzida para 116 kPa, à temperatura constante? Resp.: 1,79 
dm
3
 
 
54. Uma amostra de um gás ideal, mantida à temperatura constante, tem uma pressão de 
765 mmHg e um volume de 10,9 mL. O gás é expandido pelo aumento de volume do seu 
recipiente. Se o volume final do gás é 38,1 mL, qual é sua pressão final? Resp.: 219 mmHg 
 
55. Uma amostra de gás ideal ocupa um volume de 1,20 L a 25 °C. Se a temperatura 
aumenta a 50 °C, qual é o novo volume do gás se a pressão permaneceu constante? Resp.: 
1,39 L 
 
56. Suponha que 2,65 L de um gás ideal a 25,0 °C e 1,00 atm sejam simultaneamente 
aquecidos e comprimidos até que a temperatura final seja 75,0 °C e a pressão final 2,00 
atm. Qual é o volume final? Resp.: 1,55 L 
 
57. Suponha uma amostra de 1,28 mol de um gás ideal sob uma pressão de 842 
mmHg a 38 °C. Qual será o volume em litros que o gás ocupará? Resp.: 29,5 L. 
 
58. Uma amostra de gás CO2 a 328 mmHg e 262 °C ocupa um volume de 168 mL. 
Assumindo o comportamento do gás ideal, determine o número de mols de CO2 
presente. Resp.: 1,65 x 10-3 mol 
 Físico-Química 
16 
 
 
59. Se 1,62g de CO2, 4,14 g de CO e 3,08 g de CH4 são colocados juntos em um 
recipiente de 14,8 L a 28 °C, qual será a pressão total medida em mmHg? Resp.: 479 
mmHg. 
 
60. Quando o etano, C2H6 queima em oxigênio, os produtos são dióxido de carbono e 
água. Se 1,26 L de etano é queimado em 4,5 L de oxigênio, quantos litros de dióxido de 
carbono e vapor de água são formados, se todos os volumes são medidos a 400 T e 4,00 atm 
de pressão? Resp.: 2,52 L de CO2 e
 
3,78 L de H2O 
 
61. A amônia, NH3, é produzida comercialmente reagindo-se N2 com H2. Quantos 
litros de NH3 podem ser produzidos de 4,62 L de H2 se os dois gases são medidos nas 
mesmas condições de temperatura e pressão? Resp.: V= 3,08 L. 
 
62. Quantos centímetros cúbicos de NH3 a 16,8 kPa e 38 °C podem ser produzidos 
quando reagimos 59,2 cm
3
 de N2 a 38,2 kPa e 92 °C com H2 em excesso? Resp.: V= 229 
cm
3
. 
 
63. Se 1,0 mol de um gás ideal estivesse confinado em um volume de 22,4 L a 0 ºC, 
exerceria uma pressão de 1,0 atm. Use a equação de van der Waals e as constantes 
dadas neste exercício para estimar a pressão exercida por 1,0 mol de Cl2(g) em 22,41 L 
a 0 ºC. Parâmetros de van der Waals: a = 6,49 L
2
.atm.mol
-2
 e b = 5,62 x 10
-2
 L.mol
-1
 . 
Resp.: p = 0,990 atm 
 
64. Um gás a 250 K e 15 atm tem o volume molar 12% menor do que o calculado 
pela lei dos gases perfeitos. Calcular a) o fator de compressibilidade nestas condições; 
b) o volume molar do gás; c) que forças são dominantes no gás? Resp.: (a) Z = 0,88, (b) 1,2 
dm
3
 mol
-1
 , (c) Forças atrativas 
 
65. Um gás a 350 K e 12 atm tem o volume molar 12% maior do que o calculado pela 
lei dos gases perfeitos. Calcular a) o fator de compressibilidade nestas condições; b) o 
volume molar do gás; c) que forças são dominantes no gás? Resp.: (a) Z = 1,12, (b) 2,7 dm3 
mol
-1
 , (c) Forças repulsivas 
 
66. Em certo processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500 K em um vaso de 
volume constante igual a 1,00 m
3
. O gás entra no vaso a 100 atm e 300 K. A massa do 
gás é 92,4 kg. Use a equação de van der Waals para determinar a pressão aproximada do 
gás na temperatura de operação de 500 K. Para o nitrogênio a = 1,352 L
2
 atm mol
-2
 e b 
= 0,0387 L mol
-1
. Resp.:p = 140 atm 
67. Deduza a expressão do fator de compressibilidade de um gás cuja equação de 
estado é p(V-nb) = nRT, onde b e R são constantes. Se a pressão e temperatura forem 
tais que Vm = 10b, qual o valor numérico do fator de compressibilidade? Resp.: Z = 1,11 
 
68. Com as constantes de van der Waals para o sulfeto de hidrogênio, calcule os 
valores aproximados: (a) da temperatura de Boyle e (b) do raio da molécula. Parâmetros 
 Físico-Química 
17 
 
de van der Waals: a = 4,484 L
2
.atm.mol
-2
 e b = 0,0434 x 10
-2
 L.mol
-1
 Resp.: TB= 1259 K e 
r = 0,129 nm 
 
69. Para qual dos sistemas a seguir existe conservação de matéria, e para qual existe 
conservação de energia? (a) Sistema fechado. (b) Sistema aberto. (c) Sistema isolado. 
 
70. Quando dois corpos postos em contato trocam calor? Quando essa troca é 
cessada? Que principiotermodinâmico explica esse fenômeno? 
 
71. Utilizando a figura abaixo (esquema do experimento de Joule), considere que as 
massas dos blocos que descerão são de 10 kg cada e que eles estejam a uma atura de 10 
m. Quando os blocos caem, produzem o movimento das pás, mergulhadas em 1 kg de 
água. Supondo que toda a variação de energia potencial gravitacional do sistema foi 
transformada em calor, e que g = 9,8 m s
-2
, determine a variação de temperatura da 
água. Resp.: ∆T = 0,468 °C 
 
72. Três amostras de um mesmo liquido, cujas temperaturas inicias são 40°C, 70°C e 
100°C, são misturadas. As massas das amostras são iguais. Supondo-se que as trocas de 
calor ocorrem somente entre as amostras do liquido, qual a temperatura do equilíbrio da 
mistura, em graus Celsius? Resp.: 70 °C 
 
73. Fornecendo-se 800,0 calorias a um corpo de massa igual a 500 g, verifica que ele 
sofre uma elevação de 2,0 °C de temperatura. Qual é o calor específico médio do corpo, 
em cal g
-1
 °C
-1
. Resp.: 0,8 cal g-1 °C-1 
 
74. Por que ∆U e ∆H são aproximadamente iguais nos processos de fusão e 
congelamento, mas são diferentes nos processos de evaporação e condensação? 
 
75. 4,0 kJ de calor são fornecidos a uma quantidade de ar. Calcule ∆U para o ar se (a) 
nenhum trabalho é realizado pelo ar, (b) o ar se expande e realiza 0,5 kJ de trabalho; (c) 
1,0 kJ de trabalho é realizado na compressão do ar ao mesmo tempo que ele é aquecido. 
Resp.: (a) 4,0 kJ; (b) 3,5 kJ; (c) 5,0 kJ 
 
76. Construa um gráfico de entalpia que represente a seguinte reação de combustão do 
etanol: C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H° = -1367 kJ mol
-1 
 
 Físico-Química 
18 
 
77. Uma certa reação se realiza à pressão constante. Durante o processo, o sistema 
absorve das vizinhanças 125 kJ de calor, e como o sistema se expande no decorrer da 
reação, ele realiza um trabalho de 12 kJ sobre as vizinhanças. Calcule o valor de q, w, 
∆U e ∆H. Resp.: q = 125 kJ; w = -12 kJ; ∆H = 125 kJ, ∆U = 113 kJ 
 
78. Uma amostra de 15,0 g de ouro (capacidade calorífica 25,4 J ºC-1 mol-1) é 
aquecida de 16,1 ºC para 49,3 ºC. Na hipótese de que a capacidade calorífica do ouro 
seja constante neste intervalo, calcule a quantidade de calor absorvido pelo ouro. Resp.: 
q = 64,2 J 
 
79. Uma amostra de 0,828 g de metanol (CH3OH) é colocada numa bomba 
calorimétrica com uma quantidade de oxigênio (sob pressão) suficiente para assegurar a 
combustão completa. O calorímetro contém 1,35 kg de água, e a capacidade calorífica 
do interior do calorímetro (sem água) é 1,06 kJ ºC
-1
. Quando o metanol queima a 
temperatura aumenta de 23,10 para 25,90 ºC. Qual é o calor molar de combustão do 
metanol? (Quanto calor é liberado durante a combustão de 1,00 mol de metanol). Resp.: 
725,8 kJ mol
-1 
 
80. Utilizando a Tabela 1, calcule o ∆H° para a seguinte reação a 25ºC: Resp.: ∆H° = -
176,0 kJ mol
-1
 
 NH3(g) + HCl (g) → NH4Cl (g) 
 
81. Utilizando a Tabela 1, calcule o ∆H° para a seguinte reação a 25ºC: Resp.: ∆H° = -
151,7 kJ mol
-1
 
 Na2O(g) + H2O (l) → 2NaOH(s) 
 
82. Utilizando os valores de ∆fH° (Tabela1), calcule a variação de entalpia para a 
reação de combustão do etanol gasoso. Resp.: ∆H° = -1.234,8 kJ mol-1 
 
83. Uma amostra de gás é aquecida em um cilindro, usando 375 kJ de calor. Ao 
mesmo tempo, um pistão comprime o gás, usando 645 kJ de trabalho. Qual é a variação 
de energia interna do gás durante este processo? Resp.:1020 kJ 
 
84. (a) Calcule o trabalho para um sistema que absorve 150 kJ de calor durante um 
processo para o qual o aumento na energia interna é 120 kJ. (b) O trabalho foi realizado 
sobre ou pelo sistema durante este processo? Resp.:-30 kJ 
 
85. Em certa reação química exotérmica à pressão constante, 50 kJ de calor deixam o 
sistema e 20 kJ de energia deixam o sistema como trabalho de expansão. Quais são os 
valores de ∆H e ∆U para este processo? Resp.: ∆H = -50 kJ e ∆U = -70 kJ 
 
86. Em certa reação endotérmica à pressão constante, 30 kJ de calor entram no 
sistema. Os produtos ocupam menos volume que os reagentes e 40 kJ de energia entram 
 Físico-Química 
19 
 
no sistema como trabalho de compressão que a atmosfera exterior faz sobre ele. Quais 
são os valores de ∆H e ∆U para este processo? Resp: ∆H = 30 kJ e ∆U = 70 kJ 
 
87. 4,0 kJ de calor são fornecidos a uma quantidade de ar. Calcule ∆U para o ar se (a) 
nenhum trabalho é realizado pelo ar, (b) o ar se expande e realiza 0,5 kJ de trabalho; (c) 
1,0 kJ de trabalho é realizado na compressão do ar ao mesmo tempo que ele é aquecido. 
Resp.: (a) 4,0 kJ; (b) 3,5 kJ; (c) 5,0 kJ 
 
88. Certa reação se realiza à pressão constante. Durante o processo, o sistema absorve 
das vizinhanças 125 kJ de calor, e como o sistema se expande no decorrer da reação, ele 
realiza um trabalho de 12 kJ sobre as vizinhanças. Calcule o valor de q, w, ∆U e ∆H. 
Resp.: q = 125 kJ; w = -12 kJ; ∆H = 125 kJ, ∆U = 113 kJ 
 
89. Quando 0,113 g de benzeno, queima em excesso de oxigênio em uma bomba 
calorimétrica, com capacidade calorífica de 551 J ºC
-1
, a temperatura do calorímetro 
aumenta 8,60 
o
C. Escreva a equação termoquímica da reação. 
Resp.: 2C6H6(l) + 15O2(g) → 12CO2(g) + 6H2O(l) ∆H = -6,55 MJ 
 
90. Quando 0,231 g de fósforo reagem com cloro para formar tricloreto de fósforo, 
em um calorímetro, em pressão constante, de capacidade calorífica 216 J ºC
-1
, a 
temperatura do calorímetro sobe 11,06 ºC. Escreva a equação termoquímica da reação. 
Resp.: 2P(s) + 3Cl2(g) → 2PCl3(l) ∆H = -641 kJ 
 
91. Quando 0,338 g de pentano, queima em excesso de oxigênio para formar dióxido 
de carbono e água líquida, em um calorímetro, em pressão constante, de capacidade 
calorífica 216 J ºC
-1
, a temperatura aumenta 76,7°C. Escreva a equação termoquímica 
para a reação. Resp.: C5H12(l) + 8O2(g) → 5CO2(g) + 6H2O(l) ∆H = -3,54 MJ 
 
92. Dissulfeto de carbono pode ser preparado a partir de coque (uma forma impura de 
carbono) e do enxofre elementar: 
4C(s) + S8(s) → 4CS2 ∆H
°
 = +358,8 kJ 
 
(a) Quanto calor é absorvido na reação de 1,25 mols de S8? (b) Calcule o calor absorvido na 
reação de 197,0 g de carbono com excesso de enxofre. (c) Se o calor absorvido na reação foi de 
415 kJ, quanto CS2 foi produzido? Resp.: (a) 448 kJ (b) 1,47 MJ (c) 352 g. 
93. Em uma reação nuclear, dois núcleos são unidos para formar um núcleo maior 
(fusão nuclear). Por exemplo, núcleos de deutério, 1H
2
, e núcleos de trítio, 1H
3
, podem 
fundir para formar núcleos de hélio, 2He
4
, e um nêutron. 
 
1H
2
 + 1H
3
 → 2He
4
 + 
 ∆H = -1,7 x 109 kJ mol-1 
 
Qual a massa de carvão (considerar o carvão mineral com poder calorífico igual a – 30 
kJ g
-1
) que deve ser queimada para produzir a mesma quantidade de energia que é 
liberada pela fusão de 1 mol de deutério (cerca de 2 g)? Resp.: m = 57 t 
 
 Físico-Química 
20 
 
94. A reação térmita é altamente exotérmica e compreende a reação entre o óxido de 
ferro (II), Fe2O3, e alumínio metálico. Em poucos segundos, a reação produz ferro 
fundido. Dados as equações: 
2Al(s) + 3/2 O2(g) → Al2O3(s) ∆H = -400 kcal mol
-1
 
2Fe(s) + 3/2 O2(g) → Fe2O3(s) ∆H = -200 kcal mol
-1
 
Determine a quantidade de calor liberada na reação: 
Fe2O3(s) + 2Al(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s)Resp.: -200 kcal mol
-1
 
 
95. O metal bário é produzido pela reação do metal alumínio com óxidos de bário. 
2Ba(s) + O2(g) → 2BaO(s) ∆H
°
 = -1107 kJ 
2Al(s) + 3/2 O2(g) → Al2O3(s) ∆H
°
 = -1676 kJ 
Calcule, a partir das entalpias de formação, a entalpia para a produção do metal bário na reação: 
3BaO(s) + 2Al(s)  3Ba(s) + Al2O3(s) 
Resp.: -15,5 kJ 
96. Calcule a entalpia de formação do cloreto de alumínio anidro, 2Al(s) + 3Cl2(g) → 
2AlCl3(s), a partir das seguintes informações: 
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g), ∆H
°
 = -1049 kJ 
HCl(g) → HCl(aq) ∆H 
°
 = -74,8 kJ 
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H 
°
 = -185 kJ 
AlCl3(s) → AlCl3(aq) ∆H
°
 = -323 kJ 
Resp.: -1.406,8 kJ 
97. Calcule a entalpia padrão de formação do pentóxido de dinitrogênio, a partir dos 
seguintes dados: 
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ∆H
°
 = -114,1 kJ 
4NO2(g) + O2(g) → 2N2O5(g) ∆H
°
 = -110,2 kJ 
E, da entalpia de formação do óxido nítrico, NO igual a 90,25 kJ mol
-1
. 
Resp.: 11,3 kJ 
98. A partir da tabela de entalpias de ligação (Tabela 3), determine a entalpia das 
reações representadas seguintes equações: 
a) H2(g) → 2H(g) Resp.: ∆H = +435 kJ 
b) NH3(g) → 3H(g) + N(g) Resp.: ∆H = +1170 kJ 
c) C(g) + 4H(g) → CH4(g) Resp.: ∆H = -1652 kJ 
 
99. Para a geração de energia mediante a queima de carvão, analisa se a possibilidade 
de usar um tipo de carvão que tenha as seguintes características: poder calorífico igual a 
10 kcal g
-1
 e teor de enxofre igual a 0,5 % (m/m). A geração de 1 x 10
13 
kcal de energia 
lançaria que massa de dióxido de enxofre na atmosfera? Resp.: m = 10 x 103 t 
 
100. Pode-se conceituar energia de ligação química como sendo a variação de entalpia 
que ocorre na quebra de 1 mol de um ligação química. Assim, na reação representada 
pela equação, abaixo, são quebrados 3 mols de ligações N-H, sendo portanto a energia 
de ligação N-H igual a 390 kJ mol
-1
. 
 Físico-Química 
21 
 
 
 NH3(g) → 3H(g) + N(g) ∆H
 
= +1170 kJ mol
-1 
Sabendo-se que na decomposição: 
 
N2H2(g) → 2N(g) + 4H(g) ∆H
 
= 1720 kJ mol
-1 
 
Qual o valor, em kJ mol
-1
, da energia de ligação N-N? Resp.: 160 kJ mol-1 
101. Utilizando o ciclo de Born-Haber e os dados a seguir, calcule a entalpia de rede do 
composto Na2O. Dados: Entalpia de formação (∆Hf° Na2O) = -409 kJ mol
-1
,
 
entalpia de 
formação (∆Hf° O, g) = +249 kJ mol
-1
, entalpia de formação (∆Hf° Na, g) = +108 kJ 
mol
-1
, primeira afinidade eletrônica: -141 kJ mol
-1
, segunda afinidade eletrônica: +844 
kJ mol
-1
, primeira energia de Ionização do sódio: +494 kJ mol
-1
. Resp.: 2565 kJ mol-1 
 
102. Complete a seguinte tabela (todos os valores são dados em quilojoules por mol). 
 
Composto 
(MX) 
∆Hf°, 
M(g) 
Energia de 
Ionização M 
∆Hf°, 
X(g) 
Afinidade 
eletrônica X 
-∆HL, 
MX 
∆Hf°, 
MX(s) 
(a) NaCl +108 +494 +122 -349 -787 ? 
(b) KBr +89 +418 +97 -325 ? -394 
(c) RbF ? +402 +79 -328 -774 -558 
Resp.: (a) -412 kJ mol
-1
; (b) -673 kJ mol
-1
; (c) 63 kJ mol
-1
. 
103. A partir dos seguintes dados experimentais, monte o ciclo de Born-Haber, diga o 
que ocorre em cada etapa e calcule a entalpia reticular do brometo de sódio: 
 Na(s) + ½Br2(l)  NaBr(s) - 361,0 kJ 
 Na(s)  Na(g) +108,0 kJ 
 Br2(l)  Br2(g) 31,0 kJ 
 Na(g)  Na+(g) + 1e- 494,0 kJ 
 Br2(g)  2Br(g) 193,0 kJ 
 Br(g) + 1 e
-
  Br-(g) - 325,0 kJ 
Resp.: ΔLH = 750 kJ mol
-1 
104. Utilizando o ciclo de Born-Haber e os dados a seguir, calcule a entalpia de rede do 
composto fluoreto de lítio. 
 Entalpia de atomização do lítio: 155,2 kJ mol-1 
 Primeira energia de Ionização do lítio: 520 kJ mol-1 
 Entalpia de dissociação do flúor gasoso: 150,6 kJ mol-1 
 Entalpia de ganho de elétron do flúor: -328 kJ mol-1 
 Entalpia de formação do fluoreto de lítio: -594,1 kJ mol-1 
Resp.: ΔLH=1.016,6 kJ mol
-1
 
105. Utilizando o ciclo de Born-Haber e os dados a seguir, calcule a entalpia de rede do 
composto cloreto de cálcio. 
 Entalpia de atomização do cálcio: 178 kJ mol-1 
 Primeira energia de ionização do cálcio: 590 kJ mol-1 
 Segunda energia de ionização do cálcio: 1145 kJ mol-1 
 Entalpia de dissociação do cloro gasoso: 244 kJ mol-1 
 Entalpia de ganho de elétron do cloro: -349 kJ mol-1 
 Entalpia de formação do cloreto de cálcio: -796 kJ mol-1 
Resp: ΔLH = 2255 kJ mol
-1
 
 Físico-Química 
22 
 
106. Considere os dados termodinâmicos abaixo e calcule, usando o ciclo de Born-
Haber, o valor calcule a entalpia de rede do para o cloreto de prata (AgCl) a 298,15 K. 
 Entalpia de formação cloreto de prata: -127 kJ mol-1 
 Entalpia de atomização da prata: +285 kJ mol-1 
 Entalpia de dissociação do cloro gasoso: +244 kJ mol-1 
 Primeira energia de Ionização da prata:+731 kJ mol-1 
 Entalpia de ganho de elétron do cloro: -349 kJ mol-1 
 
Sabendo que a entalpia de rede para o sal AgBr é igual a 903 kJ mol
-1
, diga qual 
composto iônico forma o retículo mais estável, AgCl ou AgBr? 
Resp.: AgCl 
107. Uma reação química ocorre num vaso de seção reta uniforme, de 100,0 cm2, 
provido de um pistão. Em virtude da reação, o pistão se desloca de 10,0 cm contra a 
pressão externa de 1,0 atm. Calcule o trabalho feito pelo sistema. Resp.: 101,3 J 
 
108. Uma reação química ocorre num vaso de seção reta uniforme, de 500 cm2, 
provido de um pistão. Em virtude da reação, o pistão se desloca de 15 cm contra a 
pressão externa de 121 kPa. Calcule o trabalho feito pelo sistema. Resp.: 907,5 J 
 
109. Uma amostra de 1,00 mol de Ar se expande isotermicamente, a 0°C, de 22,4 L 
para 44,8 L (a) reversivelmente, (b) contra uma pressão externa constante igual à 
pressão final do gás e (c) livremente (contra pressão externa nula). Em cada processo, 
calcule q, w, ∆U e ∆H. Resp.: (a) ∆U = ∆H = 0, w= -1,57 kJ e q = 1,57 kJ. (b) ∆U = ∆H = 0, w= -
1,13 k J e q = 1,13 kJ. (c) ∆U = ∆H = w = q = 0. 
 
110. Uma amostra de 2,00 mols de He se expande isotermicamente, a 22 °C, de 22,8 L 
para 31,7 L (a) reversivelmente, (b) contra uma pressão externa constante igual à 
pressão final do gás e (c) livremente (contra pressão externa nula). Em cada processo, 
calcule q, w, ∆U e ∆H. Resp.: (a) ∆U = ∆H = 0, w= -1,62 k J e q = 1,62 kJ. (b) ∆U = ∆H = 0, w= -
1,38 k J e q = 1,38 kJ. (c) ∆U = ∆H = w = q = 0. 
 
111. Uma amostra que consiste em 1,00 mol de um gás perfeito monoatômico para o 
qual CV,m = 3R/2 inicialmente a p1 = 1,00 atm e T1 = 300 K é aquecida reversivelmente 
até 400 K a volume constante. Calcule a pressão final, q, w, ∆U. Resp.: p = 1,33 atm, ∆U = 
1,25 kJ, w= -0 e q = 1,25 kJ. 
 
112. Uma amostra de 1,00 mol de H2O (g) é condensada isotermicamente e 
reversivelmente até H2O (l) a 100°C. A entalpia de vaporização padrão da H2O é 40,656 
kJ mol
-1
. Calcule o w, q, ∆U e ∆H para este processo. Resp.: ∆H = q = -40,656 kJ, ∆U = -
37,55 kJ, w= 3,10 kJ. 
 
113. Uma fita de magnésio de massa 15 g é colocada em um béquer com uma solução 
diluída de ácido clorídrico. Calcule o trabalho realizado pelo sistema como resultado da 
reação.A pressão atmosférica é de 1,0 atm e a temperatura de 25°C. Resp.: w = -1,5 kJ 
 
 Físico-Química 
23 
 
114. O valor de Cp,m para uma amostra de gás perfeito varia com a temperatura de 
acordo com a seguinte expressão Cp,m/(J K
-1
) = 20,17 + 0,3665(T/K). Calcule o w, q, 
∆U e ∆H quando a temperatura de 1 mol de gás é aumentada de 25°C para 200°C (a) a 
pressão constante e (b) a volume constante. Resp.: (a) ∆q = ∆H = + 28,3 kJ, w = -1,45 kJ, ∆U = 
+ 26,8 kJ. (b) ∆H = +28,3 kJ, ∆U = +26,8 kJ, w= 0 e q = + 26,8 kJ. 
 
115. Calcule a temperatura final de uma amostra de argônio de massa 12,0 g que se 
expande reversível e adiabaticamente de 1,0 L a 273,15 K para 3,0 L. Resp.: T = 131 K 
 
116. Uma amostra de dióxido de carbono de massa 2,45 g à temperatura de 27,0°C 
expande reversível e adiabaticamente de 500 mL para 3,0 L. Qual o trabalho feito pelo 
gás? Resp.: w = -194 J 
 
117. Quando 229 J de energia são fornecidos na forma de calor à pressão constante 
para 3,0 mols de Ar(g), a temperatura da amostra aumenta 2,55 K. Calcule a capacidade 
calorífica molar a volume constante e à pressão constante para o gás. Resp.: Cp,m = 30 J K
−1
 
mol
−1
, CV,m= 22 J K
−1
 mol
−1 
 
118. Quando 3,0 mols de O2 são aquecidos à pressão constante de 3,25 atm, sua 
temperatura aumenta de 260 K para 285 K. Dado que a capacidade calorífica molar do 
O2 à pressão constante é 29,4 J K
-1
 mol
-1
, calcule o q, ∆H e ∆U. Resp.: ∆q = ∆H = + 2,2 kJ, 
∆U = + 1,6 kJ 
 
119. Calcule o valor de w, quando uma substância expande seu volume de 14,00L para 
18,00 L, contra uma pressão externa constante de 1,00 atm. Expresse a resposta em: (a) 
litro-atmosfera; (b) joules. Resp.: (a) -4,00 L atm, (b) -405 J 
 
120. Calcule o w, em joules, quando um líquido expande contra uma pressão constante 
de 1,00 atm, de 1,00 cm
3
 para um volume de 1,0010 cm
3
. Resp.: w = -1,0 x 10-4 J 
 
121. Três mols de um gás ideal expandem-se, isotermicamente, contra uma pressão 
oposta de 100 kPa, de 20 para 60 dm
3
. Calcule q, w, ∆U e ∆H. Resp.: ∆U= ∆H = 0, q = w = 
-4000 kPa dm
3
 
 
122. Calcule w em joules, quando 1,00 mol de um gás ideal se expande de um volume 
de 10,0 L para 100,0 L, a temperatura constante de 25°C, se a expansão é realizada a) 
no vácuo, b) contra uma pressão de oposição constante de 0,100 atm. Resp.: a) 0, b) -912 J 
 
123. Calcule w e ∆U para a expansão de 20,0 g de N2 de um volume de 30,0 L para 
40,0 L, a temperatura constante de 300°C, contra uma pressão oposta constante de 0,800 
atm, se é absorvido 125 J de calor. Resp.: w = -810,4 J e ∆U = -685 J 
 
124. Um sistema com um volume de 25,00 L absorve exatamente 1,000 kJ de calor. 
Calcule ∆U para o sistema se: (a) o calor é absorvido a volume constante; (b) o sistema 
expande para um volume de 28,95 L, contra uma pressão constante de 1,00 atm; (c) o 
sistema expande para um volume de 42,63 L, contra uma pressão constante de 0,560 
atm. Resp.: (a) 1,000 kJ, (b) 0,600 kJ, (c) 0 
 Físico-Química 
24 
 
 
125. Calcule ∆U e qv para a transformação de 1 mol de hélio, a volume constante, de 
25°C para 45°C; Cv = 3/2R. A volume constante. Resp.: ∆U = q = 250 J mol-1
 
 
126. Um sistema absorve calor expandindo-se de 1,000 L para 3,000 L contra uma 
pressão constante de 2,00 atm. Se ∆U para o processo é zero, quantos joules de calor 
são absorvidos? Resp.: q = 405 J 
 
127. Quando um gás ideal se expande isotermicamente (∆T = 0), sua energia 
permanece constante. Se um gás ideal se expande isotermicamente de um volume de 
2,40 L para 6,43 L contra uma pressão de oposição de 4,50 atm, quantos kJ de calor são 
absorvidos pelo gás? Resp.: 1,84 kJ 
 
128. Calcule ∆U para uma substância que absorve 1,48 kJ de calor em uma expansão 
de volume de 1,00 L para 5,00 x 10
2
 L, contra uma pressão oposta de 5,00 atm. Resp.: -
251 kJ 
 
129. Um sistema se expande sob uma pressão constante de 1,00 atm, de um volume de 
3,00 L para 9,00 L, enquanto absorve 13,0 kJ de calor. Quais os valores de ∆H e ∆U 
para o processo? Resp.: w = -810,4 J e ∆U = -685 J 
 
130. A densidade do gelo a 0°C é 0,917 g mL–1 e da água líquida, na mesma 
temperatura, é 0,9998 g mL
-1
. Se ∆fusH do gelo é 6,009 kJ mol
–1, qual é ∆fusU? Resp.: -
6,008 kJ mol
–1 
 
131. Em cada uma das situações, 100 kPa, diga qual substância tem entropia maior. 
a) 1 mol de NaCl(s) ou 1 mol de H2(g) 
b) 1 mol de N2(g) a 25 °C ou 1 mol de N2(g) a 100 °C 
c) 1 mol de O2(g) ou 1 mol de C4H10(g) 
 
132. Sem realizar nenhum cálculo, diga se a entropia do sistema aumenta ou diminui. 
a) Oxidação do nitrogênio: N2(g) + 2O2(g) → 2NO(g) 
b) Fotossíntese da glicose: 6CO2(g) + 6H2O (g) → 6C6H12O6(s) + 6O2(g) 
c) Evaporação da água de roupas úmidas. 
d) Dissolução: KNO3(s) → K
+
(aq) + NO3
-
(aq) 
e) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
f) 4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s) 
 
133. Consulte a Tabela 4 (se necessários outras disponíveis na literatura) de entropia 
absoluta para calcular a variação de entropia-padrão, ∆S°, para cada uma das seguintes 
transformações. Comente o sinal do valor calculado. 
a) C(grafite) → C(diamante) Resp.: ∆S°= -3,36 J K-1 mol-1 
b) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Resp.: ∆S°= -198,7 J K
-1
 mol
-1 
c) C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) Resp.: ∆S°= 217,3 J K
-1
 mol
-1 
d) 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(g) Resp.: ∆S°= -195,3 J K
-1
 mol
-1 
 Físico-Química 
25 
 
e) 4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s) Resp.: ∆S°= -626,5 J K
-1
 mol
-1 
f) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g) Resp.: ∆S°= 12,4 J K
-1
 mol
-1 
g) Fe2O3(s) + 2Al(s) → Al2O3(s)+ 2Fe(s) Resp.: ∆S°= -41,2 J K
-1
 mol
-1 
 
134. Colocou-se um balão grande com água em um aquecedor e 100 J de energia foram 
transferidos reversivelmente para a água em 25ºC. Qual é a variação de entropia da 
água? Resp. ∆S = + 0,336 J K-1 
 
135. Calcule a variação na entropia de uma amostra grande de gelo quando 50 J de 
energia, na forma calor são removidos reversivelmente dela a 0°C em uma geladeira. 
Resp. ∆S = - 0,18 J K-1 
 
136. Uma amostra de gás nitrogênio de volume 20,0 L em 5,00 kPa tem sua 
temperatura aumentada de 20°C a 400°C a volume constante. Qual é a variação de 
entropia do nitrogênio? A capacidade calorífica molar do nitrogênio a volume constante, 
Cv,m é 20,81 JK
-1
mol
-1
. Resp.: ∆S = +0,710 J K-1 
 
137. Calcule a variação da entropia molar quando um gás ideal é comprimido 
isotermicamente até 1/3 do seu volume inicial. . Resp.: ∆S = -9,13 J K-1 mol-1 
 
138. Calcule a variação da entropia quando a pressão de 0,321 mol de O2(g) é aumenta 
de 0,300 atm até 12,00 atm, em temperatura constante. Resp.: ∆S = -9,85 J K-1 mol-1 
 
139. Calcule a variação da entropia quando a pressão de 1,50 mols de Ne(g) diminui 
isotermicamente de 20,00 bar até 5,00 bar. Considere ideal o comportamento do gás. 
Resp.: ∆S = +17,3 J K-1 mol-1 
 
140. Calcule a variação da entropia quando o volume de 2,00 mols de Ar(g) aumenta 
de 5,00 L para 10,00 L enquanto a temperatura sobe de 100 K até 300 K. Considere 
ideal o comportamento do gás. Resp.: ∆S = +38,9 J K-1 mol-1 
 
141. O ponto de ebulição normal do benzeno, C6H6, é 80,1°C, e seu calor molar de 
vaporização nesta temperatura e 1 atm é 30,8 kJ mol
–1
. Qual é a entropiamolar de 
vaporização do benzeno? Qual é a variação de entropia quando 1,00 g de benzeno ferve 
a 1 atm? Resp.: ∆vapS = 87,2 J K
-1
 mol
-1, ∆S = 1,12 J K-1 g-1 
 
142. No seu ponto de ebulição (100°C a 1,00 atm), a água líquida tem uma densidade 
de 0,958 g mL
–1
, Se o calor molar de vaporização, ∆vapH, da água é de 40,66 kJ mol
–1
, 
calcule a ∆vapU sob estas condições. (Admita que o vapor de água comporta-se 
idealmente.) Resp.: 37,56 kJ mol-1 
 
143. O calor de vaporização, ∆vapH do clorofórmio, CHCl3, no seu ponto de ebulição 
normal, 61,5°C, é de 29,47 kJ mol
–1
. Se a densidade do clorofórmio líquido nesta 
 Físico-Química 
26 
 
temperatura é 1,489 g mL
–1
, calcule a ∆vapU do clorofórmio. (Admita que no ponto de 
ebulição do clorofórmio seu vapor comporta-se idealmente.) Resp.: 26,69 kJ mol–1 
 
144. O calor de fusão da platina é 22,2 kJ mol–1, e seu ponto de fusão é 1755 °C. Qual 
é a entropia molar de fusão da platina? Resp.: 10,9 J K–1 mol–1
 
 
145. Dos dados das Tabelas 1 e 4, calcule a energia livre de Gibbs-padrão de formação 
do cloreto de amônio, a 25°C. Resp.: 202,9 kJ mol–1
 
 
146. Dos dados das Tabelas 1 e 4, calcule a energia livre de Gibbs-padrão de formação 
do HCl a 25°C. Resp.: –95,3 kJ mol–1
 
 
147. Calcule a entropia-padrão de formação do metanol, CH3OH, a 25°C. Resp.: ∆S° = -
243,2 J K
-1
 mol
-1 
 
148. Calcule a energia livre de Gibbs-padrão molar de combustão do etano, C2H6, para 
formar CO2 e H2O (g) a 25°C. Resp.: –1441,7 kJ mol
–1 
 
149. Qual é a energia livre de formação padrão de um mol de água a 25°C? Resp.: -237,2 
kJ mol
-1 
 
150. Calcule a energia livre de Gibbs-padrão de combustão do acetileno, C2H2, 
formando CO(g) e H2O(1) a 25°C. ? Resp.: -720,8 kJ mol
-1 
 
151. Calcule a energia livre de Gibbs-padrão de combustão do acetileno, C2H2, 
formando CO2(g) e H2O(g) a 25°C. Resp.: -1226,6 kJ mol
-1 
 
152. Determine a variação de energia livre padrão a 25 °C, ∆G°, para a queima do 
etanol e, com base no sinal do ∆G°, diga se o processo é espontâneo a essa temperatura. 
Resp.: ∆G° = -1325,5 kJ mol-1 
 
153. Calcule a temperatura na qual a decomposição do carbonato de cálcio está em 
equilíbrio (p = 100 kPa). Resp.: T = 836 °C 
CaCO
3
(s) CaO(s) + CO
2
(g)
 
Dados: ∆H° = 177,9 kJ mol-1; ∆S° = 160,4 J K-1 mol-1. 
 
154. A energia livre de Gibbs-padrão de formação da amônia a 25°C é -16,5 kJ mol–1. 
Calcule o valor da constante de equilíbrio Kp nesta temperatura para a reação: Resp.: 6 x 
10
5 
 
155. Calcule o valor da constante de equilíbrio Kp a 25°C para a reação: Resp.: 7 x 1024 
2SO
2
(g) + O
2
(g) 2SO
3
(g)
 
 Físico-Química 
27 
 
156. A desagradável coloração marrom da fumaça fotoquímica é, em grande parte, 
causada pela presença de dióxido de nitrogênio, NO2, que pode ser formada pela 
oxidação de óxido de nitrogênio (óxido nítrico), NO. Se as energias livres padrão de 
formação dos gases NO2 e NO são 51,8 e 86,7 kJ mol
–1
, respectivamente, a 25°C, qual é 
o valor da constante de equilíbrio Kp nesta temperatura para: Resp.: 2 x 1012 
2NO(g) + O
2
(g) 2NO
2
(g)
 
157. O volume molar de um determinado sólido é 161,0 cm3/mol a 1,00 atm e sua 
temperatura de fusão é 350,75 K. O volume molar de um líquido nessa temperatura e 
pressão é 163,30 cm
3
 /mol. Em 100 atm a temperatura de fusão muda para 351,26 K. 
Calcule a entalpia e entropia de fusão do sólido. Resp.: Δ fusH= +15,9 kJ mol
-1
, Δ fusS = +45,2 J 
K
-1
mol
-1 
 
158. Estime a temperatura de fusão e a temperatura de ebulição do mercúrio sabendo 
que: ∆fusH° = 2,43 kJ mol
-1
; ∆vapH° = 64,9 kJ; mol
-1
; ∆fusS° = 10,4 J K
-1
 mol
-1
 e ∆vapS° = 
103 J K
-1
 mol
-1
. Resp.: Tfusão = -39 °C e Tebulição= 357 °C 
 
159. Determine o ponto de fusão do alumínio sabendo que ∆fusH° = 10,7 kJ mol
-1
 e 
∆fusS° = 11,4 J K
-1
 mol
-1
. Resp.: Tfusão = 666 °C 
 
160. A entropia de uma substância sempre aumenta quando ela passa do estado sólido 
para o estado líquido e do estado líquido para o estado gasoso. No entanto, esse 
aumento, em geral, é maior quando ela passa do líquido para o gasoso. Explique por 
quê. 
 
161. Um mol de aço baixo carbono a 900 K é resfriado até 700 K através de sua 
imersão num grande banho de chumbo líquido que está nesta temperatura. Dado: 
cp,Fe(α) = 17,49 + 24,77x10-3.T J mol-1K-1. (a) Qual é o valor de ∆S para o aço, para o 
banho de chumbo e para o universo? Utilize Cp,Fe(α) e assuma que o banho de chumbo 
é suficientemente grande para manter a temperatura constante. Resp.: ∆Saço = -9,35 J mol
-
1
K
-1; ∆Sbanho = 10,66 J mol
-1
K
-1
 e ∆SUniv = 1,31 J mol
-1
K
-1 (b) Se o aço for resfriado até uma 
temperatura intermediária de 800 K e posteriormente resfriado até 700 K, qual será o 
valor de ∆SUniv? Resp.: ∆SUniv = 0,62 J mol
-1
K
-1 (c) Explique como um “resfriamento em 
condições de equilíbrio ou reversível” pode ser obtido. 
 
162. Supondo que a capacidade calorífica média do Al entre 300K e 600K seja igual a 
6 cal/atg.K, calcule a variação de entropia que ocorre quando 270 g de Al são resfriados 
de 600 K a 300 K. (A pressão é constante e igual a 1 atm). Resp.: (δq’/T) = 18,4 cal K-1 
 
163. Seja a solidificação isotérmica de 1 atg de Fe puro líquido superresfriado a 1600 
K, a 1 atm. Calcular a variação de entropia envolvida nesta transformação. Dados: Tsl 
= 1808K; Hsl = 3750 cal/atg; cp(l) = 10,0 cal/atg.K; cp(s) = 10,5 cal/atg.K. Resp.: 
SFe = -2,13 cal K
-1 
 
 Físico-Química 
28 
 
164. Calcular  Suniv para o problema anterior. (Antes de resolver, responda: qual é a 
temperatura do meio externo?). Resp.: Suniv = 0,28 cal K
-1 
 
165. A pressão de vapor, p, do ácido nítrico varia com a temperatura como segue: 
 
T °C 0 20 40 50 70 80 90 100 
p (kPa) 1,92 6,38 17,7 27,7 62,3 89,3 124,9 170,9 
 
Calcule o ponto de ebulição normal e a entalpia de vaporização deste ácido. Resp.: 357 
K e 38,0 kJ mol
-1 
 
166. Para o zinco metálico líquido temos os seguintes dados de pressão de vapor: 
 
T °C 593 673 736 844 
p (mmHg) 10 40 100 400 
 
Lançado adequadamente em um gráfico determine o ∆vapH° e o sua temperatura de 
ebulição. . Resp.: 1177,8 K e 117,8 kJ mol-1 
 
167. O coeficiente de expansão linear é definido por: 
 
 
 
 
 
 
Se α for muito pequeno e tiver o mesmo valor em qualquer direção para um sólido, 
mostre que o coeficiente α é aproximadamente igual a 3a. 
 
168. O que ocorre quando o CO2 é aquecido isobaricamente até 320 K a (a) p = 0,0101 
MPa; (b) p = 5 MPa; (c) p = 10 MPa. 
 
169. Em um diagrama de fases do CO2 podemos destacar que à pressão de 1 atm o CO2 
ferve à temperatura de -78,2°C, o ponto triplo ocorre à pressão de 5,11 atm e -56,6°C e 
o ponto crítico ocorre à 73 atm e 31,1°C. a) Faça um esboço do diagrama de fases do 
CO2 e indique os setores onde temos o CO2 sólido, líquido e gasoso. b) Em um 
Gás
LíquidoSólido
b
d
a
c
T/K
p
(M
p
a)
 Físico-Química 
29 
 
aquecimento isobárico a 90 atm, quantas transições de fase são observadas? Indique 
esse aquecimento no esboço feito no item anterior. 
 
170. Apressão de vapor do etanol é 43,9 mmHg a 20 °C e 352,7 mmHg a 60 °C. Qual 
é o calor de vaporização molar do etanol? Resp.: 42,3 kJ mol-1 
 
171. A pressão de vapor do tetracloreto de carbono, CCl4, é 1,00 x 10
2
 mmHg a 23 °C 
e 4,00 x 10
2
 mmHg a 58 °C. Qual é o calor de vaporização molar do tetracloreto de 
carbono? Resp.: 32,3 kJ mol-1 
 
172. Usando o calor de vaporização obtido no exercício 170, calcule a pressão de vapor 
do etanol a 0,0 °C. Resp.: 12,3 mmHg 
 
173. Usando o calor de vaporização obtido no exercício 171, calcule a pressão de vapor 
do tetracloreto de carbono a 45 °C. Resp.: 2,48 x 102 mmHg 
 
174. Usando os dados obtidos no exercício 170, determine o ponto de ebulição normal 
do etanol. Resp.: 77,6 °C 
 
175. Usando os dados obtidos no exercício 171, determine o ponto de ebulição normal 
do tetracloreto de carbono. Resp.: 77 °C 
 
176. O composto não volátil sulfanilamida (C6H8O2N2S) dissolve-se rapidamente em 
acetona (C3H6O). Qual é a pressão de vapor a 39,5
o
C de uma solução contendo 1,00 g 
de sulfanilamida dissolvida em 10,0 g de acetona, se a pressão de vapor da acetona pura 
a esta temperatura é de 4,00 x 10
-2
mmHg? Resp.: 3,87 x 10-2 mmHg 
 
177. Cloreto de procaína,C13H21CIN2O2, um composto não volátil, é usado como 
anestésico local. 1,00 g deste composto é dissolvido em 30,0 g de etanol, C2H5OH, a 
35ºC. Se a pressão de vapor do etanol puro é 104 mmHg nesta temperatura, qual é a 
pressão de vapor da solução? Resp.: 103 mmHg 
 
178. 5,00 g de formamida, soluto não-volátil, foram dissolvidos em 1,00 x 102 g de 
água a 30 
o
C. A pressão de vapor da solução era de 31,20 mmHg. Se a pressão de vapor 
da água pura é de 31,82 mmHg a esta temperatura, qual é a massa molar da formamida? 
Resp.: 45 g mol
-1 
 
179. Etanol puro, C2H5OH, tem uma pressão de vapor de 50,76 mmHg a 25°C. Quando 
14,7g de codeína narcótica são dissolvidos em 50 g de etanol, a pressão de vapor da 
solução resultante é 57,17mmHg na mesma temperatura. Qual é a massa molar da 
codeína? Resp.: 299 g mol-1 
 
180. Uma amostra de uréia 0,300 g ( massa molar 60,1 g mol-1) é dissolvida em 10,0 g 
de água. Calcule o ponto de ebulição normal da solução. Resp.: 100,26 °C 
 Físico-Química 
30 
 
 
181. Uma solução contém 5,60 g de ácido benzoíco, C7H6O2, dissolvidos em 45 g de 
benzeno. Calcule o ponto de ebulição normal da solução. Resp.: 82,8 °C 
 
182. Uma solução foi preparada pela dissolução de 7,39 g de um soluto não volátil em 
85,0 g de benzeno. Se a solo entra em ebulição a 82,6 °C à pressão padrão. Calcule a 
massa mola do soluto. Resp.: 91 g mol-1 
 
183. 7,69 g de um soluto desconhecido são dissolvidos em 74,2 g de água. Se o ponto 
de ebulição normal da solução é 100,327 °C, qual é a massa molar do soluto? Resp.: 162 
g mol
-1
 
 
184. Suponha que 1,42 g de soluto são adicionados a 25,0 g de benzeno e a solução 
congela a uma temperatura de 1,96 °C abaixo da do benzeno puro. Calcule a massa 
molar do soluto. Resp.: 148 g mol-1 
 
185. 3,82 g de soluto um soluto desconhecidos são adicionados a 38,6 g de água para 
preparar uma solução que congela a -0,828 °C. Qual é a massa molar do soluto? Resp.: 
222 g mol
-1 
 
186. Uma amostra de proteína hemoglobina de massa 0,500 g foi dissolvida em água 
para preparar 100 mL de solução. A pressão osmótica da solução medida a 25 °C foi de 
1,35 mmHg. Qual a massa molar da hemoglobina? Resp.: 6,87 x 104 g mol-1 
 
187. 0,614 g de gelatina foi dissolvido em água suficiente para preparar 125 mL de 
solução. A 25 °C, a pressão osmótica da solução foi de 67,2 mmHg. Qual a massa molar 
da gelatina? Resp.: 1,36 x 103 g mol-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Físico-Química 
31 
 
Tabela 1 – Entalpias-padrão de formação, ∆fHº, a 298,15 K. 
Substância ∆fHº, kJ mol
-1
 Substância ∆fHº, kJ mol
-1
 
CH4(g) -74,8 H2O2(g) -187,6 
CH3OH(l) -239,0 H2S(g) -20,6 
C2H2(g) 226,8 H2SO4(l) -814,0 
C2H4(g) 52,3 NH3(g) -46,1 
C2H6(g) -84,6 NH4Cl(s) -314,4 
C2H5OH(g) -277,6 NaCl(s) -410,9 
CO(g) -110,5 Na2O(s) -415,9 
CO2(g) -393,5 NaOH(s) -426,7 
HCl(g) -92,3 O3(g) 143 
H2O(l) -241,8 SO2(g) -296,8 
H2O(g) -285,8 SO3(g) -395,7 
 
Tabela 2 – Entalpia molar de combustão, ∆cHº, a 298,15 K para algumas substâncias. 
Substância ∆cHº, kJ mol
-1
 Substância ∆cHº, kJ mol
-1
 
Hidrogênio -285,5 Pentano 1,9 
Grafite -393,5 Hexano -84,7 
Monóxido de carbono 283,0 Benzeno -234,8 
Metano -890,8 Heptano 52,3 
Etano -1560,7 Isso-octano -393,5 
Eteno -1411,2 Metanol -1273,0 
Etino -1301,1 Etanol -74,4 
Propano -2219,2 Acetona -239,2 
Butano -2877,6 Éter etílico -103,8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Físico-Química 
32 
 
Tabela 3 – Energia média de ligação. 
Ligação Energia (kJ mol
-1
) Ligação Energia (kJ mol
-1
) 
H−H 435 C−C 345 
F−F 155 C=C 609 
Cl−Cl 242 C≡C 838 
Br−Br 193 C−O 360 
I−I 151 C=O 803 
O=O 493 C−Cl 338 
N≡N 944 C−Br 276 
H−F 564 C−I 238 
H−Cl 431 C−N 305 
H−Br 365 N−H 390 
H−O 462 N−O 210 
H−N 390 Cl−O 205 
H−C 413 N−Cl 193 
 
Tabela 4 – Entropias-padrão absolutas, a 25 °C. 
Substância S°, J K
-1
 mol
-1
 Substância S°, J K
-1
 mol
-1
 
C (diamante) 2,38 Cl2(g) 222,9 
C (grafite) 5,74 H2(g) 130,6 
CH4(g) 187, HCl(g) 186,8 
CH3OH(l) 126,3 H2O(g) 188,7 
C2H2(g) 200,8 H2O(l) 69,9 
C2H4(g) 219,5 H2S(g) 205,7 
C2H6(g) 229,5 H2SO4(l) 156,9 
CO(g) 197,6 N2(g) 191,5 
CO2(g) 213,6 NH3(g) 192,3 
NH4Cl(s) 94,6 O2(g) 205,1 
Na(s) 51,0 S8 (otorrômbico) 255,1 
NaCl(s) 72,4 SO2(g) 248,1 
Na2O(s) 72,8 SO3(g) 256,6 
 
C2H6O(l) 160,7 
 
 
 Físico-Química 
33 
 
Tabela 5 – Energias livres-padrão de formação a 25 °C 
Substância ∆fG°, kJ mol
-1
 Substância ∆fG°kJ mol
-1
 
C (diamante) 2,87 HCl(g) -95,3 
CH4(g) -50,8 H2O2(g) -120,4 
CH3OH(l) -166,5 H2O(g) -228,6 
C2H2(g) 209,2 H2O(l) -237,2 
C2H4(g) 68,1 H2S(g) -33,6 
C2H6(g) -32,9 H2SO4(l) -690,1 
CO(g) -137,2 N2(g) 
CO2(g) -394,4 NH3(g) -16,1 
NH4Cl(s) -202,9 O3(g) 163,2 
NaCl(s) -384,0 SO2(g) -300,2 
Na2O(s) -376,6 SO3(g) -371,1 
 
Tabela 6 – Constantes da elevação do ponto de ebulição e da diminuição do ponto de 
congelamento. 
Solvente Ponto de 
ebulição 
normal (°C) 
Ke (°C m
-1
) Ponto de 
congelamento 
normal (°C) 
Kc (°C m
-1
) 
Água 100,0 0,512 0,0 1,855 
Benzeno 80,2 2,530 5,5 5,120 
Ácido acético 118,5 3,070 16,6 3,900 
Naftaleno 218,0 5,650 80,2 6,900 
Cânfora 208,3 5,950 178,4 40,000 
 
 
 
 
 
 
 
 Físico-Química 
34 
 
Obtenção da equação da reta: 
 
Regressão Linear – Usando calculadora (Casio). 
1º Passo - Apagar a memória da calculadora. 
Pressionar a tecla SHIFT + CLR (clear) + 3 e posteriormente duas vezes à tecla = 
(igual). 
2° Passo - Entrar com o modo regressão linear. 
Pressionar tecla MODE + 3 + 1 
3° Passo - Entrada dos valores. 
Digitar o valor de x, posteriormente pressione a tecla vírgula (esta tecla fica ao lado da 
tecla M+). Em seguida, entrar com os valores de Y e pressionar a tecla M+. Repetir a 
operação para inserir o próximo conjunto