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Lista de Exercícios 2 QGT Gabarito

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Lista de Exercícios 2 – Química Geral Teórica 
 
 
1- Converta: a) 0,357 atm para torr (271,32 torr) b) 6,6 x 10-2 torr para atm (8,68x10-5 atm) c) 
147,2 KPa para torr (1104,09 torr) 
2- O carbonato de cálcio CaCO3(s) decompõem-se pelo aquecimento em CaO(s) e CO2(g) e 
coletado em um frasco de 250 mL. Depois da decomposição completa o gás tem pressão de 1,3 
atm à 31 
0
C. Qual a quantidade de matéria de CO2(g) é produzida? (R: 0,013 mols de CO2) 
3- A pressão de um gás numa lata de aerossol é 1,5 atm à 25oC. Suponde que ele obedece a 
lei dos gases ideais, qual seria a pressão se a lata fosse aquecida a 450 
o
C? (R: 3,64 atm) 
4- Um balão cheio tem volume de 6,0 L no nível do mar (1 atm) e é incitado a subir até que a 
pressão seja de 0,45 atm. Durante a subida a temperatura cai de 22 
o
C para -21 
o
C. Calcule o 
volume do balão a essa altitude final. (R: 11,39 L) 
5- Qual a densidade do vapor de tetracloreto de carbono a 714 torr e 125 oC. (R: 4,4262 g L-1) 
6- A massa molar média de Titã, a maior lua de saturno, é 28,6 g/mol. A temperatura da 
superfície é 95 K e a pressão é 1,6 atm. Supondo o comportamento ideal, calcule a densidade da 
atmosfera de Titã. (R: 5,8 7g L
-1
) 
7- O air bags de segurança de automóveis contém gás nitrogênio gerado pela decomposição 
rápida de azida sódica NaN3. Se um airbag tem um volume de 36L e contém gás nitrogênio a 
uma pressão de 1,15 atm à temperatura de 26,0 
o
C, quantos gramas de NaN3 devem ser 
decompostos: (R: 73,158g de NaN3) 
 2NaN3(s) 2Na(s) + 3N2(g) 
 
8- Uma mistura gasosa de 6,0 g de O2 e 9,0 g de CH4 é colocada em um recipiente de 15 L a 
0
o
C. Qual a pressão parcial de cada gás e a pressão total no recipiente? (R: PT = 1,12 atm, PO2 = 
0,28 atm e PCH4 = 0,84 atm) 
 
9- Explique o que é tensão superficial. 
 
10- Preveja qual substância terá maior viscosidade na sua forma liquida a 0oC 
 
a) H3C-CH2-OH ou CH3-O-CH3 (R: H3C-CH2-OH) 
 
11- As substâncias A, B, C, X,Y e Z foram testadas para classificação. Os resultados dos testes 
são indicados na tabela abaixo. Classifique-as como metálica, iônica, reticular ou sólido 
molecular 
 
 
(R: X e C moleculares, A e Z iônicas, Y reticular e B metálica) 
12- O potássio cristaliza-se em um a estrutura cúbica de corpo centrado. O raio atômico do 
potássio é de 235 pm. Determine: 
 
a) O número de átomos por cela unitária (R: 2) 
b) O número de coordenação do retículo (R: 8) 
Lista de Exercícios 2 – Química Geral Teórica 
 
c) O comprimento da Aresta da cela unitária (R: 54,27 nm) 
 
 
13- Calcule a densidade de cada um dos metais a partir das seguintes informações: 
(use a tabela periódica para encontrar as massas molares) 
 
a) Platina (estrutura cúbica de face centrada e raio atômico = 139 pm) (R: 21,33 g mL
-1
) 
b) Césio (estrutura cúbica de corpo centrado e raio atômico = 272 pm) (R: 1,87 g mL
-1
) 
c) Níquel (estrutura cúbica de face centrada e raio atômico = 125 pm) (R: 8,86 g mL
-1
) 
d) Rubídio (estrutura cúbica de corpo centrado e raio atômico = 250 pm) (R: 1,475 g mL
-1
) 
 
 
14- Calcule o raio atômico dos seguintes elementos a partir da informação dada : 
(use a tabela periódica para encontrar as massas molares) 
 
a) Irídio (estrutura cúbica de face centrada e densidade = 22,6 g cm
-3
) (R: 135 pm) 
b) Molibdênio (estrutura ccc e densidade = 10,2 g cm
-3
) (R: 136,4 pm) 
c) Ouro (estrutura cúbica de face centrada e densidade = 19,3 g cm
-3
) (R: 144 pm) 
d) Vanádio (estrutura cúbica de corpo centrado e densidade = 6,11g cm
-3
) (R: 131 pm) 
 
 
15- Um elemento cristaliza-se em uma rede cúbica de corpo centrado. A aresta da célula 
unitária é 2,86 Angstrom. e a densidade do cristal é 7,92 g. Calcule a massa atômica do 
elemento? (R: 55,79 g mol
-1
) 
 
16- Uma amostra de gás em um cilindro consome 524 kJ de calor. Ao mesmo tempo, um 
pistão comprime o gás e realiza 340 kJ de trabalho. Qual é a variação de energia Interna do 
gás durante o processo? (R: ΔU = 864 kJ) 
 
17- A energia interna de um sistema aumentou 982 J quando ele absorveu 492 J de calor. 
a) O trabalho foi realizado contra ou a favor do sistema? (R: sobre o sistema, contra) 
b) Quanto trabalho foi realizado? (R: 490 J) 
 
18- Um gás em um cilindro foi colocado em um aquecedor e ganhou 5500 kJ de calor. Se o 
volume do cilindro aumentou de 345 ml para 1846 ml contra uma pressão atmosférica de 750 
torr durante o processo, qual é a variação de energia interna do gás no cilindro? (R: 5499,85 kJ) 
 
19- Calcule o trabalho em cada um dos seguintes processos, começando com uma amostra 
de gás em um sistema com pistão com T = 305 K, P = 1,79 atm e V = 4,29 L. 
 
a) Expansão irreversível contra a pressão externa constante de 1 atm, até o volume final 6,52 L 
 (R: -225,95 J) 
b) Expansão reversível isotérmica até o volume final 6,52 L. (R: -326 J) 
 
20- A combustão completa do ácido acético, HC2H3O2(l), para formar H2O(L) e CO2(g) 
à pressão constante Libera 871,1 kJ de calor por mol de HC2H3O2. 
 
a) Escreva uma equação termoquímica balanceada para essa reação; 
(HC2H3O2 (l) + 2O2(g)  2H2O(l) + 2CO2 (g) ΔH = -871,1 kJ 
b) Desenhe um diagrama de entalpia para a reação. 
 
 
Lista de Exercícios 2 – Química Geral Teórica 
 
21- Considere a seguinte reação: 
 
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) ∆H = -1.204kJ 
 
a) A reação é endotérmica ou exotérmica? (R: Exotérmica) 
 
b) Calcule quantidade de calor transferida quando 2,4g de Mg(s) reagem a pressão constante; 
(R: 59,44 kJ) 
c) Quantos gramas de óxido de magnésio são produzidos durante uma variação de entalpia de 
96,0 kJ? (R:6,42g) 
 
d) Quantos quilojoules de calor são absorvidos quando 7,50g de MgO(s) se decompõem 
em Mg(s) e O2(g) a pressão constante? (R: 112,02 kJ) 
 
22- Quando as soluções contendo íons prata e íons cloreto são misturadas, precipita cloreto de 
prata: 
 
 Ag
+
(aq) + Cl
-
(aq)  AgCl(s) ΔH = 65,5 KJ 
 
a) Calcule o ∆H para a formação de 0,540 mol de AgCl por essa reação reação; 
(R: 35,37 kJ) 
b) Calcule o ∆H para a formação de 1,66g de AgCl; 
(R: 0,759kJ) 
c) Calcule o ∆H quando 0,188 mmol de AgCl se dissolve em água. 
(R: -0,012314 kJ) 
 
23- Dadas as seguintes equações: 
 
P4(s) + 3O2(g) → P4O6(s) ∆H = -1.640,1kJ 
P4(s) + 5O2(g) → P4O10(s) ∆H = -2.940,1kJ 
 
Calcule a variação de entalpia para a reação: 
 
P4O6(s) + 2O2(g) → P4O10(s) ∆H = ? kJ (R: -1299,9 kJ) 
 
 
24- Calcule a entalpia de reação da síntese do gás cloreto de hidrogênio 
H2(g) + Cl2(g)  2HCl(g) a partir das seguintes informações: (R: -184,64 kJ) 
 
 NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s) ∆H = -176,0 kJ 
 N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) ∆H = -92,22 kJ 
 N2(g) + 4H2(g) + Cl2(g)  2NH4Cl(s) ∆H = -628,86 kJ 
 
25- Indique para cada um dos processos abaixo se a entropia do sistema aumenta ou diminui. 
 
a) Congelamento da água (R: Diminui) 
b) Evaporação do clorofórmio (R: Aumenta) 
c) Sublimação do dióxido de carbono (gelo seco) (R: Aumenta) 
d) Compressão do gás nitrogênio à temperatura constante (R: Diminui) 
e) A água é misturada ao álcool à temperatura constante. (R: Diminui) 
f) Um automóvel enferrujando (R: Diminui) 
g) Água aquecida de 25oC para 26oC (R: Aumenta) 
h) N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) (R: Diminui) 
Lista de Exercícios 2 – Química Geral Teórica 
 
 
 
 
26- Para cada um dos seguintes pares indique qual apresenta a maior entropia 
 
a) 1 mol de NaCl(s) ou 1 mol de HCl(g) 
b) 1 mol de HCl(g) à 25 
o
C ou 1 mol de HCl(g) à 50 
o
C 
c)1 mol de H2O(l) ou 1 mol de H2O(g) ambos a 0
o
C 
 
27- O ponto de ebulição normal do benzeno, C6H6, é 80,1 
o
C e seu calor molar de vaporização 
nesta temperatura e 1 atm é 30,8 KJ mol
-1
 . Qual a entropia molar de vaporização do benzeno? 
Qual é a variação de entropia quando 1,0 g de benzeno ferve à 1 atm? 
 
R: 87,2 J K
-1
 mol
-1
 e 1,12 J K
-1
 
 
28- ΔS para certa reação é de -100 J K-1mol-1. Se a reação ocorre espontaneamente, qual deve 
ser o sinal algébrico de ΔH? (R: ΔH +) 
 
29- Determine a variação de entropia para: 
 
a) congelamento de 1,0 mol de H2O à 0
o
C (dado ΔHfusão água = 6,01 kJ mol
-1
 à 0
o
C) 
R: -22,0 J K
-1
 
 
b) Vaporização de 50,0 g de etanol (C2H5OH) a 351,5 K (dado ΔHvap etanol = 43,5 kJ mol
-1
 à 0
o
C) 
R: +134 J K
-1
 
 
30- Enuncie a segunda lei da termodinâmica. 
 
31- Calcule a energia livre de Gibbs padrão de formação para o HCl gasoso a 25oC 
considerando apenas os seguintes dados: 
 
S
o
 H2(g)= 130,6 J K
-1
 mol
-1
 S
o 
HCl(g) = 186,8 J K
-1
 mol
-1 
S
o
 Cl2(g)= 222,9 J K
-1
 mol
-1
 ΔHof HCl = -92,3 kJ mol
-1
 
R: -95,3 kJ mol
-1
 
 
 
32- Calcule a variação de entropia das vizinhanças quando: 
a) 1 mJ de calor é liberado do sistema para as vizinhanças à 2,0 x 10
-7
 K 
R: +5,0 x 10
3
 J K
-1
 
 
b) 1 J, a energia de uma única batida do coração, é liberada do sistema para as vizinhanças à 
37
o
C. 
R: +3,0 x 10
-3
 J K
-1
 
 
c) 100 J de calor são absorvidos pelo sistema (das vizinhanças) à 50
o
C 
R: -0,309 J K
-1
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33- Considere a seguinte reação para produção de formaldeído a 25oC: 
 
Lista de Exercícios 2 – Química Geral Teórica 
 
H2(g) + CO(g)  H2CO(g) H
o
 = +1,96 kJ So = -109,58 J K-1 
 
Calcule a variação de entropia das vizinhanças (R: -6,57 J K
-1
), a variação da energia livre de 
Gibbs (R: +34,53 kJ) para o processo e preveja se a reação será ou não espontânea (R: não 
espontânea). 
 
34- Para o caso acima, qual deve ser a variação da entropia total? 
R: -0,116 kJ K
-1
 
 
35- Explique por que as reações exotérmicas tendem a ser espontâneas. 
 
36- Explique como uma reação endotérmica pode ser espontânea. 
 
37- Calcule as variações de entalpia, de entropia e da energia livre de Gibbs padrões para as 
reações abaixo a partir dos dados fornecidos (Tabela 1) e em seguida confirme se os resultados 
são condizentes com aqueles esperados pela expresão 
Gor = H
o
r 
- 
TSor 
Prediga também se as reações serão ou não espontâneas. 
 
a) oxidação da magnetita a hematita: 
 
2 Fe3O4(s) + ½ O2(g)  3Fe2O3(s) 
 
R: Hor = -235,8 kJ S
o
r = -133,17 J K
-1
 G
o
r= -195,8 kJ 
 
b) A dissolução de fluoreto de cálcio em água 
 
CaF2(s)  CaF2(aq) 
 
R: Hor = +11,5 kJ S
o
r = -149,7 J K
-1
 G
o
r= +56,2 kJ 
 
Tabela 1: Dados Termodinâmicos a 25
o
C 
Substância Hof (kJ mol
-1
) Sm
o
 J K
-1
mol
-1
) Gof (kJ mol
-1
) 
Fe3O4(s) -1118,4 + 146,4 -1015,4 
Fe2O3(s) -824,2 87,40 -742,2 
O2(g) 0 +205,14 0 
CaF2(s) -1219,6 + 68,87 -1167,3 
CaF2(aq.) -1208,09 -80,8 -1111,15 
 
 
38- Escreva a equação química de formação para as substâncias indicadas abaixo e então 
calcule as variações da energia livre de Gibbs de formação com base nos dados indicados na 
Tabela 2 e empregando 
 
Gof = H
o
f 
- 
TSof 
 
Para cada caso, determine se a reação será ou não espontânea 
 
a) NH3(g) (R: -16,48 kJ) 
b) H2O(g) (R: -228,58 kJ) 
c) CO(g) (R: -137,2 kJ) 
d) NO2(g) (R: +51,32 kJ) 
 
 
Tabela 2: Dados Termodinâmicos a 25
o
C 
Lista de Exercícios 2 – Química Geral Teórica 
 
Substância Hof (kJ mol
-1
) Sm
o
 J K
-1
mol
-1
) 
N2(g) 0 +191,61 
H2(g) 0 +130,68 
O2(g) 0 +205,14 
C(s) grafite 0 +5,74 
NH3(g) -46,11 +192,45 
H2O(g) -285,83 +188,83 
CO(g) -110,53 +197,67 
NO2(g) +33,18 +240,06 
 
 
39- Assumindo que Hor e S
o
r são constantes com a temperatura, use os dados da Tabela 3 
para calcular Gor a 80
o
C para as reações químicas equacionadas abaixo. Para cada reação 
determine o intervalo de temperatura no qual cada uma é espontânea. 
 
a) B2O3(s) + 6HF(g) 2BF3(g) + 3H2O(l) 
R: -98,42 kJ (espontânea abaixo de 612,9 K) 
 
b) CaC2(s) + 2HCl(aq)  CaCl2(aq) + C2H2(g) 
R: -283,7 kJ (espontânea em todas as temperaturas) 
 
c) C(s)grafite  C(s)diamante 
R: +3,082 kJ (não espontânea em todas as temperaturas) 
 
 
Tabela 3: Dados Termodinâmicos a 25
o
C 
Substância Hof (kJ mol
-1
) Sm
o
 J K
-1
mol
-1
) 
B2O3(s) -1272,8 +53,97 
HF(g) -271,1 +173,78 
BF3(g) -1137,0 +254,12 
H2O(l) -285,83 +69,91 
CaC2(s) -59,8 +69,96 
HCl(aq) -167,16 +56,5 
CaCl2(aq) -877,1 +59,8 
C2H2(g) -1300 +200,94 
C(s) grafite 0 +5,74 
C(s) diamante +1,895 +2,377

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