Apostila de Termodinâmica

Prévia do material em texto

APOSTILA DE EXERCÍCIOS DE TERMODINÂMICA 
ESCOLA SUPERIOR DE QUÍMICA
 2O ANO - ENGENHARIAS 
FACULDADES OSWALDO CRUZ
FOC
2019
FACULDADES OSWALDO CRUZ
E S C O L A S U P E R I O R D E Q U Í M I C A 
CURSOS: ENGENHARIA AMBIENTAL, ENGENHARIA CIVIL, ENGENHARIA DE PRODUÇÃO E ENGENHARIA QUÍMICA
Diretor: Prof. Antonio Del Priore Filho
Professoras 
Isis Valença de Sousa Santos
Bacharel e Licenciada em Química pelo Instituto de Química da USP. Mestre em Físico-Química pelo Instituto de Química da USP. Professora de Físico-Química das Faculdades Oswaldo Cruz. 
Leila Cristina Magalhães Silva
Bacharel e Licenciada em Química pela Universidade Presbiteriana Mackenzie. Atribuições Tecnológicas pelas Faculdades Oswaldo Cruz. Mestre em Engenharia Aeronáutica e Mecânica pelo Instituto Tecnológico de Aeronáutica. Professora nas Faculdades Oswaldo Cruz.
Maria Adriana Fraiha Monteiro
Licenciada e Bacharel em Química com Atribuições Tecnológicas pelas Faculdades Oswaldo Cruz. Mestre em Química pelo Instituto de Química da USP. Doutora na área de Engenharia de Materiais pela Escola Politécnica da USP. Professora nas Faculdades Oswaldo Cruz.
Maria Elizabeth Brotto
Engenheira Química pelas Faculdades Oswaldo Cruz. Mestre em Físico-Química pelo Instituto de Química da USP. Doutora em Engenharia Aeronáutica e Mecânica pelo Instituto Tecnológico de Aeronáutica. Professora nas Faculdades Oswaldo Cruz.
Maria Olívia Argüeso Mengod
Engenheira Química, Licenciada e Bacharel em Química pelas Faculdades Oswaldo Cruz. Mestre em Físico-Química pelo Instituto de Química da USP. Doutora na área de Saneamento Ambiental pela Escola Politécnica da USP. Professora nas Faculdades Oswaldo Cruz.
ÍNDICE DOS EXERCÍCIOS
1. UNIDADES SI E USUAIS .......................................................................................... 6
2. CONCEITOS BÁSICOS ............................................................................................ 6
3. GASES E MISTURAS GASOSAS
Exercícios Básicos ............................................................................................. 7
Exercícios Complementares .............................................................................. 7
4. TERMODINÂMICA 
4.1. Princípio Zero, Primeiro Princípio e Termoquímica
Exercícios Básicos ............................................................................................. 9
Exercícios Complementares .............................................................................10
4 2. Segundo Princípio, Terceiro Princípio, Energia Livre e Termoquímica
Exercícios Básicos ........................................................................................... 12
Exercícios Complementares ............................................................................ 13
5. EQUILÍBRIO QUÍMICO
Exercícios Básicos ........................................................................................... 13
Exercícios Complementares ............................................................................ 14
6. CINÉTICA QUÍMICA
Exercícios Básicos ........................................................................................... 14
Exercícios Complementares ............................................................................ 15
7. SOLUÇÕES IDEAIS E PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Exercícios Básicos ........................................................................................... 16
Exercícios Complementares ............................................................................ 17
ÍNDICE DAS RESPOSTAS
1. UNIDADES SI E USUAIS ........................................................................................ 18
2. CONCEITOS BÁSICOS .......................................................................................... 18
3. GASES E MISTURAS GASOSAS
Exercícios Básicos ........................................................................................... 18
Exercícios Complementares ............................................................................ 18
4. TERMODINÂMICA 
4.1. Princípio Zero, Primeiro Princípio e Termoquímica
Exercícios Básicos ........................................................................................... 19
Exercícios Complementares ............................................................................ 19
4 2. Segundo Princípio, Terceiro Princípio, Energia Livre e Termoquímica
Exercícios Básicos ........................................................................................... 20
Exercícios Complementares ............................................................................ 20
5. EQUILÍBRIO QUÍMICO
Exercícios Básicos ........................................................................................... 20
Exercícios Complementares ............................................................................ 20
6. CINÉTICA QUÍMICA
Exercícios Básicos ........................................................................................... 21
Exercícios Complementares ............................................................................ 21
7. SOLUÇÕES IDEAIS E PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Exercícios Básicos ........................................................................................... 21
Exercícios Complementares ............................................................................ 21
ÍNDICE DAS TABELAS DE CONSTANTES E DE FATORES DE CONVERSÃO
1. CONVERSÃO DE UNIDADES DE PRESSÃO E DE VOLUME............................... 23
2. CONSTANTE DOS GASES PERFEITOS ( R ) EM VÁRIAS UNIDADES................ 23
3. CONSTANTES DE VAN DER WAALS…………………………………………….…...,23
4. FATORES DE CONVERSÃO.................................................................................. 23
5. CALORES DE FORMACÃO PADRÃO A 25 ºC....................................................... 24
6. CAPACIDADE CALORÍFICA DOS GASES EM FUNÇÃO DA TEMPERATURA.... 25
7. ENTROPIAS PADRÃO A 25 ºC (cal.grau-1.mol-1).................................................... 26
REFERÊNCIAS............................................................................................................ 28
TERMODINÂMICA – EXERCÍCIOS
1. UNIDADES SI E USUAIS
1.1- Indique se cada uma das seguintes unidades é uma medida de comprimento, massa, volume ou tempo: (a) m3, (b) ms, (c) mg, (d) nm, (e) dm3, (f) mm, (g) mm3, (h) kg, (i) ns.
1.2- Qual o significado de cada um dos seguintes prefixos? (a) mili, (b) micro, (c) nano, (d) quilo, (e) centi.
1.3- Converta a massa de 468 g em: (a) kg, (b) mg, (c) ng.
1.4- Converta a pressão de 5 atm em: (a) mmHg, (b) N/m2, (c) kPa.
1.5- Converta o volume de 500 L em: (a) m3, (b) mL, (c) cm3, (d) dm3, 
1.6- Converta 5 g/cm3 em (a) g/mL, (b) g/L, (c) kg/mL, (d) kg/L, (e) kg/m3, (f) g/m3.
1.7- Converter o trabalho de 12,5 atm.L em: (a) mmHg.L, (b) cal, (c) J, (d) kcal.
2. CONCEITOS BÁSICOS
2.1- Parathion é um composto tóxico usado como inseticida. Sua fórmula molecular é C10H14O5NSP. Qual é a massa molecular do Parathion? Massas atômicas: C = 12 u, H = 1 u, O = 16 u, N = 14 u, S = 32,1 u e P = 31 u.
2.2- O fosfato de cálcio Ca3(PO4)2 é utilizado como matéria prima de fósforo em fertilizantes. Qual é a sua massa molecular? Massas atômicas: Ca = 40 u, P = 31 u e O = 16 u.
2.3- Qual a massa de um mol de moléculas de SO2? Massas atômicas: S = 32,1 u e O = 16 u.
2.4- Qual o número de mols de 3,05 g de cobre? Massa Atômica: Cu = 63,5 u. 
2.5- Uma mistura gasosa contém 20 g de hidrogênio, e 64 g de oxigênio. Qual a fração molar dos componentes da mistura? Massas atômicas: H = 1 u e O = 16 u.
2.6- Uma mistura gasosa consiste de 320 mg de metano, 170 mg de argônio e 202 mg de neônio. Qual a composição em mol% da mistura? Massas atômicas:H = 1 u, C = 12 u, Ar = 40 u e Ne = 20,2 u.
2.7- Uma amostra de ar pode ser representada por uma mistura gasosa de composição molar 79% de nitrogênio e 21% de oxigênio. Quais as composições em: % em volume (volumétrica) e em % em massa (mássica) da mistura? Massas atômicas: N = 14 u, O = 16 u.
3. GASES E MISTURAS GASOSAS
Exercícios Básicos
3.1- Discuta se as grandezas relacionadas são extensivas ou intensivas: (a) temperatura, (b) concentração molar, (c) volume, (d) quantidade de partículas (mol), (e) pressão, (f) densidade, (g) energia molar.
3.2- Determine a massa de amônia contida em um recipiente de 8,2 L a 2 atm e 127 oC.
3.3- Uma amostra de 255 mg de neônio ocupa um volume de 3 dm3 a 122 K. Use a equação de estado de um gás ideal e calcule a sua pressão.
3.4- Uma amostra de ar ocupa 1 dm3 a temperatura de 25 ºC e pressão de 1 atm. Que pressão é necessária para comprimi-lo a 100 cm3 nesta temperatura?
3.5- A 0 ºC, encontrou-se as seguintes densidades, para um certo gás a várias pressões:
	P ( atm ) l,0000 0,8000 0,5000 0,3000
	d (g.dm-3 ) l,3402 l,0719 0,6697 0,4017
Calcule os valores da relação d.P-1 a várias pressões e determine através de gráfico a massa molar do gás.
3.6- Uma mistura gasosa consiste de 320 mg de metano, 175 mg de argônio e 225 mg de neônio. A pressão parcial do neônio a 300 K é 66,5 mmHg. Calcule: (a) O volume da mistura, (b) As pressões parciais do argônio e do metano, (c) A pressão total da mistura.
3.7- Um recipiente de 20,0 L contém oxigênio a uma pressão de 0,1 atm e na temperatura de 27 ºC. Outro recipiente também de 20,0 L, contém nitrogênio sob pressão de 0,2 atm, na temperatura de 27 ºC. Os dois recipientes são ligados mediante uma conexão de volume desprezível. Qual a pressão parcial de cada um deles depois do processo espontâneo de mistura? Qual a pressão total da mistura?
3.8- Uma mistura de 10 g de hidrogênio e 96 g de oxigênio é recolhida num balão de 41 L de capacidade, mantido a 47 oC. Calcule a pressão parcial de cada gás, a pressão total e a composição da mistura em %mol.
3.9- Considere 30 g de oxigênio e 20 g de amônia ambos a 20 K e 200 mmHg. Qual dos gases tem maior volume molar?
3.10- Usando a equação do gás ideal, calcule a pressão a 298 K exercida por 1,0 mol de CO2 (g) quando limitado a um volume de: (a) 15,0 L, (b) 0,500 L, (c) 50,0 mL. Repita estes cálculos usando a equação de van der Waals. O que indicam estes cálculos sobre a precisão da lei do gás ideal para o gás carbônico? Dados: a = 3,640 atm.L2/mol2; b = 0,04267 L/mol; a = 0,366 Pa.m6/mol2; b = 42,9 x 10-6 m3/mol.
Exercícios Complementares
3.11- Um reator requer 100 kg de oxigênio para a realização de um experimento que envolve uma reação de oxidação, a 290 K. Estime o número de cilindros de oxigênio de 60 dm3 de volume e 14 x 106 N.m-2 de pressão necessários para o experimento.
3.12- Mantém-se ar num reservatório de paredes móveis, sob pressão constante. No estado inicial, o volume é de 4,2 L e a temperatura 50 ºC. Qual será a temperatura final quando o gás for aquecido até atingir o volume de 9,2 L?
3.13- A massa específica do vapor de uma substância pura, medida a 100 ºC e sob pressão de 758 mmHg, é igual a 2,86 x 10-3 g.mL-1. Estimar a massa molar da substância.
3.14- As densidades da metilamina em função da pressão a 0 ºC, encontram-se na tabela a seguir:
	 P ( atm ) 0,2000 0.5000 0,8000
	 d ( g.L-1 ) 0,2796 0,7080 1,1476
Determine graficamente a massa molar da metilamina.
3.15- Uma ampola de vidro evacuada pesa 27,9214 g. Cheia de ar seco a 1 atm e 25 ºC, pesa 28,0529 g. Cheia de uma mistura de etano e metano, pesa 28,0140g. Calcule a % molar de metano na mistura gasosa. Dada: Mmédia ar = 28,96 g/mol.
3.16- Uma mistura de nitrogênio e vapor de água é admitida num frasco que contém um agente sólido secante. Imediatamente após a admissão, a pressão no frasco é 760 mmHg. Depois de algumas horas a pressão atinge um valor constante de 745 mmHg. Calcule: (a) A composição em % mol da mistura original, (b) O volume do frasco, sabendo-se que a experiência é realizada a 20 ºC e que o agente secante aumentou seu peso de 0,150 g. O volume ocupado pelo agente secante pode ser desprezado.
3.17- Um recipiente de 2,0 L contém nitrogênio sob pressão de 1 atm e a 300 K. Outro recipiente, de 6,0 L contém hidrogênio sob pressão de 3 atm e também a 300 K. Pede-se: (a) Qual a pressão da mistura gasosa quando os dois recipientes são ligados por uma conexão que tem o volume de 0,5 L? (b) Qual a pressão parcial de cada componente na mistura?
3.18- A composição do ar seco é: 78,084% de nitrogênio; 20,946% de oxigênio; 0,033% de dióxido de carbono; 0,934% de argônio. Imagine que se separe o argônio contido em 100 L de ar (medidos a 1 atm e a 25 ºC) (a) Que volume de gás se obtém? (b) Qual seria a composição do ar isenta de dióxido de carbono e argônio? 
3.19- Utilize a equação dos gases ideais e a de van der Waals para calcular a pressão de 10 mol de metano a 0 ºC num volume de: (a) 1756 cm3, (b) 35,12 dm3. Após os cálculos compare os resultados. Em que caso não se deve usar a equação dos gases ideais?
3.20- Utilize a equação de van der Waals para calcular a temperatura de 0,5 mol do nitrogênio sob pressão de 47,8 atm num volume de 1000 cm3.
4. TERMODINÂMICA 
4.1. Princípio Zero, Primeiro Princípio e Termoquímica
Exercícios Básicos
1- Uma amostra de 4,50 g de metano gasoso ocupa o volume de 12,7 L a 310 K. (a) Calcule o trabalho feito quando o gás se expande isotermicamente contra uma pressão externa constante de 200 Torr até seu volume aumentar de 3,3 L. (b)  Calcule o trabalho se a mesma expansão for realizada isotérmica e reversivelmente. 
 
2- A capacidade calorífica molar da água a pressão constante é 75 J/K.mol. Calcule o aumento da temperatura quando 100 g de água recebem 1 kJ de calor. 
3- Um animal de laboratório é obrigado a se exercitar em uma esteira ergométrica. Durante o exercício, o animal consegue erguer uma massa de 200 g a uma altura de 1,55 m; para isso, perde 5,0 J na forma de calor. Desprezando-se outras perdas e considerando o animal como um sistema fechado, qual a variação de sua energia interna? 
4- Uma amostra de 2,0 mols de um gás perfeito diatômico, Cv,m= (5/2) R, inicialmente a P1 = 1,00 atm e T1= 300 K, é aquecida até 400 K, a volume constante. Calcule a pressão final, w, q, ΔU e ΔH. 
5- Quando se aquecem 3,0 mols de O2, na pressão constante de 3,25 atm, sua temperatura se eleva de 260 K para 285 K. A capacidade calorífica molar do O2, a pressão constante, é 29,4 J.K-1.mol-1. Calcule w, q, ΔU e ΔH. 
6- Um mol de gás ideal é mantido sob pressão constante, Pop = P = 2 atm e a temperatura varia de 100 ºC para 25 ºC. Dado: Cv,m = 3 cal.grau-1.mol-1. Pede-se: (a) Qual o valor do trabalho? (b) Calcule: q, U e H.
7- Calcule os valores de ΔHo298 e ΔUo 298 para as seguintes reações:
a) 2 O3(g) 3 O2(g) 
b) H2S(g) + 3/2 O2(g) H2O(l) + SO2(g)
c) TiO2(s) + 2 Cl2(g) TiCl4(l) + O2(g) 
d) Fe2O3(s) + 2 Al(s) Al2O3(s) + 2 Fe(s)
8- Expandindo-se adiabaticamente um mol de gás ideal, Cv,m = (5/2) R, até que a temperatura caia de 20 oC para 10 oC, calcule Q, W, ΔU e ΔH.
9- Dadas as Hº298(kcal) para:
1/2 H2(g) + 1/2 Br2(l) HBr(g) -8,66 
Br2(l) Br2(g) 7,34 
Calcule Hº298 para a reação: 1/2 H2(g) + 1/2 Br2(g) HBr(g).
Exercícios Complementares
10- Um mol de gás ideal é levado do estado A para o estado B ao longo de 3 trajetórias ACB, ADB e AB, segundo o esquema apresentado a seguir. Se o ponto A = (Vm1; P1) e o ponto B = (Vm2,P2), em que: P2 = 2 P1 e Vm2 = 2 Vm1. Pede-se:
(a) Especifique o tipo de cada transformação: AC, CB, BD, AD, DA, BC e AB.
(b) Calcule o trabalho desenvolvido segundo as trajetórias ACB, ADB e AB. Compare os resultados.
(c) Calcule o trabalho no ciclo BCADB e analise a reversibilidade do processo.
11- Dado o seguintegráfico de P x V, para um mol de gás ideal a 25 ºC: 
(a) Calcule o trabalho quando o gás passa de A para B, através de um processo de um estágio;
(b) Idem em 2 (dois) estágios, passando pelo ponto C;
(c) Idem em infinitos estágios;
(d) Calcule o trabalho quando o gás passa de B para A, através de um processo de um estágio;
(e) Idem em infinitos estágios.
12- Um mol de gás ideal é levado através de um ciclo ABC mostrado a seguir, onde a trajetória AC é uma isoterma reversível. 
Dados: P2 =10 atm; Vm1 = 0,0056 m3.mol-1; Vm2 = 0,1120 m3.mol-1 e Cv,m = (5/2)R. Calcule para as trajetórias ABC, AC e para o ciclo ABCA: q, w, U e H.
13- Um mol de gás ideal sofre uma mudança de estado de 100 oC para 300 oC. Sabendo-se que neste intervalo de temperatura: Cp = a + bT + cT2 (cal.mol-1.grau-1), onde: a = 6,095, b = 3,253 x 10-3 e c = - 10,171 x 10-7. Calcule w, q, ΔU e ΔH, considerando: (a) Transformação isobárica; (b) Transformação isocórica; (c) Recalcule os itens (a) e (b) considerando dois mols de gás.
14- A partir das capacidades caloríficas, a 25 oC, e dos resultados do exercício 7:
________________________________________________________________
Substâncias O3(g) O2(g) H2S(g) H2O(l) SO2(g) TiO2(s) 
Cop,m (J/mol.K) 39,2 29,35 34,2 75,29 39,9 55,0
________________________________________________________________
Substâncias Cl2(g) TiCl4(l) Fe2O3(s) Al(s) Al2O3(s) Fe(s)
Cop,m (J/mol.K) 33,91 145,2 103,8 24,4 79,0 25,1
Calcule os valores de ΔHo375 e ΔUo375 para as seguintes reações:
a) 2 O3(g) 3 O2(g) 
b) H2S(g) + 3/2 O2(g) H2O(l) + SO2(g)
c) TiO2(s) + 2 Cl2(g) TiCl4(l) + O2(g) 
d) Fe2O3(s) + 2 Al(s) Al2O3(s) + 2 Fe(s)
15- Dos seguintes dados a 25ºC: Hº298(kcal)
 1/2 H2(g) + 1/2 O2(g) OH(g) 10,06
 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) -57,80
 H2(g) 2 H(g) 104,178
 O2(g) 2 O(g) 118,318
Calcule o Hº298 para: 
(a) OH(g) H(g) + O(g); (b) H2O(g) 2 H(g) + O(g); (c) H2O(g) H(g) + OH(g);
 (d) Admitindo que os gases sejam ideais, calcule os valores de Uº298 para as reações dos itens anteriores.
16- Qual a variação de entalpia para o aquecimento de um mol de gelo de - 5 ºC a vapor a 105 ºC? Dados: Hº(vap.) = 9,717 kcal.mol-1, Hº(fus.) = 1,436 kcal.mol-1, Cp,m (gelo) = 9,02 cal.mol-1.K-1, Cp,m (vapor) = 8,14 cal.mol-1.K-1 e Cp,m (liq) = 18,01 cal.mol-1.K-1.
17- Um mol de gás ideal a 27 ºC e 10 atm de pressão ‚ expandido adiabaticamente a uma pressão final de 1 atm, contra uma pressão oposta de 1 atm. Calcule a temperatura final, q, w, U e H para: (a) Cv,m = (3/2) R; (b) C,v,m = (5/2) R; (c) Recalcule os itens (a) e (b) considerando 3 mol de gás.
18- Resolva o problema 17 admitindo que a expansão seja reversível.
4 2. Segundo Princípio, Terceiro Princípio, Energia Livre e Termoquímica
Exercícios Básicos
1- No ponto de ebulição, 35 oC, o calor de vaporização do MoF6 é 6,0 kcal/mol. Calcule a variação de entropia padrão de vaporização.
2- A temperatura de 1,00 mol de He(g) aumenta de 25°C até 300°C, em pressão constante. Qual é a variação de entropia do hélio? Dado: Cp,m = 20,79 J/mol.K. 
3- Qual é a variação de entropia do gás quando 2,00 mols de N2(g) se expandem isotermicamente de 22,0 L até 44,0 L? 
4- Calcule a variação de entropia quando a pressão de 70,9 g de gás cloro aumenta isotermicamente de 3,00 kPa até 24,00 kPa. (Massa molar Cl = 35,45 g/mol). 
5- Calcular o aumento de entropia, quando 1 mol de gás perfeito, com Cp,m = 5/2 R é aquecido de 300 K até 600 K e, simultaneamente, se expande de 30 litros para 50 litros. 
6- Para cada uma das seguintes reações: (a) Sem consultar tabelas de entropia, faça uma previsão do sinal de S; (b) Consultando a tabela de entropia padrão, a 25 oC, calcule a So; (c) Compare os resultados dos itens (a) e (b).
a) N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g)
b) C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)
c) Br2(l) Br2(g)
d) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
7- Calcule a variação de energia de Gibbs molar do processo H2O(l) H2O(g) em: (a) 95 °C e (b) 105 °C. A entalpia de vaporização é 40,7 kJ/mol e a entropia de vaporização é 109,1 J/mol.K. Indique, em cada caso, se a vaporização é espontânea ou não. 
8- Considerando-se a transformação isotérmica: N2O(g) N2(g) + ½ O2(g) a 25°C, sabendo-se que a variação de entalpia é - 19,5 kcal e que a variação de entropia é 18 cal/K, qual é a variação de energia de Gibbs da transformação? Ela é espontânea? 
9- Usando valores tabelados de entalpia e entropia molares, calcular Hº298, Sº298 e Gº298 para as seguintes reações:
a) 1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g) HCl (g); b) 1/2 H2(g) + 1/2 Br2(l) HBr (g)
Qual das reações é mais espontânea a 298 K e 1 atm?
Exercícios Complementares
10- Para o alumínio, Cp,m = 20,67 + 12,38 x 10-3T (J/mol.K), (a) Qual o valor do ΔS, se um mol de alumínio for aquecido de 25 oC para 200 oC? (b) Qual a entropia do alumínio a 200 oC, se So298 = 28,35 J/mol.K?
11- Qual a variação de entropia para o aquecimento de um mol de gelo de - 5 ºC a vapor a 105 ºC, sob pressão de 1 atm? Dados: Cp.m(gelo) = 9,02 cal.mol-1K-1; Cp.m(vapor) = 8,14 cal.mol-1K-1; Cp,m (água) = 18,01 cal.mol-1K-1; Hovap = 9,717 kcal.mol-1 a 100 ºC e Hofus = 1,436 kcal.mol-1 a 0 ºC.
12- Calcular as variações de entalpia, de entropia e de energia de Gibbs para a reação de formação do etano, a 200 ºC, dados: Sº298 = - 41,5 cal/mol.K e Hº298 = - 20,24 kcal/mol e as capacidades caloríficas, 
	substâncias Cgraf. H2(g) C2H6(g)
	Cp,m (cal/mol.K) 2,7 6,9 15,4
5. EQUILÍBRIO QUÍMICO
Exercícios Básicos
5.1- A variação de energia de Gibbs padrão da reação N2O4(g) ↔ 2 NO2(g) é G0 = + 4,73 kJ a 298 K. Qual é o valor de G para a reação quando as pressões parciais dos gases são: PN2O4 = 0,80 bar e PNO2 = 2,10 bar. Qual é o sentido espontâneo da reação? Nestas condições a reação está em equilíbrio?
5.2- Uma reação considerada importante na gaseificação do carvão é a seguinte 2 CO(g) + 2 H2(g) ↔ CH4(g) + CO2(g). Determine as constantes de equilíbrio K e Kc para essa reação a 298 K, sendo dadas as seguintes concentrações de equilíbrio: [CO] = 4,30 x 10-9 mol.L-1; [H2] = 1,15 x 10-8 mol.L-1; [CH4] = 5,14 x 10-2 mol.L-1 e [CO2] = 4,12 x 10-2 mol.L-1. 
5.3- Haber iniciou um experimento com uma mistura gasosa consistindo de 0,500 mol/L de N2 e 0,800 mol/L de H2 e deixou-a atingir o equilíbrio com o produto amônia. No
equilíbrio, a temperatura de 25 oC, a concentração de NH3, era de 0,150 mol/L. Calcule Kc e K para esta reação. Admita os coeficientes de atividade iguais a 1. 
5.4- Uma amostra gasosa de N2O4 com uma pressão parcial inicial de 3,0 bar é preparada a uma certa temperatura e deixada para dissociar-se em moléculas de NO2. Uma vez que foi atingido o equilíbrio verifica-se que a pressão parcial de N2O4 caiu para 1,0 bar. Calcule K para esta reação. 
5.5- Considere o equilíbrio C2H2(g) + 2 H2O(g) ↔ 2 CO(g) + 3 H2(g). Preveja o efeito sobre o equilíbrio nas seguintes condições: (a) Remoção de água, (b) Adição de gás hidrogênio, (c) Remoção de CO(g), (d) Compressão, (e) Aumento da temperatura, sabendo-se que os calores de formação padrão a 25 oC (kcal.mol-1) são: C2H2(g) = 54,194; H2O(g) = - 57,798; CO(g) = - 26,416.
5.6- Determine o calor de reação padrão para a reação H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g), utilizando os valores de Kc a 448 ºC e 350 ºC, que são respectivamente 50,0 e 66,9. 
Exercícios Complementares
5.7- A solubilidade do AgCl a 25 ºC é 1,274 x 10-5 mol/L. Calcule a variação de energia de Gibbs padrão para a reação AgCl → Ag+ + Cl-.  Essa reação é espontânea? Justifique. Considere os coeficientes deatividade iguais a 1. 
5.8- Uma mistura de H2, N2 e NH3, com concentrações molares 3,0 x 10-3; 1,0 x 10-3 e 2,0 x 10-3 mol.L-1, respectivamente, foi preparada e aquecida até 500 K. Nessa temperatura, Kc = 62 para a reação N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g). Decida se a amônia tende a se formar ou a se decompor.
 
5.9- A 2257 K e 1,00 atm de pressão total, a água está 1,77% dissociada no equilíbrio na reação 2 H2O(g) ↔ 2 H2(g) + O2(g). Calcule: (a) K, (b) ΔGº, (c) ΔG. 
5.10- A constante K para a reação 2 SO3(g) ↔ 2 SO2(g) + O2(g) é 2,5 x 10-25 a 298 K. Consultando uma tabela de entalpias de formação, determine a variação de entalpia padrão da reação e preveja o valor de K a 500 K.
6. CINÉTICA QUÍMICA
Exercícios Básicos
6.1- Na reação: 2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) → Cr2O72-(aq) + H2O(l), a velocidade de formação de íons dicromato (Cr2O72-) é 0,14 mol.L-1.s-1. Pede-se:
(a) Qual a velocidade de desaparecimento dos íons cromato (CrO42-)?
(b) Qual a velocidade única da reação?
6.2- Para a reação: S2O82-(aq) + 3 I-(aq) → 2 SO42-(aq) + I3-(aq), sendo fornecidos os seguintes dados:
___________________________________________________________________
Experimento Concentração inicial (mol.L-1) Velocidade inicial (mol.L-1.s-1)
____________________S2O82- I-_________________________________ 
 1 0,15 0,21 1,14
 2 0,22 0,21 1,70 
___ 3 0,22 0,12 0,98____________
Pede-se:
(a) Escreva a lei de velocidade para o consumo de íons persulfato com relação a cada reagente.
(b) Determine o valor de k.
6.3- Quatro experimentos foram realizados para descobrir como a velocidade inicial de consumo de íons BrO3- na reação: BrO3-(aq) + 5 Br-(aq) + 6 H+(aq) → 3 Br2(aq) + 3 H2O(l) varia à medida que as concentrações dos reagentes são mudadas. Dados:
___________________________________________________________________
 Concentração inicial (mol/L) Velocidade inicial 
Experimento BrO3- Br- H+ mol BrO3-(L-1.s-1)
1 0,10 0,10 0,10 1,2 x 10-3
2 0,20 0,10 0,10 2,4 x 10-3
3 0,10 0,30 0,10 3,5 x 10-3
4 0,20 0,10 0,15 5,4 x 10-3___ 
Pede-se:
(a) Determine a ordem da reação em relação a cada reagente e a ordem total.
(b) Escreva a lei de velocidade para a reação em relação ao consumo de BrO3-.
(c) Determine o valor da constante de velocidade, k.
6.4- Calcule a concentração de N2O remanescente após a decomposição de primeira ordem: 2 N2O(g) → 2 N2(g) + O2(g), sabendo que a lei da velocidade de desaparecimento de N2O é v = k [N2O], tendo esta reação ocorrido a 780 oC por 0,1 s e que a concentração inicial de N2O era 0,20 mol L-1. Dado: k = 3,4 s-1.
6.5- A constante de velocidade de primeira ordem para a hidrólise do CH3Cl tem um valor de 3,32 x 10-10 s-1 a 25 oC e de 3,13 x 10-9 s-1 a 40 oC. Qual a energia de ativação da reação?
Exercícios Complementares
6.6- A reação entre monóxido de carbono e cloro para produzir o altamente tóxico cloreto de carbonila: CO(g) + Cl2(g) → COCl2(g), a certa temperatura forneceu os seguintes dados:
____________________________________________________________________
 Concentração inicial (mol/L) Velocidade inicial 
Experimento CO Cl2 mol CO (L-1.s-1)
1 0,12 0,20 0,121
2 0,24 0,20 0,241
3 0,24 0,40 0,682_________
 
Pede-se:
(a) Escreva a lei de velocidade para a reação em relação ao CO.
(b) Determine o valor da constante de velocidade, k.
6.7- Acompanhou-se a reação de decomposição de N2O5 a 25 oC, obtendo-se os seguintes resultados:
Tempo (min) Concentração de N2O5 (mol.L-1)
 0 1,5 x 10-2
 200 9,6 x 10-3
 400 6,2 x 10-3
 600 4,0 x 10-3
 800 2,5 x 10-3
_1000_ 1,6 x 10-3___________ 
(a) Confirme se a reação é de primeira ordem.
(b) Encontre o valor da constante de velocidade, k.
(c) Encontre o tempo de meia vida, t1/2.
6.8- A meia-vida para a decomposição de primeira ordem de A é 200 s. Quanto tempo decorrerá para a concentração de A cair para: 
(a) A metade da concentração inicial.
(b) Um dezesseis avos da concentração inicial.
(c) A 20% da concentração inicial.
 
6.9- A energia de ativação para a reação: HI + CH3I → CH4 + I2 é 138 kJ/mol. A 200 oC, a constante de velocidade tem um valor de 1,32 x 10-2 dm3 mol-1 s-1. 
(a) Qual o valor do fator pré-exponencial, A. 
(b) Qual constante de velocidade, k, a 300 oC?
7. SOLUÇÕES IDEAIS E PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Exercícios Básicos
7.1- Calcule a pressão de vapor de etanol, em kPa, a 19 oC para uma solução preparada dissolvendo 2,0 gramas de cinamaldeído (C9H8O), em 50,0 gramas de etanol (C2H5OH), sabendo que a pressão de vapor de etanol puro é de 5,3 kPa, a 19 oC. Dadas as massas atômicas: C = 12 u, O = 16 u e H = 1 u.
7.2- Sabendo que o ponto de congelamento da cânfora pura é 179,8 oC, determine a que temperatura uma solução de 0,050 mol.kg-1 de malation (C10H19PS2) em cânfora congelará. Dados: Kcrcânfora = 40 oC/molal; Massas atômicas: C = 12 u, P = 31 u, S = 32 u, H = 1 u.
7.3- Se 6,00 g de uréia, (NH2)2CO, forem dissolvidos em 1,00 L de solução, calcule a pressão osmótica da solução a 27 oC. Dadas as massas atômicas: C = 12 u, O = 16 u, N = 14 e H = 1 u.
7.4- O benzeno, C6H6, e o tolueno, C7H8, formam soluções próximas das ideais. A 300 K, potolueno = 32,06 mmHg e pobenzeno = 103,01 mmHg, se 3 mols de tolueno e 2 mols de benzeno formarem a solução na fase líquida, pede-se:
(a) Qual a composição da fase líquida?
(b) Quais as pressões parciais e a pressão total da mistura? 
(c) Qual a composição da fase vapor?
Exercícios Complementares
7.5- Considerando-se uma solução de 9 g de glicose (C6H12O6) em 220 g de água (H2O), a 25 oC, pede-se:
(a) Qual componente é o soluto? Justifique.
(b) Qual componente é o solvente? Justifique.
(c) Qual o abaixamento relativo da pressão de vapor?
(d) Qual a diminuição do ponto de congelamento?
(e) Qual a elevação do ponto de ebulição?
(f) Qual a pressão osmótica da solução?
Dados – Massa específica da água = 0,9965 g/cm3; Massas atômicas: C = 12 u, H = 1 u, O = 16 u. Constantes da água: Kcr = 1,86 oC/molal e Keb = 0,51 oC/molal.
7.6- Metanol, CH3OH, e etanol, C2H5OH, formam soluções ideais. Uma solução é preparada pela mistura de 32 g de metanol com 92 g de etanol, a 60 oC. Nesta temperatura, a pressão de vapor do metanol puro é 625 Torr e a do etanol é 352,7 Torr. Dadas as massas atômicas: C = 12 u, O = 16 u e H = 1 u. Pede-se: 
(a) Comente a volatilidade dos dois líquidos. 
(b) Qual a massa molar de cada componente da mistura? 
(c) Qual o número de mols da cada componente? 
(d) A composição da fase líquida. 
(e) A pressão parcial de cada componente.
(f) A pressão total da solução. 
(g) A composição da fase vapor.(h) Como é denominada, em função do número de componentes, a mistura em questão? 
RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS
1.UNIDADES SI E USUAIS
1.1- (a) volume, (b) tempo, (c) massa, (d) comprimento, (e) volume, (f) comprimento, (g) volume, (h) massa, (i) tempo.
1.2- (a) 10 -3, (b) 10-6, (c) 10-9, (d) 103, (e) 10-2.
1.3- (a) 0,468 kg, (b) 468 x 103 mg, (c) 468 x 109 ng. 
1.4- (a) 3.800 mmHg, (b) 5,07 x 105 N/m2, (c) 506,6 kPa
1.5- (a) 0,5 m3, (b) 5 x 105 mL, (c) 5 x 105 cm3, (d) 500 dm3
1.6- (a) 5 g/mL, (b) 5.000 g/L, (c) 0,005 kg/mL, (d) 5 kg/L, (e) 5.000 kg/m3, (f) 5 x 106 g/m3.
1.7- (a) 9.500 mmHg.L, (b) 303,0 cal, (c) 1.266,6 J, (d) 0,303 kcal
2. CONCEITOS BÁSICOS
2.1- M = 291,1 u
2.2- M = 310 u
2.3- m = 64,1 g
2.4- n = 0,048 mol
2.5- 83,3% de H2 e 16,7% de O2.
2.6- 58,4% de CH4, 12,4% de Ar e 29,2% de Ne. 
2.7- % em volume: 79% de N2 e 21% de O2. % em massa: 76,7 %de N2 e 23,3% de O2
3. GASES E MISTURAS GASOSAS
3.1- (a) intensiva, (b) intensiva, (c) extensiva, (d) extensiva, (e) intensiva, (f) intensiva, (g) intensiva
3.2- m = 8,5 g
3.3- P = 4,26 kPa
3.4- P = 10 atm
3.5- M = 29,95 g/mol
3.6- (a) V = 3,14 L, (b) pAr = 26,2 mmHg, pCH4 = 119, 42 mmHg, (c) P = 212,12 mmHg 
3.7- pO2 = 0,05 atm; pN2 = 0,10 atm; P = 0,15 atm 
3.8- pH2 = 3,2 atm; pO2 = 1,92 atm; P = 5,12 atm; 62,5% de H2 e 37,5% de O2 
3.9- Os volumes molares são iguais.
3.10- P = 1,65 x 105 Pa; P = 49,6 x 105 Pa; P = 496 x 105 Pa; P = 1,66 x 105 Pa; P = 39,6 x 105 Pa; P = 2.030 x 105 Pa
3.11- Nove cilindros. 
3.12- t = 434 oC
3.13- M = 87,7 g/mol
3.14- M = 31 g/mol 
3.15- 68,8% de CH4
3.16- (a) 98,02% de N2 e 1,98% de H2O(v), (b) V = 10,14 L
3.17- (a) P = 2,34 atm, (b) pN2 = 0,23 atm; pH2 = 2,11 atm 
3.18- (a) V = 934 cm3; (b) 78,85% de N2 e 21,15% de O2 
3.19- (a) P = 127,5 atm; P = 95,47 atm; (b) P = 6,37 atm; P = 6,27 atm. Para altos valores de pressão.
3.20- T = 1151,4 K
4. TERMODINÂMICA 
4.1. Princípio Zero, Primeiro Princípio e Termoquímica
1- (a) - 88 J, (b) - 167 J 
2- ΔT = 2,4 K
3- ΔU = - 8,0 J
4- P2 = 1,3 atm; 0 J; 4157 J; 4157 J; 5820 J
5- - 623,5 J; 2205 J; 1581,5 J; 2205 J
6- (a) 149 cal; (b) - 374 cal; - 225 cal; - 375 cal
7- (a) - 68 kcal; - 68,6 kcal; (b) -134,5 kcal; - 133,6 kcal; (c) 38,7 kcal; 39,3 kcal; d) – 202,6 kcal; -202,6 kcal
8- Q = 0; - 208 J; - 208 J; - 291J
9- ΔH = - 12,33 kcal
10- (b) - 2 P1V1; - P1V1; - 3/2 P1V1; (c) P1V1
11- w = - 295,3 cal; - 344,2 cal; - 410,4 cal; 591,2 cal; 410,4 cal
12- Q = - 5,39 kJ; - 16,99 kJ; 11,6 kJ; ΔU = 0; 0; 0; w = 5,39 kJ; 16,99 kJ; -11,6 kJ; ΔH = 0; 0; 0
13- (a) 400 cal; 1480,7 cal; 1080,7 cal; 1480,7 cal; (b) 0 cal; 1080,7 cal; 1080.7 cal; 1480,7 cal; (c) 800 cal; 2961,4 cal; 2161,4 cal; 2961,4 cal; 0 cal; 2161,4 cal; 2161,4 cal; 2961,4 cal
14- (a) – 283,5 kJ; - 286,62 kJ; (b) – 559,36 kJ; - 554,69 kJ; (c) 165,75 kJ; 168,87 kJ; (d) - 848,67 kJ; - 848,67 kJ 
15- (a) 101,19 kcal; (b) 221,14 kcal; (c) 119,98 kcal; (d) 100,60 kcal; 219,95 kcal; 119,36 kcal
16- ΔH = 13.039,8 cal
17- (a) 192 K; 0; - 324 cal; -324 cal; -540 cal; (b) 223 K; 0; - 385 cal; -385 cal; -539 cal;
(c) mesma temperatura e demais valores triplicados.
18- (a) 119 K; 0; - 543 cal; -543 cal; -905 cal; (b) 155 K; 0; - 725 cal; -725 cal; -1015 cal;
(c) mesma temperatura e demais valores triplicados. 
4.2. Segundo Princípio, Terceiro Princípio, Energia Livre e Termoquímica
1- ΔS = 19,5 cal/mol.K
2- ΔS = 13,59 J.K-1
3- ΔS = 11,52 J.K-1
4- ΔS = - 17,25 J.K-1
5- ΔS = 12,89 J.K-1
6- (a) a) (-); b) (+); c) (+); d) (+); (b) a) - 47,38 cal/K; b) 32,04 cal/K; c) 22,24 cal/K; d) 38,4 cal/K
7- (a) 551,2 J.mol-1, não espontânea; (b) - 539,8 J.mol-1, espontânea.
8- ΔG = - 24.864 cal, espontânea.
9- a) Hº298 = - 22,063 kcal; Sº298 = 2,3685 cal/K; Gº298 = - 22,768 kcal; b) Hº298 = - 8,66 kcal; Sº298 = 13,63 cal/grau; Gº298 = - 12,72 kcal. A reação a) é mais espontânea.
10- (a) 11,71 J/mol.K; (b) 40,06 J/mol.K 
11- ΔS = 37,205 cal.K-1mol -1 
12- Hº473 = - 22,11 kcal; Sº473 = - 46,44 cal/K; Gº473 = - 143,88 cal 
5. EQUILÍBRIO QUÍMICO
5.1- ΔG = + 8,96 kJ, a reação tende a ocorrer no sentido da decomposição dos produtos. A reação não está em equilíbrio.
5.2- K = 1,41 x 1027; Kc = 8,66 x 1029 
5.3- Kc = 0,278; K = 4,53 x 10-4 
5.4- K = 16 
5.6 Hº = - 2652 cal 
5.7- ΔGo = 55,9 kJ/mol
5.8- Qc = 1,5 x 105, a tendência da reação é no sentido da decomposição dos produtos.
5.9- (a) 2,87 x 10-6, (b) ΔGº = 239 kJ/mol, (c) ΔG = 0
5.10- Hº = 46,98 kcal; K = 2,1 x 10-11
6. CINÉTICA QUÍMICA
6.1- (a) 0,28 mol.L-1.s-1; (b) 0,14 mol.L-1.s-1
6.2- (a) v = k [S2O82-].[I-1]; (b) 36 L.mol-1.s-1
6.3- (a) BrO3- n = 1, Br- n = 1, H+ n = 2, ordem global = 4; (b) v = k[BrO3-].[Br-].[H+]2; (c) k = 12 L3.mol-3.s-1
6.4- [N2O] remanescente = 0,142 mol/L
6.5- Ea = 26,18 kcal mol-1 
6.6- (a) v = k.[CO].[Cl2]3/2; (b) k = 11 L3/2.mol-3/2.s-1
6.7- (a) gráfico para n = 1, reta; (b) k = 2,23 x 10-3 min-1; t1/2 = 310,8 min
6.8- (a) 200 s; (b) 800 s; (c) 464 s
6.9- (a) A = 2,295 x 1013 dm3/mol.s; (b) k = 6,03 dm3/mol.s
7. SOLUÇÕES IDEAIS E PROPRIEDADES COLIGATIVAS
7.1- Pvap = 5,2 kPa
7.2- t = 177,8 oC
7.3- π = 2,46 atm
7.4- (a) 60% de tolueno e 40% de benzeno; (b) ptol = 19,24 mmHg, pben = 41,20 mmHg, 
P = 60,44 mmHg; (c) 31,8% de tolueno e 68,2% de benzeno 
7.5- (a) Glicose, componente em menor quantidade; (b) Água, componente em maior quantidade; (c) ΔP/Po = 4,07 x 10-3; (d) Δtcong = 0,422 oC; (e) Δtebul = 0,116 oC; (f) π = 5,53 atm
7.6- (a) O metanol é mais volátil do que o etanol, pois, Pomet > Poetan; (b) Mmet = 32 g/mol, Metan = 46 g/mol; (c) nmet = 1 mol, netan = 2 mols; (d) 33,3% de metanol e 66,7% de etanol; (e) pmet = 208,12 Torr, petan = 235,25 Torr; (f) P = 443,37 Torr; (g) 46,9% de metanol e 53,1% de etanol; (h) mistura binária, dois componentes.
TABELAS DE CONSTANTES E DE FATORES DE CONVERSÃO
1. CONVERSÃO DE UNIDADES DE PRESSÃO E DE VOLUME. 
1 atm = 760 Torr = 760 mmHg = 101,325 kPa =1,01325 x 105 Pa = 1,01325 x 105 N.m-2 = 1,01325 x 106 dina.cm-2 = 1,01325 bar.
1 L = 1 dm3 = 103 cm3 = 10-3 m3.
2. CONSTANTE DOS GASES PERFEITOS ( R ) EM VÁRIAS UNIDADES.
	 VALORES DE R UNIDADES
	 0,08205 atm.L.mol-1.K-1
	 62,364 mmHg.L.mol-1.K-1
 8,31451 x 10-2 bar.L.mol-1.K-1
	 8,31451 x 107 erg.mol-1.K-1
	 8,31451 J.mol-1.K-1
	 1,9872 cal.mol-1.K-1
3. CONSTANTES DE VAN DER WAALS.
 ( a / L2.atm.mol-2 ; b / L.mol-1 )
	 GÁS a b GÁS a b 
	 H2 0,2444 0,02661 CH4 2,253 0,04278
	 He 0,03412 0,02370 C2H6 5,489 0,06380
	 N2 1,390 0,03913 C3H8 8,664 0,08445
	 O2 1,360 0,03183 n C4H10 14,47 0,1226
	 Cl2 6,493 0,05622 i C4H10 12,87 0,1142
	 NO 1,340 0,02789 n C5H12 19,01 0,1460
	 NO2 5,284 0,04424 CO 1,485 0,03985
	 H2O 5,464 0,03049 CO2 3,592 0,04267
	 CCl4 20,39 0,1383 HCl 3,67 0,0408
	 NH3 4.170 0,3707 C2H4 4,471 0,05714
4. FATORES DE CONVERSÃO 
 1 joule = 1 watt-segundo = 107 ergs. 1 caloria = 4,184 joules.
5. CALORES DE FORMACÃO PADRÃO A 25 ºC1.
Composto Hºf(kcal.mol-1)Composto Hºf(kcal.mol-1)
 O3(g) 34,0 ZnO(s) -83,17
 H2O(g) -57,7979 HgO(s,vermelho) -21,68
 H2O(l) -68,3174 CuO(s) -37,1
 HF(g) -64,2 Cu2O(s) -39,84
 HCl(g) -22,063 Ag2O(s) -7,306
 Br2(g) 7,34 AgCl(s) -30,362
 HBr(g) -8,66 Ag2S(s) -7,60
 HI(g) 6,20 FeO(s,wurstita) -63,7
 SO2(g) -70,96 Fe2O3(s) -196,5
 SO3(g) -94,45 Fe3O4(s) -267,0
 H2S(g) -4,815 FeS(s,) -22,72
 H2SO4(l) -193,91 FeS2(s) -42,52
 NO(g) 21,600 TiO2(s,rutilo) -218,0
 NO2(g) 8,091 TiCl4(l) -179,3
 N2O(g) 19,49 Al2O3(s,a) -399,09
 N2O3(g) 20,0 MgO(s) -143,84
 N2O4(g) 2,309 MgCO3(s) -266
 N2O5(g) 3,6 CaO(s) -151,9
 NH3(g) -11,04 CaC2(s) -15,0
 HNO3(l) -41,404 Ca(OH)2(s) -235,80
 NOCl(g) 12,57 CaCO3(s,calcita) -288,45
 NH4Cl(s) -75,38 SrO(s) -141,1
 PCl3(g) -73,22 SrCO3(s) -291,2
 PCl5(g) -95,35 BaO(s) -133,4
 C(s,diamante) 0,4532 BaCO3(s) -291,3
 CO(g) -26,4157 Na2O(s) -99,4
 CO2(g) -94,0518 NaOH(s) -101,99
 CH4(g) -17,889 NaF(s) -136,0
 HCHO(g) -27,7 NaCl(s) -98,232
 CH3OH(l) -57,02 NaBr(s) -86,030
 C2H2(g) 54,194 NaI(s) -68,84
 C2H4(g) 12,496 Na2SO4(s) -330,90
 C2H6(g) -20,236 Na2SO4.10H2O(s) -1.033,48
 C2H5OH(l) -66,356 NaNO3(S) -111,54
 C6H6(g) 19,820 KF(s) -134,46
 SiO2(s,quartzo) -205,4 KCl(s) -104,175
 SiH4(g) -14,8 KClO3(s) -93,50
 SiF4(g) -370 KClO4(s) -103,6
 PbO(s,vermelho) -52,40 KBr(s) -93,73
 PbS(s) -22,4 KI(s) -78,31
 1 Circular NBS 500. U.S.G.P.O., Washington, D.C., 1952. 
6. CAPACIDADE CALORÍFICA DOS GASES EM FUNÇÃO DA TEMPERATURA2.
 Cpm (cal.grau-1.mol-1) = a + bT + cT2 + dT3 
 Intervalo: 300 a 1500 K
 GÁS a b x 103 c x 107 d x 109
 H2 6,9469 -0,1999 4,808
 O2 6,0954 +3,2533 -10,171
 Cl2 7,5755 2,4244 -9,650
 Br2 8,4228 0,9739 -3,555
 N2 6,4492 1,4125 - 0,807
 CO 6,3424 1,8363 -2,801
 HCl 6,7319 0,4325 +3,697
 HBr 6,5776 0,9549 1,581
 NO 7,020 -0,370 25,46 -1,087
 CO2 6,369 +10,100 -34,05
 H2O 7,219 2,374 2,76
 NH3 6,189 7,887 - 7,28
 H2S 6,385 5,704 -12,10
 SO2 6,147 13,844 -91,03 +2,057
 CH4 3,381 18,044 -43,00
 C2H6 2,247 38,201 -110,49
 C2H4 2,830 28,601 -87,26
 C2H2 7,331 12,622 -38,89
 C3H8 2,410 57,195 -175,33
 C3H6 3,253 45,116 -137,40
 C3H4 6,334 30,990 -94,57
 C6H6 -0,09 77,621 -264,29
 C6H5CH3 0,576 93,493 -312,27
 C(grafita) -1,265 14,008 -103,31 2,751 
2 Das compilações de Spencer,H.M e Justice,J.L. Am.Chem.Soc.,56,2311 (1934); Spencer,H.M. e Flanagan,G.N., J.Am.Chem.Soc., 64,2511 (1942); Spencer,H.M., Ind.Eng.Chem., 40,2152 (1948).
7. ENTROPIAS PADRÃO A 25 ºC (cal.grau-1.mol-1)3.
		Sólidos Uma Unidade Simples
	
	Sólidos
	
	C(diamante)
	0,5829
	MgO
	6,4
	Si
	4,47
	CaO
	9,5
	Sn (branco)
	12,3
	CrO
	13
	Pb
	15,51
	BaO
	16,8
	Zn
	9,95
	NaF
	14
	Cu
	7,96
	NaCl
	17,3
	Ag
	10,206
	KF
	15,91
	Ni
	7,2
	KCl
	19,76
	Co
	6,8
	KBr
	23,05
	Fe
	6,49
	KI
	24,94
	Mn ()
	7,59
	2 unidades complexas
	
	Ti
	7,24
	FeS2
	12,7
	Al
	6,769
	CaC2
	16,8
	Mg
	7,77
	NH4Cl
	22,6
	Ca
	9,95
	MgCO3
	15,7
	Sr
	13
	CaCO3(calcita) 
	22,2
	Ba
	16
	SrCO3
	23,2
	Na
	12,2
	BaCO3
	26,8
	K
	15,2
	NaNO3
	27,8
	Uma unidade complexa
	
	KClO3
	34,17
	I2
	27,9
	KClO4
	36,1
	P4
	42,4
	
	
	S8(rômbico)
	60,96
	3 Unidades simples
	
	C(grafite)
	1,3609
	SiO2
	10
	
2 unidades simples
	
	Cu2O
	24,1
	SnO
	13,5
	Cu2S
	28,9
	PbO(vermelho)
	16,2
	Ag2O
	29,09
	PbS
	21,8
	Ag2S
	34,8
	ZnO
	10,5
	MnO2
	12,7
	HgO(vermelho)
	17,2
	TiO2
	12
	CuO
	10,4
	Na2O
	17,4
	CuS
	15,9
	3 Unidades complexas
	
	AgCl
	22,97
	Na2SO4
	35,73
	NiO
	9,22
	Cinco unidades
	
	CoO
	10,5
	Al2O3 (α)
	12,186
	FeO (wurstita)
	12,9
	Fe2O3
	21,5
	FeS (α)
	16,1
	Sete unidades
	
	MnO
	14,4
	Fe3O4
	35
	
	
	
Gases
	
	Líquidos 
	
	CO
	47,301
	Hg
	18,5
	Triatômicos
	
	Br2
	36,4
	H2O
	45,106
	H2O
	16,716
	O3
	56,8
	HNO3
	37,19
	H2S
	49,15
	TiCl4
	60,4
	SO2
	59,4
	CH3OH
	30,3
	NO2
	57,47
	C2H5OH
	38,4
	N2O
	52,58
	Gases
	
	NOCl
	63
	Monoatômicos
	
	CO2
	51,061
	He
	30,126
	Tetratômicos
	
	Ne
	34,948
	SO3
	61,24
	Ar
	36,983
	NH3
	46,01
	Kr
	39,19
	P4
	66,9
	Xe
	40,53
	PF3
	64,12
	Diatômicos
	
	PCl3
	74,79
	H2
	31,211
	HCHO
	52,26
	HF
	41,47
	C2H2
	47,997
	HCl
	44,617
	Pentatômicos
	
	HBr
	47,437
	CH4
	44,5
	HI
	49,314
	SiH4
	48,7
	F2
	48,6
	SiF4
	68
	Cl2
	53,286
	Hexatômicos
	
	Br2
	58,639
	N2O4
	72,73
	I2
	62,28
	PCl5
	84,3
	O2
	49,003
	C2H4
	52,45
	N2
	45,767
	Octatômicos
	
	NO
	50,339
	C2H6
	54,85
	3 Circular NBS 500, U.S.G.P.O., Washington, D.C., 1952.
	
	
	
	
	
	
	
	
	
REFERÊNCIAS
ATKINS, P.W.; DE PAULA, J. Físico-química. Rio de Janeiro: LTC, 2013.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química. Porto Alegre: Bookman, 2012.
BALL, D. W. Físico-química. São Paulo: Cengage Learning, 2014.
BROWN, L. S.; HOLME, T. A. Química geral aplicada à engenharia.1. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2009.
CASTELLAN, G.W. Fundamentos de físico-química. Rio de Janeiro: LTC, 1986.
FERNANDES F. A. N.; PIZZO S. M.; MORAES Jr, D. Termodinâmica química. 1. ed., 2006. Disponível em: <http://www.eq.ufc.br/MD_Termodinamica.pdf>. Acesso em: 26 maio 2017.
MÜLLER E. A. Termodinámica básica. 2. ed. Caracas: Consultora Kemiteknik, 2002. Disponível em:<http://www3.imperial.ac.uk/pls/portallive/docs/1/16075696.PDF>. Acesso em: 26 maio 2017. ISBN 980-07-8224-9.
RUSSELL, J. B. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. 
SAVI A. A.; COLUCCI, C. C. Termodinâmica. Maringá: Eduem, 2010. Coleção Formação de Professores em Física - EAD, v. 10. Disponível em: <http://nead.uesc.br/arquivos/Fisica/termodinamica/modulo_termodinamica.pdf>. Acesso em: 26 maio 2017. ISBN 978-85-7628-240-2.
SMITH, J. M.; ABBOTT, M. M.; NESS, H. C. Van. Introdução à termodinâmica da engenharia química. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2007.
SMITH, J. M.; VAN NESS, H. C.; ABBOTT, M. M. Introdução à termodinâmica da engenharia química. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2007. Disponível em: <https://pt.scribd.com/doc/254832851/Introducao-a-Termodinamica-de-Engenharia-Quimica-7%C2%AAed-Smith-Van-Ness-Abbott>. Acesso em: 26 maio 2017. ISBN 978-85-216-1553-8.