Lista de exercício: Físico Química

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Material complementar 3 de Físico Quíimica I primeira lei, termoquímica e cinética 19/05/2021 
1) Dê um exemplo baseado na interação molécula-molécula, isto é, uma reação química gasosa, que 
exemplifique que a pressão total de uma mistura de dois gases reais, será diferente da soma de suas 
pressões parciais? 
Resolução: 
A pressão parcial de um gás é a pressão que o gás exerceria se fosse o único gás no recipiente. Se por 
exemplo, HCl e NH3 forem misturados em um recipiente, uma reação do tipo ácido-base ocorreria e a 
pressão parcial seria muito menor do que a soma de suas pressões parciais. 
2HCl (g) + 2NH3 (g) → 2NH4+ (g) +Cl2 (g) 
  4 volumes  3 volumes 
Vconst : Amostra inicial amostra final 
2) Use o modelo cinético para explicar por que os gases leves como o H2 e o He são raros na atmosfera 
terrestre e os gases, tais como O2, CO2 e N2 são abundantes? 
 Resolução: 
O H2 ( 2,02 g/mol) e o He (4,0 g/mol) são moléculas leves comparadas com o O2 (32 g/mol), CO2 ( 44,0 
g/mol) e N2 (28 g/mol). Na equação da velocidade média, a partir da função de distribuição de Maxwell, 
é: M
RT
vm

8

 
Pode ser visto que a velocidade diminui de um fator (M-1/2 ) 
Quando M aumenta, as moléculas pesadas movem-se mais lentamente do que as moléculas leves em 
média. Nas temperaturas da atmosfera terrestre, uma significante fração de H2 e He movimentam-se em 
velocidades altas o suficiente para escapar da gravidade do planeta. Por outro lado, somente uma fração 
muito pequena de O2, CO2 E N2, tem velocidade para escapar da gravidade do planeta. 
3) O calor de fusão da água é 334J/g. (a) Quanto calor é necessário para derreter 59,5 g de gelo? (b) Qual 
é o valor de ΔH para esse processo? 
Resolução: 
Mudança de fase sem variação de temperatura: 
H2O (s, 0oC) → H2O (l, 0oC), como não há ΔT a equação 
(q = m. c. ΔT) não é aplicável. A quantidade de calor é proporcional a quantidade de material. A 
constante de proporcionalidade é chamada de ΔHfusão então temos: 
q = m. ΔHfusão 
(a) q = (59,5 g) . (3,34 J.g ) = 1,99 x 10-4 J. 
(b) O calor entra no sistema para mudar a fase de sólido para líquido, o ΔH para esse processo deve 
mostrar que o processo é endotérmico. 
4) Calcule q, w, ΔU e ΔH para vaporização de 1 g de H2O, a 100oC e pressão de 1,0 atm. O 
ΔHvaporização da H2O é 2260 J/g. Assuma que há um comportamento de gás ideal da água. A densidade 
da água a 100oC é 0,9588 g/cm3 . 
(c) Resolução: 
(d) Vaporização: H2O (l, 100oC) → H2O (g, 100oC), 
(e) T é constante enquanto ocorre a mudança de fase. A quantidade de calor é proporcional a 
quantidade de substancia. A constante de proporcionalidade é chamada ΔHvaporização . 
(f) q = m. ΔHvaporização para quantidade em gramas 
e q = m. ΔHmolar,vap para quantidade em mol. 
(a) q = (1g). ( 2260 J/g) = 2260J absorvido pelo sistema. Entaõ q = ΔH = + 2260 J. 
(b) para calcular (w) precisamos de ΔV e para o processo: 
H2O (l, 100oC) → H2O (g, 100oC), ΔV = (Vgas – Vliq ) . Usando o gás ideal: PV = nRT, podemos calcular 
o volume do vapor da água a 100oC = 337K. 
Considere que: 18 g equivale 1 mol 
 1g equivale a X. X = 0,055mol. 
Vgas = nRT/P, substituindo fica: 
  
atm
KKmolatmLmol
vgás
1
373...08205,0055,0 11 

 
 Vgas = 1,70 L 
A densidade da água a 100oC é 0,9588 g/cm3 . 
D = m/V; Vágua = m/d = 
3/9588,0
1
cmg
g
 = 1,043 cm3 ou 0,001043 dm3 = Litro. 
ΔV = (Vgas – Vliq ) = 1,70 L – 0,001043L ≈ 1,70 L = Vgas 
Então mostramos que o volume do líquido é desprezível em relação ao volume do gás e assim, com uma 
aproximação muito boa, ΔV = Vgas . Para calcular o (w) da vaporização: 
w = - Pext . ΔV = -(1,0 atm) . ( 1,70 L) = 1,70 L.atm 
Sabendo que: 
1 L.atm equivale a 101,32 J 
1,70 L.atm equivale X X = 172,2 J. Então: 
w = -172,2 J 
( c ) Este é um exemplo no qual ΔU não é igual a ΔH. A P é ambiental. 
ΔU = q + w , ΔH = ΔU + PΔV; ΔU = ΔH – PΔV; ΔU = ΔH + w 
ΔU = 2260 J – 172 J = 2088 J. 
5) Determine se as seguintes reações são reações de formação e, em caso negativo, justifique. Assuma 
que as reações estão ocorrendo em condições padrões. 
(a) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O(l) 
(b) Ca (s) + 2Cl (g) → CaCl2 (s) 
(c) 2Fe (s) + 3 Srômbico + 4 O3 (g) → Fe2 (SO4)3 (s) 
(d) 6C (s) + 6 H2 (g) + 3 O2 (g) → C6H12O6 (s) glicose 
Resolução: 
(a) Sim, é uma reação de formação da água líquida. 
Continuação de (5): 
(b) Não, a forma padrão para o cloro é de uma molécula diatômica. 
(c) Não, a forma padrão do elemento oxigênio é uma molécula diatômica. O O3 é a forma do ozônio. 
(d) Sim, é uma reação de formação da glicose. 
6) A oxidação da glicose C6H12O6 é um processo metabólico básico em toda a vida. Ela ocorre nas 
células, por meio de uma serie complexa de reações catalisadas por enzimas. A reação total é: C6H12O6 (s) 
+ 6 O2 (g) → 6CO2 (g) + 6 H2O(l) . Se a entalpia de formação da glicose é (- 12277 kJ/mol), qual é o 
ΔHreação,padrão para esse processo? O valores de ΔHformação,padrão são tabelados. 
Resolução: 
ΔHf,padrão CO2 (g) = -393,51 kJ/mol 
ΔHf,padrão H2O(l) =- 285,83 kJ/mol 
     reagentesHprodutosHH of
o
f
o
reação 
 = 6( -393,51) + 6(-285,83) – ( -1277) = -2799 kJ 
Esta é a energia liberada quando 1 mol de glicose reage com 6 mol de O2 (g). 
7) Qual é a velocidade que um corpo deve ter, com qualquer massa, para escapar da terra é 1,07 x 10 4 
m.s-1 . (a) Em qual temperatura a velocidade média de: (a) uma molécula de hidrogênio e (b) uma 
molécula de oxigênio, seria igual a velocidade de escape? 
Resolução: 
A velocidade média é: m
Tk
v Bmedia

8

 e então: B
molar
k
mv
T
8
2

 
(a) A massa (m) de H2 é 
Kgx
x
x 27
23
3
10348,3
10022,6
102016 
 
( kB = R/ NA )constante de Boltzman 
 
123
214272
.10381,18
.1007,1)10348,3(
8 


KJxx
smxKgx
k
mv
T
B
molar 
 
= 10900K 
 (b) a massa do O2 é 
Kgx
x
x 26
23
3
1031,5
10022,6
100,32 
 
 
 
23
2426
10381,18
1007,11031,5



xx
xx
T

 = 173000K 
8) Considere a fase gasosa da reação: 
2CO (g) + O2 (g) → 2CO2 (g) 
O estudo desta reação com uma bomba calorimétrica a 25oC, levou a um ΔHR,padrão = -565,98 kJ/mol. 
Calcule o ΔHR,padrão para esta reação a 2000K. 
Resolução: 
Da tabela dos parâmetros para a equação: ΔCP,molar=d+eT+ fT-2 
 ela é usada como uma boa aproximação para expansão do valor molar de ΔCP,molar como uma serie de 
potencias. 
ΔCP,molar= a + bT + cT-2 +... e considerando Cp dependente da T 
Os valores tabelados são: 
Δd = dprod – dreag 
Δd = (2x44,22) – (2x28,41) – 29,96 =1,66 J.mol-1K-1 
Δe = eprod – ereag 
Δe =(2x8,79x 10 -3 ) –(2x4,10 x 10 -3 )–(4,18 x 10 -3 )=5,29 x 10 -3 J.mol-1K-1 
Δf = fprod – freag 
Δf =[2x(-8,62x 105 )]+(2x0,46x 105 )]+1,67x 10 -5 
= -14,65x 10 -5 J.mol-1K-1 
Usando a equação: 
 
 
2
1
)()( 12
T
T
Pmolarmolar dTCTHTH
 
 
2
1
)()()( 12
T
T
molarmolar dTfedTHTH
 
)
11
()(
2
1
)()()(
12
2
1
2
21212
TT
fTTeTTdTHTH molarmolar 
 
Substituindo temos: 
    











 
298
1
2000
1
1065,1429820001020,5
2
1
298200066.1565980./)2000( 52231 xxmolJKH o
 
= -565980+2825+10169-4183 
 
 1./)2000( molJKH o
 -557169J/mol = -557,17 kJ/mol 
Observe que quando os valores numéricos são dados, é permitido retirar o subscrito m do ΔH0 uma vez 
que a unidade kJ/mol evita ambiguidade. Lembre-se que o mole (m) referido está sempre relacionado a 
reação quando escrita. 
9) A variação da entalpia de combustão na completa combustão da cristalina -D-glicose e maltose a 
298K, com a formação de CO2 gasoso e H2O líquida são:ΔHo/Kj.mol-1 
-D-glicose, C6H12O6, (crist) -2809,1 
Maltose, C12H22O11, (crist) -5645,5 
Calcule a variação de entalpia que acompanha a conversão de 1 mol de glicose cristalina em maltose 
cristalina. 
Resolução: A variação de entalpia dada relaciona os processos: 
(i) C6H12O6, (crist) + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O (l) 
 ΔHocomb =- 2809,1 kJ/mol 
(ii) C12H22O11, (crist) + 12O2 (g) → 12CO2 (g) + 11H2O (l) 
 ΔHocomb =- 5645,5 kJ/mol 
Foi perguntado para converter 1 mol de glicose em maltose. Neste caso, a reação é: 
C6H12O6, (crist) → 1/2C12H22O11, (crist) + 1/2H2O (l) 
A reação (ii) pode ser escrita invertida e dividida por 2: 
(ii)´. 6CO2 (g) + 11/2H2O (l) → 1/2C12H22O11, (crist) + 6O2 (g) 
ΔHo = 5645,5/2 = 2822,8 kJ/mol 
Se adicionarmos as reações (i) em (ii)´, será obtido a equação pedida: 
(i) C6H12O6, (crist) + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O (l) ΔHocomb =- 2809,1 k 
(ii)´6CO2 (g) + 11/2H2O (l) → 1/2C12H22O11, (crist) + 6O2 (g)ΔHo= 2822,8 
C6H12O6, (crist) → 1/2C12H22O11, (crist) + 1/2H2O (l) 
ΔHo =- 2809,1 - 2822,8 = 13,7 kJ/mol