Lista1_termodinâmica

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Lista de Exercícios – Termodinâmica Clássica (gases, teoria cinética e termodinâmica) 
1) Cite 3 propriedades dos gases ideais e discuta cada uma delas. 
2) Por que a lei de Boyle é um exemplo de lei limite? 
3) Um recipiente de volume 10L possui 1 mol de N2 e 3 mol de H2 a 298K. Qual é a pressão total em 
atm se cada componente do gás se comporta idealmente? 
4) A porcentagem em massa do ar seco ao nível do mar é aproximadamente N2 =75.5%, O2 =23.2%, Ar 
=1.3%. Qual é a pressão parcial de cada componente quando a pressão total é 1atm 
5) 131 g de Xe em um recipiente de volume 1L exerce uma pressão de 20 atm a 25 oC. Calcule a 
pressão considerando comportamento ideal e comportamento real (use van der Waals). Dados: a= 
4.250 L
6
atm.mol
-2
, b= 5,105x10
-2
 L
3
mol
-1
 
6) Dado que a densidade do ar em 740 Torr e 27 oC é 1.146g.L-1, calcule a fração molar e a pressão 
parcial do N2 e do O2, assumindo que o gás consiste somente destes 2 gases. 
7) A densidade de um composto gasoso foi determinada como sendo 1.23 g.L-1 em 330K e 150 Torr. 
Qual é a massa molar do composto? 
8) 1 L de um recipiente contém 1023 moléculas de H2. Se a pressão exercida pelo gás é 100KPa, qual é 
a temperatura do gás e qual é a raiz quadrada da velocidade quadrática média? 
9) Quais as considerações da teoria cinética dos gases? 
10) Defina freqüência colisional e caminho livre médio. 
11) Qual a pressão para que o caminho livre médio do Ar a 25 oC torne-se comparável ao tamanho de 1 
L do recipiente σ = 0.36 nm
2
. 
12) Calcule a raiz quadrada da velocidade quadrática media da molécula de N2 a 200, 300, 500 e 1000K. 
Discuta como a velocidade muda com a temperatura. 
13) Arranje os seguintes gases em ordem de aumento da raiz quadrada da velocidade quadrática média 
na mesma temperatura. O2, N2, H2O, CO2, NO2. 
14) Calcule o número de moléculas de metano a 25 oC e 1 Torr que se choca com a superfície de 1cm2 
em 1 milisegundos. 
15) Calcule a freqüência colisional de uma única molécula de H2 a 25 
o
C em a) 1 Torr e b) 1 bar. Dado σ 
= 0.230x10
-18
 m
2
. 
16) Defina a lei zero da termodinâmica e de um exemplo de sua aplicação. 
17) Defina sistema, vizinhanças, fronteira, processo adiabático, processo isotérmico e processo 
reversível. 
18) Por que trabalho e calor não são funções de estado. O que é uma função de estado? 
19) Defina propriedade extensiva e intensiva. De exemplos. 
20) Um mol de uma amostra de CO2 ocupa 2 L em uma temperatura de 300 K. Se o gás é comprimido 
isotermicamente a uma pressão externa constante, Pext, até um volume final de 0.750 L, calcule o 
menor valor de Pext , assumindo que CO2 satisfaz a equação de van der Waals nestas condições. 
Calcule o trabalho envolvido usando este valor de Pext. 
21) Considere um gás que ocupa 2.25 L em 1.33 bar. Calcule o trabalho necessário para comprimir este 
gás isotermicamente para um volume de 1.5 L em pressão constante de 3.75 bar. Compare o 
resultado com o trabalho de compressão do gás isotermicamente e reversivelmente de 2.25 L para 
0.800 L. 
22) Mostre que (T2/T1)
3/2
 = ( V1 – b/ V2 –b) para uma equação de estado P(V – b) = RT. Estenda este 
resultado para o caso de um gás diatômico. Considere CV = 3R/2 (por mol) para um gás 
monoatômico e CV = 5R/2 (por mol) para um gás diatômico. Considere V como volume molar. 
23) Uma quantidade de N2 em 298 K é comprimida reversivelmente e adiabaticamente de um volume de 
20 L para 5 L. Assumindo um comportamento ideal, calcule a temperatura final do N2. Considere CV 
= 5R/2 
24) Defina a primeira lei da termodinâmica. 
25) Descreva como a energia interna é medida experimentalmente. 
26) Sabendo que ΔrH
o
 = ΔrU
o
 + PΔV. Discuta esta relação no caso de uma transformação em que não há 
produção de gás e considerando produção ou consumo de gás. Em qual situação a entalpia se 
aproxima do valor de energia interna. Ilustre com exemplos. 
27) O valor de ΔrH
o
 em 25 
o
C e 1 bar é +290.8KJ para a reação 
2 ZnO(s) + 2 S(s) → 2 ZnS(s) + O2(g) 
Assumindo comportamento ideal, calcule o valor de ΔrU
o
 para esta reação. 
28) O valor de ΔrH
o
 para as seguintes reações são 
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) → Fe2O3(s) ΔrH
o
 = -206 KJ/mol 
3 Fe(s) + 2 O2(g) → Fe3O4(s) ΔrH
o
 = -136 KJ/mol 
Use estes dados para calcular o valor de ΔrH para a reação 
4 Fe2O3(s) + Fe(s) → 3 Fe3O4(s) 
29) Dado os seguintes dados 
½ H2(g) + 1/2 F2(g) → HF(g) ΔrH
o
 = -273.3 KJ/mol 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔrH
o
 = -285.8 KJ/mol 
Calcule o valor de ΔrH para a reação descrita por 
2 F2(g) + 2 H2O(l) → 4 HF(g) + O2(g) 
30) Dado ΔrH
o
 = -2826.7 KJ para a combustão de 1 mol de frutose em 298.15 K 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) 
Calcule ΔfH
o
 da frutose em 298.15 K. Dado ΔfH
o
 (CO2(g)) = -393.509 KJ.mol
-1
, ΔfH
o
 (H2O(l)) = -
285.83 KJ.mol
-1
, ΔfH
o
 (O2(g)) = 0 
31) Dada as reações abaixo 
a) C2H4(g) + H2O(l) → C2H5OH(l) 
b) CH4(g) + 4 Cl2(g) → CCl4(l) + 4 HCl(g) 
Dado ΔfH
o
 (CH4(g)) = -74.8 KJ.mol
-1
, ΔfH
o
 (C2H5OH) = -277.69 KJ.mol
-1
, ΔfH
o
(C2H4(g)) = +52.28 
KJ.mol
-1
, ΔfH
o
(H2O(l)) = -285.83 KJ.mol
-1
, ΔfH
o
(HCl(g)) = -92.31 KJ.mol
-1
, ΔfH
o
 (CCl4(l)) = -
135.44 KJ.mol
-1
 .Calcule o valor de ΔrH da reação e escreva se a reação é exotérmica ou 
endotérmica. 
32) A diminuição na energia interna não é um critério usado para dizer se uma reação ocorrerá ou não. 
Justifique esta afirmativa. Qual parâmetro termodinâmico é usado então? 
33) Defina a segunda lei da termodinâmica. 
34) Calcule o valor de ΔS se um mol de gás ideal é expandido reversivelmente e isotérmicamente de 10L 
para 20L. Explique o sinal de ΔS. 
35) Mostre que ΔS = Cp ln(T2/T1) para um processo a pressão constante se Cp é independente da 
temperatura. Calcule a mudança na entropia se 2 mol de H2O(l) (Cp,m = 75.2 J/K.mol) é aquecido de 
10 para 90 
o
C. 
36) Calcule o valor de ΔS (por mol) para um mol de N2(g) quando este é expandido de 20 L e 273 K para 
300 L e 400 K. Dado Cp,m = 29.4 J. mol
-1
.K
-1
 
37) Vaporização no ponto de ebulição normal (Tvap) de uma substância (ponto de ebulição em 1 atm) 
pode ser considerado um processo reversível porque se a temperatura é diminuída infinitesimalmente 
abaixo de Tvap, todo o vapor irá condensar para líquido, enquanto que se a temperatura é aumentada 
infinitesimalmente acima de Tvap, todo líquido irá vaporizar. Calcule a mudança de entropia quando 
2 moles de água vaporizam em 100 
o
C. O valor de ΔvapH
o
 é 40.65 KJ.mol
-1
. Calcule também a 
mudança de entropia quando 2 moles de água fundem a 0 
o
C. O valor de ΔfusH
o
 é 6.01 KJ.mol
-1
. 
Comente os sinais e a diferença nos resultados. 
38) O que diz a regra de Trouton? 
39) Calcule a mudança de entropia de um sistema e suas vizinhanças e a mudança de entropia total se 1 
mol de um gás ideal é expandido isotermicamente e reversivelmente de uma pressão de 10 bar para 2 
bar a 300 K. 
40) O ponto de ebulição da água a pressão de 25 atm é 223 oC. Compare a eficiência teórica de uma 
máquina operando entre 20 
o
C e o ponto de ebulição da água a 1 atm e 25 atm. 
41) Dada à relação ΔG = ΔH – TΔS . Defina cada um dos parâmetros e escreva quais as condições que 
contribuem para um processo espontâneo. 
42) A entalpia molar de vaporização do benzeno no seu ponto de ebulição normal (80.09 oC) é 30.72 
KJ.mol
-1
. Assumindo que ΔvapH e ΔvapS tem valores constantes em 80.09 
o
C, calcule o valor de 
ΔvapG em 75, 80.09 e 85 
o
C. Interprete estes resultados fisicamente. 
43) Determine Cp,m – Cv,m para um gás que obedece a equação de estado P(V-b) = RT 
44) 1 mol de gás perfeito monoatômico a 27 oC e 1 atm é expandido isotermicamente de uma pressão 
inicial de 3 atm para 1 atm de duas maneiras a) reversivelmente, b) contra uma pressão externa de 1 
atm. Determine q, w, ΔU, ΔH, ΔS, ΔSviz, ΔStotal 
45) 1 mol de gás perfeito monoatômicoa 27 oC e 1 atm é expandido adiabaticamente de duas maneiras 
a) reversivelmente para 0.5 atm, b) contra uma pressão externa de 0.5 atm. Determine q, w, ΔU, 
ΔH, ΔS, ΔSviz, ΔStotal 
46) Defina a terceira lei da termodinâmica. 
 
 
 
Lista de Exercícios Termodinâmica - Respostas 
3) P = 9.78 atm 
4) PN2 = 0.78 atm, PO2 = 0.21 atm 
5) Pideal = 24 atm, Pvan der Waals = 22 atm 
6) XN2 = 0.75, XO2 = 0.253, PN2 = 555 Torr, PO2 = 187.2 Torr 
7) M = 169 g/Mol 
8) T = 72.5 K, c = 950 m/s 
11) P = 0.081 Pa 
12) c = 422 m/s em 200K, c = 516.95 m/s em 300K, c = 667.2 m/s em 500K, c = 943.5 m/s 
em 1000K 
13) cH2O> cN2> cO2> cCO2> cNO2 
14) considerar a equação: 
p= P/ kT (1) 
c (velocidade media) = (8RT/πM)1/2 (2) 
z = p c/4 (3) 
Usar a equação 1 para calcular o parâmetro p , em seguida calcular a velocidade média 
pela equação 2 e então proceder o cálculo de z pela equação 3. 
R. z = 5.08 1017 moléculas 
15) z = 1.32 107 seg-1 em P = 1 Torr 
Z = 9.89 109 seg-1 em P = 1 bar 
20) considerar b = 0.04281 L/mol e a = 0.750 L/mol 
R. P = 28.8 bar, w = 3.60 KJ 
21) a) w = +413J 
b) wrev = +309 J 
23) T = 519 K 
27) ΔrU
o = 288.3 KJ 
28) ΔrH = 416 KJ 
29) ΔrH = -521.6 KJ 
30) ΔrH
o (fructose) = 1249.3 KJ/mol 
31) a) ΔrH
o = -44.14 KJ, b) – 429.87 KJ 
34) ΔS = + 5.76 J/K 
35) ΔS = 37.4 J/K 
36) ΔS = 30.6 J/K.mol 
37) ΔSvap = 217.9 J/K, ΔSfus = 44 J/K 
39) ΔS = +13.4 J/ K.mol, ΔSviz = -13.4 J/K.mol 
40) ε = 21% para T= 373K e 41% para T= 496K 
41) ΔvapG (75 
oC) = 441.4 J/mol, ΔvapG (80.09 
oC) = 0, ΔvapG (85 
oC) = -428.3 J/mol 
44) a) q = +2.74 KJ, w = -2.74 KJ, ΔU= ΔH=0, ΔS=+9.13 J/K, ΔSviz = -9.13 J/K, ΔStotal = 0 
b) ΔU= ΔH=0, w = -1.66 KJ, q = +1.66 KJ, ΔS=+9.13 J/K ,ΔSviz = -5.53 J/K, ΔStotal = +3.60 
J/K 
45) a) q = 0, w = ΔU = -910 J, ΔH= -1500J, ΔS=0 J/K, ΔSviz = 0, ΔStotal = 0 
b) q = 0, w = ΔU = -750 J, ΔH= -1200J, ΔS=+1.125 J/K, ΔSviz = 0, ΔStotal = +1.125 J/K 
 
Pessoal, estudem também o fator de compressividade Z. Qual o significado de Z>1, Z=1 e 
Z<1. Forças atrativas e repulsivas nos gases, equação de van der Waals. 
 
PS. Qualquer dúvida sobre a lista me procurem.