TERMODINÂMICA QUÍMICA APLICADA À INORGÂNICA

PÓS-GRADUAÇÃO EM QUÍMICA

DISCIPLINA: TERMODINÂMICA QUÍMICA APLICADA À INORGÂNICA

SEMESTRE: 2011/1

1. a) Em uma experiência para determinar a entalpia de neutralização do HCl com NaOH, Hale, Izatt e Christense [J. Phys. Chem. 67,  2605 (1963)] misturaram soluções de HCl e NaOH em um calorímetro de precisão, sendo a variação de temperatura observada de 0,2064 °C. A quantidade de água produzida pela reação foi de 3,405 mmoles. Além disto, foi determinada eletricamente a capacidade do calorímetro e de seu conteúdo era de 223,9 cal grau-1. Calcule a entalpia de neutralização por mol de HCl. Deverá ser somado algebricamente ao resultado final uma correção de 1,55 cal mol-1 de H2O produzida correspondente à entalpia da mistura das soluções de HCl e NaOH antes que a reação ocorra.

b) A mesma equipe obteve em outro experimento que a entalpia de neutralização do HClO4 é, dentro do erro experimental, a mesma que a do HCl. Por outro lado, a entalpia de neutralização do ácido acético com o NaOH é -13,3 kcal mol-1. Como se explica que as entalpias de neutralização do HCl e do HClO4 sejam idênticas, mas diferentes do ácido acético.

1. Considere-se um profissional do ensino da química. Assim, na sala de aula, um estudante faz a seguinte afirmação errônea: “ΔH = ΔE + PΔV; uma vez que o processo em uma bomba calorimétrica ocorre a volume constante, ΔV = 0, assim, ΔH = ΔE”. Explique porque este argumento é incorreto.

1. É facilmente demonstrado que ΔH = q ara uma transformação a pressão constante. Considere um processo no qual P não é constante durante toda a transformação, mas que ao final é igual à pressão inicial. É “ΔH igual a q nessa transformação?

1. Sabe-se que Cv = (δE/δT)v por definição, mas freqüentemente escreve-se dE = CvdT, sem especificar em que circunstâncias esta expressão é correta, já que geralmente não é. Em que circunstâncias especiais dE = CvdT.

1. Em um processo adiabático, q = 0, e em conseqüência q/T = 0/T = 0. como se explica então que seja produzido um aumento de entropia em uma expansão adiabática contra o vácuo. Como você faria experimentalmente para determinar a variação de entropia deste processo.

1. Explique porque ao utilizar-se a entropia como critério de espontaneidade deve-se considerar ΔSuniverso = ΔSsistema + ΔSvizinhança, mas no caso da energia livre de Gibbs se considera simplesmente ΔGsistema e não ΔGsistema + ΔGvizinhança.

1. Uma pessoa que tem conhecimento superficial de termodinâmica consulta você sobre a seguinte dificuldade: “Li em um livro texto diz que a reação 2H2 (g) + O2 (g) → H2O (g) é espontânea, mas o ΔS é negativo para esta reação, como se deduz da tabela de entropias segunda a terceira lei. Uma vez que a entropia tem que aumentar em todos os processos espontâneos, pode-se então afirmar que esta reação não é espontânea e que este é um erro do livro?” Explique qual a suposição incorreta que esta pessoa faz, qual deve ser o correspondente enunciado correto e quais as condições particulares, se existirem, sob as quais a suposição original e a conclusão poderiam chegar a ser corretas.

1. Um sólido em seu ponto de fusão Tf passa para o estado líquido liberando irreversivelmente uma quantidade de calor q.

1. Discuta a diferença entre processos reversíveis e irreversíveis.
2. É certo afirmar que neste processo ΔS = q/Tf? Se certo, explique porque está justificado ignorar o fato do processo ser irreversível; e se errado, como pode ser obtida uma expressão correta de ΔS.

1. 100 g de nitrogênio, a 25 °C, são mantidos por meio de um pistão sob 30 atm de pressão. A pressão cai subitamente a 10 atm e o gás expande-se adiabaticamente. Ce Cv, para o nitrogênio, é igual a 4,95 cal grau-1, calcular a temperatura final do gás. Quais os valores de ΔE e ΔH para o processo. Indique as considerações que fez para resolver este problema.

1. Um mol de gás ideal monoatômico sofre uma transformação cíclica que está mostrada no gráfico abaixo. Complete as informações requeridas na tabelas 1.

[pic 1]

Etapa	Q / J	W / J	ΔE / J	ΔH / J
A
B
C

1. O calor de formação do HBr (g) a partir do H2 (g) e do Br2 (g), a 25 °C, é de -9 kcal mol-1. Supondo que todos os gases diatômicos têm uma valor de Cp constante e igual a 7 cal grau-1 mol-1, (a) demonstre qual será o calor de formação do HBr (g) a 125 °C. (b) Se 1 mol de H2 (g) e 10 moles de Br2 (g) reagem em uma bomba calorimétrica isolada, então, desconsiderando a capacidade calorífica da mesma, calcular a temperatura final se a inicial era de 25 °C.

1. A dissolução de carbonato de sódio em água, mostrada baixo, é utilizada para resfriar bebidas enlatadas (por exemplo: cerveja) colocando uma camisa exterior que contenha este sal e adicionando água a quando se deseja resfriar. Como caso típico, se utiliza 0,2 moles (60 g) do sal, a camisa contem 200 g de água e o recipiente interior contem 200 g de bebida (considere 100% de água). A temperatura inicial é de 20 °C, as capacidades caloríficas são: da água e da solução = 1 cal grau-1 g-1, solução = 0,8 cal grau-1 g-1, sal sólido = 0,20 cal grau-1 g-1 e recipiente 10 cal grau-1. Determine a temperatura a qual se resfriará a água nestas condições. Um diagrama esquemático é mostrado abaixo.

Na2CO3.10H2O + água = solução, ΔH = 16,2 kcal.

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