química

QUÍMICA
Prof. Jorginho
EXERCÍCIOS DE ENTROPIA E ENERGIA LIVRE
1. (Uespi) A sacarose, C12H22O11, também conhecida como açúcar de mesa ou açúcar comum comercial, é
encontrada na cana de açúcar e na beterraba. No Brasil, a sacarose é obtida por cristalização do caldo de
cana e utilizada na alimentação, na fabricação de álcool etc. A combustão da sacarose produz dióxido de
carbono e água, conforme a equação a seguir:
C12H22O11(s) + 12 O2(g)  x CO2(g) + y H2O ( )
G = – 5.796 kJ/mol
Com relação a esta reação, é correto afirmar que os coeficientes x e y são, respectivamente:
a) 6 e 10 e a reação é espontânea.
b) 8 e 6 e a reação é não-espontânea.
c) 11 e 12 e a reação é espontânea.
d) 12 e 11 e a reação é espontânea.
e) 8 e 11 e a reação é não-espontânea.
2. (Ufpr) Um dos principais mecanismos de degradação de compostos orgânicos (aqui representado pela
forma genérica de hidrato de carbono “CH2O”) em ambientes na ausência de oxigênio é expresso pela
equação química não-balanceada abaixo:
CH2O + SO24 + H+  CO2 + HS– + H2O
∆Go = -25,5 kJ.mol-1
Com base nas informações fornecidas, considere as seguintes afirmativas:
1. O agente oxidante da reação é SO24 .
2. O agente redutor da reação é H+.
3. O número de oxidação do elemento enxofre no íon HS– é igual a +2.
4. A reação acima é espontânea, de acordo com a lei de Gibbs.
5. A equação corretamente balanceada é: 2CH2O + SO24 + H+  2CO2 + HS– + 2H2O.
Assinale a alternativa correta.
a) Somente as afirmativas 3 e 5 são verdadeiras.
b) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas 1, 4 e 5 são verdadeiras.
e) Somente as afirmativas 2, 4 e 5 são verdadeiras.
3. (Ime) Considere as supostas variações de entropia (S) nos processos abaixo:
I. Cristalização do sal comum
( S  0)
II. Sublimação da naftalina
 S  0 
 S  0 
III. Mistura de água e álcool
fusão
IV. ferro (s)  ferro ()
compreensão
 ar comprimido
V. ar 
( S  0)
 S  0 
As variações de entropia indicadas nos processos que estão corretas são:
a) I, III e IV.
b) III, IV e V.
c) II, III e V.
d) I, II e IV.
e) II, IV e V.
4. (Uel) Das alternativas adiante, qual representa a mudança de estado físico que ocorre em consequência
do aumento da entropia do sistema?
a) CO2(g)  CO2(s)
b) CO2(l)  CO2(g)
1
c) CH3OH(l)  CH3OH(s)
d) CH3OH(g)  CH3OH(l)
e) H2O(g)  H2O(l)
5. (Uece) Para avaliar o "grau de desordem" de um sistema, os cientistas idealizaram uma grandeza
denominada ENTROPIA, usualmente designada por S, tal que:
1. Aumento de Desordem  Aumento de Entropia
∆S > 0, ∆S = S(final) - S(inicial)
2. Aumento de Ordem  Diminuição de Entropia
∆S < 0, S(final) < S(inicial)
A transformação em que ocorre diminuição de ENTROPIA é:
6. (Unitau) Temos a reação:
2CℓO(g)  Cℓ2(g)+O2(g) ∆H= -18,20 cal
Pode-se afirmar, apenas com estes dados, que:
a) a reação é espontânea.
b) a reação não é espontânea.
c) a reação será espontânea se ∆S for positivo.
d) a reação somente será espontânea em temperaturas abaixo de 0°C.
e) a reação somente será espontânea em temperaturas acima de 0°C.
7. (Ufrn) A combustão de compostos orgânicos é um dos processos fundamentais para a obtenção da
energia em forma de calor.
A combustão completa de 1,0 mol de metano, a 25°C e 1,0 atm, equacionada abaixo,
CH4(g) + 2 O2(g)  2 H2O(ℓ) + CO2(g),
apresenta ∆H°=-890,3kJ/mol e ∆G°=-818,0kJ/mol.
No cotidiano, observa-se que essa reação não acontece, a menos que os reagentes sejam postos em
contato inicial com alguma fonte de energia (ignição).
Portanto, pode-se afirmar que, nessas condições, se trata de uma reação
a) exotérmica, de baixa energia de ativação.
b) espontânea, de alta energia de ativação.
c) espontânea, de baixa energia de ativação.
d) endotérmica, de alta energia de ativação.
8. (Ufes) Acerca da reação abaixo,
H2(g)+CO2(g)  H2O(g)+CO(g)
25°C, 1atm
2
são feitas as seguintes afirmações:
I - a reação é espontânea a 25°C e 1atm;
II - um aumento na temperatura torna a reação mais espontânea;
III - a entropia padrão do H2 a 25°C é zero;
IV - a reação ocorre com absorção de calor.
Sendo dados
∆S° (reação) = 42,4 J/mol.K
∆Hf (CO2(g)) = - 393,5 kJ/mol
∆Hf (H2O(g)) = - 241,8 kJ/mol
∆Hf (CO(g)) = - 110,5 kJ/mol,
estão CORRETAS as afirmações
a) I e II.
b) I e III.
c) II e III.
d) II e IV.
e) III e IV.
9. (Pucsp) A 25°C e 1 atm tem-se:
∆H de formação do CO2 = - 94,1 kcal mol-1
∆H de formação de H2O = - 68,3 kcal mol-1
∆H de combustão do C2H2 = - 310,6 kcal mol-1
∆S de formação do C2H2 = - 0,048 kcal mol-1
Escolha entre as alternativas relacionadas na figura a seguir a que completa, adequadamente, a afirmação:
A 25°C e 1 atm, ∆H de formação do C2H2 é.........., ∆G é..........., portanto o processo é..........
10. (Uepb) Considerando que o carbeto de cálcio, em sua forma cristalina, possui uma entalpia padrão de
formação de – 60,0 kJ/mol e uma entropia padrão de 300,0 J/(mol.K), qual deve ser a temperatura, em °C,
em que o processo está em equilíbrio energético ( G  0 ), considerando a equação química representada
abaixo?
Ca(s)  2 C(s)  CaC2 (s)
a) – 473 °C
b) 473 °C
c) 200 °C
d) – 200 °C
e) 273 °C
3
11. (Ita) Considere que 1 mol de uma substância sólida está em equilíbrio com seu respectivo líquido na
temperatura de fusão de −183 °C e a 1 atm. Sabendo que a variação de entalpia de fusão dessa substância
é 6,0 kJ  mol1, assinale a opção que apresenta a variação de entropia, em J  K 1  mol1.
a) – 20
b) – 33
c) + 50
d) + 67
e) + 100
12. (Uece) O conhecimento da energia livre é aplicado na indústria para a redução de gastos e otimização
de alguns processos de produção. Considerando a reação:
COCℓ2(g)  CO(g) + Cℓ2(g)
e os valores ∆H = -108,28 kJ e ∆S = -131,63 J/K a 25 °C, assinale a alternativa que indica a temperatura na
qual a reação é espontânea.
a) 549 °C
b) 627 °C
c) 727 °C
d) 823 °C
13. (Ufpr) A análise dos dados termodinâmicos de reações permite a previsão da espontaneidade. Na tabela
a seguir estão apresentados os dados termodinâmicos de duas reações químicas.
Reação
ΔHr  ,
ΔSr  ,
ΔGr  , kJ / mol
kJ / mol
J / mol
200 K
2800 K
(i)
N2 (g)  3H2 (g)  2NH3 (g)
20,0
25
15,0
50,0
(ii)
MgO(s)  CO(g)  Mg(s)  CO2 (g)
30,0
5
29,0
16,0
A partir dos dados apresentados, identifique as seguintes afirmativas como verdadeiras (V) ou falsas (F):
(
(
(
) A diminuição da temperatura desfavorece a espontaneidade da reação (i).
) O aumento da temperatura favorece a espontaneidade da reação (ii).
) Na temperatura de 400 K, a reação (i) será espontânea.
(
) Na temperatura de 4000 K, a reação (ii) será espontânea.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta, de cima para baixo.
a) V – V – V – F.
b) V – F – V – F.
c) F – V – F – V.
d) F – V – V – F.
e) V – F – F – V.
14. (Ime) Uma certa reação química a pressão e temperatura constantes apresenta uma pequena variação
da Energia Livre ( Δ G), de valor próximo de zero, uma variação positiva da entropia ( ΔS) e uma variação
negativa da entalpia (ΔH). Considerando-se apenas estes dados, pode-se afirmar que a reação
a) é espontânea, a temperatura é aproximadamente igual a ΔG ΔH e ela nunca atinge o equilíbrio.
b) não é espontânea, a temperatura é aproximadamente igual a ΔH ΔS e não há variação na composição
do meio reacional.
c) não é espontânea, a temperatura é aproximadamente igual a ΔG ΔH e há uma pequena variação na
composição do meio reacional.
d) é espontânea, a temperatura é aproximadamente igual a ΔH ΔS e há variação na composição do meio
reacional.
e) é espontânea, a temperatura é aproximadamente igual a ΔG ΔH e o equilíbrio é atingido.
4
15. (Ime) A entalpia de fusão de uma determinada substância é 200 kJ/kg, e seu ponto de fusão normal é
27°C. Após a solidificação de 3 kg do material, pode-se afirmar que a entropia desse sistema:
a) diminuiu 2 kJ/K.
b) diminuiu 600 kJ/K.
c) não variou.
d) aumentou 2 kJ/K.
e) aumentou 600 kJ/K.
16. (Ufpi) Além de aumentar a estabilidade térmica da alumina (Al2O3), o cério (Ce), quando presente na
composição de catalisadores automotivos, tem uma grande importância de proteção ambiental. Nesse caso,
o elemento Ce tem a capacidade de estocar oxigênio (O2), reduzindo a emissão de gases tóxicos. Com
base na informação acima, marque a alternativa correta.
a) A estabilidade térmica da alumina é devido ao baixo ponto de fusão do Ce.
b) A emissão dos gases tóxicos provoca um decréscimo de entropia do ambiente.
c) A reação de combustão formadora dos gases tóxicos é endotérmica.
d) A estabilidade térmica aumenta quando a energia livre diminui.
e) O trabalho realizado pelo catalisador será igual à variação de energia interna.
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
Um béquer de vidro, com meio litro de capacidade, em condições normais de temperatura e pressão,
contém 300 mL de água líquida e 100 g de gelo em cubos.
17. (Ufrn) Durante o processo de fusão do gelo nas condições do sistema descrito no texto (273 K e 1,0
atm), deve ocorrer
a) aumento de entropia e diminuição de entalpia.
b) diminuição de entalpia e de entropia.
c) diminuição de entropia e aumento de entalpia.
d) aumento de entalpia e de entropia.
18. (Ufpe) Considere as afirmações abaixo:
1. A areia molhada possui entropia maior que a areia seca.
2. A condensação do vapor-d'água é um processo exotérmico.
3. A fusão do gelo é um processo endotérmico.
4. A evaporação da água é um processo endotérmico
Qual(is) da(s) afirmação(ões) acima melhor explica(m) o fato de que, numa praia do Recife, PE, a areia
molhada é mais fria que a areia seca.
a) 1 e 3 apenas
b) 2 e 3 apenas
c) 4 apenas
d) 3 apenas
e) 2 apenas
5
GABARITO
Resposta da questão 1:
[D]
Teremos:
C12H22O11(s)  12O2 (g)  x CO2 (g)  yH2O
C12H22O11(s)  12O2 (g)  12CO2 (g)  11H2O
x  12 e y  11
Como o valor de G (energia livre ou energia livre de Gibbs ou energia útil) é negativo, conclui-se que o
processo é espontâneo.
Observações teóricas:
Cientistas calcularam que para “arrumar e organizar” as moléculas “bagunçadas” se gasta uma energia
associada ao grau de organização do sistema. Esta energia é igual ao produto da temperatura absoluta
pela variação de entropia sofrida pelo sistema (T  S) .
Resumidamente:
Energia liberada na reação  ΔH
Energia gasta na organização  ΔS  T
Saldo de Energia  H  ΔS  T
Este saldo de energia aproveitável é denominado ENERGIA LIVRE (OU ENERGIA LIVRE DE GIBBS OU
ENERGIA ÚTIL), e é representado por G, ou seja,
ΔG  ΔH  ΔS  T
Onde:
G: variação da energia livre de Gibbs
H: variação de entalpia
S: variação de entropia
T: temperatura (em Kelvin)
– Quando G > 0 o processo não será espontâneo. Ou seja, só com ajuda de energia externa o processo
conseguirá chegar ao final.
– Quando G = 0 o processo estará em equilíbrio. Ou seja, não sofre alteração.
– Quando G < 0 o processo é espontâneo e irreversível. Ou seja, o processo libera energia de modo que
as moléculas finais ficarão em um nível energético menor e, portanto, mais estável.
Resposta da questão 2:
[D]
Análise das afirmativas:
1. Verdadeira. O agente oxidante da reação é SO24 .
CH2 O  SO4 2   H  CO2  HS –  H2 O
( 6)           ( 2)
(redução)
SO
2
4
(agente oxidante)
2. Falsa. O agente redutor da reação é CH2O .
CH2 O  SO 4 2   H  CO2  HS –  H2 O
( 1)           ( 4)
(oxidação)
CH2 O (agente redutor)
6
3. Falsa. O número de oxidação do elemento enxofre no íon HS– é igual a -2.
4. Verdadeira. A reação acima é espontânea, de acordo com a lei de Gibbs, pois, G  0 .
5. Verdadeira. A equação corretamente balanceada é: 2CH2O  SO24  H  2CO2  HS  2H2O.
Resposta da questão 3:
[E]
Resumidamente e em nível de ensino médio, pode-se dizer que entropia é uma grandeza inventada pelos
cientistas que avalia o estado de desordem de um sistema. Quanto maior a desordem, maior a entropia (S).
Aumento de desordem: ΔS  0.
Diminuição de desordem: ΔS  0.
Então:
I. Cristalização do sal comum
II. Sublimação da naftalina
III. Mistura de água e álcool
fusão
IV. ferro (s)  ferro (1)
compreensão
( S  0)
 S  0 
 S  0 
( S  0)
 ar comprimido
V. ar 
 S  0 
Resposta da questão 4:
[B]
Resposta da questão 5:
[B]
Resposta da questão 6:
[C]
Resposta da questão 7:
[B]
Resposta da questão 8:
[D]
Resposta da questão 9:
[C]
Resposta da questão 10:
[A]
Como a reação está em equilíbrio a energia livre de Gibbs (ΔG) é igual a zero.
Sabemos que ΔG  ΔH  T  ΔS .
Então:
Δ G  Δ H  T  ΔS
0  Δ H  T  ΔS
Δ H  T  ΔS
60  1000 J  mol1  T  300 J  mol1  K 1
T  200 K  TC  200  273  473 C
TC  473 C (extrapola o zero absoluto).
Resposta da questão 11:
[D]
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Dados fornecidos no enunciado:
P  1 atm; Tfusão  183 C
Tfusão  183 C  273  90 K
ΔHfusão  6,0 kJ  mol1
ΔHfusão  ΔSfusão  T
kJ
 ΔSfusão  90 K
mol
kJ
ΔSfusão   0,0666666
mol  K
kJ
ΔSfusão   66,7  103
mol  K
 6,0 
ΔSfusão   66,7 J  mol1  K 1   67 J  mol1  K 1
Resposta da questão 12:
[A]
Resposta da questão 13:
[D]
Análise das afirmativas:
(Falsa) A diminuição da temperatura favorece a espontaneidade da reação (i), pois se verifica uma
diminuição do valor da energia livre de Gibbs (ΔG) .
Temperatura
2800 K 200 K (diminuição da temperatura)

50,0
15,0 (diminuição de ΔG )
ΔGr , kJ / mol
(Verdadeira) O aumento da temperatura favorece a espontaneidade da reação (ii), pois a variação da
energia livre de Gibbs diminui.
(Verdadeira) Na temperatura de 400 K, a reação (i) será espontânea.
Teremos:
ΔG  ΔH  TΔS
ΔH  20 kJ / mol
T  400 K
ΔS   25 J / mol  25  103 kJ
ΔG  20  400  ( 25  103 )
ΔG  10 kJ / mol
ΔG  0 (processo espontâneo)
(Falsa) Na temperatura de 4000 K, a reação (ii) será espontânea.
Teremos:
ΔG  ΔH  TΔS
ΔH  30 kJ / mol
T  4000 K
ΔS   5 J / mol  5  103 kJ
ΔG  30  4000  ( 5  103 )
ΔG  10 kJ / mol
ΔG  0 (processo não espontâneo)
8
Resposta da questão 14:
[D]
ΔG  ΔH  T  ΔS
Onde:
Δ G : variação da energia livre de Gibbs
ΔH : variação de entalpia
ΔS : variação de entropia
T : temperatura (em Kelvin)
Quando Δ G  0 o processo não será espontâneo.
Ou seja, só com ajuda de energia externa o processo conseguirá chegar ao final.
Quando Δ G  0 o processo estará em equilíbrio, ou seja, não sofre alteração.
Quando Δ G  0 o processo é espontâneo e irreversível, ou seja, o processo libera energia de modo que as
moléculas finais ficarão em um nível energético menor e, portanto, mais estável.
Tem-se uma pequena variação da Energia Livre ( Δ G), de valor próximo de zero, uma variação positiva da
entropia ( ΔS) e uma variação negativa da entalpia (ΔH), então Δ G  0 e o processo é espontâneo e
irreversível.
Como ΔG apresenta valor próximo a zero:
0  ΔH  T  ΔS
T
ΔH
ΔS
O meio reacional tende espontaneamente ao equilíbrio, no sentido da reação direta, consequentemente há
variação na composição do meio reacional.
Resposta da questão 15:
[A]
Tem-se que ΔG  ΔH  T  ΔS , então:
ΔG  ΔH  T  ΔS
1 kg de material
200 kJ (liberados)
3 kg de material
600 kJ (liberados)
T  27  273  300 K
Na mudança de estado físico a energia livre de Gibbs é igual a zero.
0  600  300  ΔS
ΔS  2 kJ / K)
Resposta da questão 16:
[D]
Resposta da questão 17:
[D]
Resposta da questão 18:
[C]
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