Resoluções

QUÍMICA 2
Resoluções
03 E
Capítulo 8
Para que um processo seja decisivamente espontâneo:
∆G < 0 (∆H – T∆S < 0), como no processo 1. Já em situações
nas quais ∆H < 0 e ∆S < 0 ou ∆H > 0 e ∆S > 0, como nos processos 3 e 4, respectivamente, ∆G pode ser maior, menor ou
igual a zero, dependendo dos valores numéricos de ∆H e de
T · ∆S. Dessa forma, os processos 3 e 4 são possivelmente
espontâneos, pois dependem dos valores numéricos de ∆H
e de T · ∆S para serem ou não espontâneos.
Termodinâmica Química
ATIVIDADES PARA SALA
01 C
Analisando os sistemas e suas vizinhanças, conclui-se:
I. A célula é permeável, pois permite a passagem de calor
e de matéria entre o sistema e o ambiente.
II. A garrafa térmica é adiabática, pois não permite a passagem de calor entre o sistema e o ambiente.
III. O frasco de álcool é diatérmico, pois permite a passagem de calor, mas não a troca de matéria entre o sistema e o meio ambiente.
02 D
∆S
+
–
3
–
–
4
+
+
A espontaneidade é dada por: ∆G = ∆H – T∆S.
I. Calcula-se ∆H utilizando-se os calores de formação.
∆H = ?
C2H2(g) + 2 H2(g) → C2H6(g)
04 A variação da energia interna de um sistema é igual à soma
algébrica do calor absorvido pelo sistema mais o trabalho
realizado sobre ele. Então: ∆U = 100 + (–10) = 90 kJ.
05 ∆G = ∆H – T∆S
∆H = 20 000 cal, T = 1 000 K, ∆S = 80 cal
∆G = 20 000 – 1 000 · 80
∆G = –60 000 cal ∴ ∆G = –60 kcal
ATIVIDADES PROPOSTAS
01 D
Por definição, entalpia é o calor trocado à pressão constante.
02 E
A entropia é uma grandeza que mede o grau de desordem
de um sistema. Quando a entropia diminui, significa que o
sistema está se organizando, fato que se observa na passagem da água da fase líquida (menos organizada) para a
fase sólida (mais organizada).
0 kcal
∆H = ∑∆H
0
f(produto)
∴ ∆H = [∆H
0
→
+54,2 kcal
0
A reação possui variação de entalpia (∆H) à pressão constante igual a –18,20 cal. Processos que possuem variação
de entalpia negativa são exotérmicos, ou seja, ocorrem
com liberação de energia.
∆G
–
+
+
–
0
+
–
0
04 C
→
03 E
∆H
–
+
→
A fusão do gelo ocorre com aumento de entalpia, por ser
endotérmica, e de entropia, por haver aumento do grau
de desordem do sistema.
Processo
1
2
– 20,2 kcal
– ∑∆H
0
f (reagente)
] – [∆H0f(C2H2) + 2 ∆H0f(H2)]
0
f (C2H6)
∴ ∆H = [–20,2 kcal] – [+54,2 kcal + 2 · 0 kcal]
∴ ∆H0 = –20,2 kcal – 54,2 kcal
∴ ∆H0 = –74,4 kcal ou –744 000 cal/mol
II. Calcula-se a entropia (∆S)
∆S = ∆S(produtos) – ∆S(reagentes)
∴ ∆S = 54,8 cal – (+48,0 cal + 2 · 31,2 cal)
∴ ∆S = 54,8 cal – (+48,0 cal + 62,4 cal)
∴ ∆S = 54,8 cal – 110,4 cal ∴ ∆S = –55,6 cal/K
III. Calcula-se a espontaneidade (∆G)
∆G = ?
∆H0 = –744 000 cal/mol
∆S = –55,6 cal
T = 100 + 273 = 373 K
∆G = ∆H + T∆S
∴∆G = –74 400 cal/mol – 373 k (–55,6 cal/k)
∴∆G = –74 400 cal/mol + 20 738,8 cal
∴∆G = –53 661,2 cal/mol
∴∆G = –53, 6612 kcal/L ≅ –53,7 kcal/mol ou –53 700 cal/mol
Como ∆G < 0, o processo é espontâneo nessa
temperatura.
0
05 D
Para a reação I:
∆Hor = –20,0 kJ/mol = –20 000 J/mol
∆Sor = –25,0 J/mol ∙ K
2a série – Ensino Médio – Livro 3
1
QUÍMICA 2
Para a reação II:
∆Hor = + 30,0 kJ/mol = 30 000 J/mol
∆Sor = + 5 J/mol ∙ K
Para ∆G < 0 – Reação espontânea
Para ∆G > 0 – Reação não espontânea
Para ∆G = 0 – Equilíbrio químico
Analisando as afirmativas, conclui-se que:
I. (F) A diminuição da temperatura favorece a espontaneidade da reação I.
II. (V) A elevação da temperatura favorece a espontaneidade da reação II.
III. (V) ∆G = ∆H – (T ∙ ∆S)
∆G = – 20 000 – [400 ∙(–25)]
∆G = – 10 000 J/mol (reação espontânea)
IV.(F) ∆G = ∆H – (T ∙ ∆S)
∆G = + 30 000 – [4 000 ∙ (+5)]
∆G = + 10 000 J/mol (reação não espontânea)
06 E
∆G = ∆H – T∆S
∆H = –19 500 cal, T = 25 + 273 = 298 K, ∆S = 18 cal
∆G = –19 500 – 298 · 18
∆G = –24 864 cal ou ∆G = –24,86 kcal
Sendo ∆G < 0, o processo é espontâneo.
07 C
Ao analisar o gráfico, pode-se concluir que a variação de
entalpia, ∆H, é negativa; a reação é exotérmica porque se
processa liberando calor.
08 ∆S = S(produtos) – S(reagentes)
∆S = [2 · ∆SH1] – [∆SH2 + ∆SI2]
∆S = 2 · 49,3 – (31,2 + 27,9)
∆S = 39,5 cal/k · (para obter a entropia por mol, divide-se por 2)
∆S = 19,75 cal/k · mol
09 ∆G = ∆H – T∆S
∆H = –224 520 cal, T = 23 + 273 = 300 K, ∆S = 1,5 cal
∆G = –224 520 – 300 · 1,5
∆G = –224 970 cal ou ∆G = –224, 97 kcal
10 A variação de entalpia (∆H) é o calor da reação medido
sob pressão constante. A variação da energia interna (∆U)
é medida sob volume constante.
2
2a série – Ensino Médio – Livro 3