Entropia e energia livre de Gibbs

∆G = variação
ção de energia livre; ela representa a
energia máxima que o sistema pode liberar em forma de
trabalho útil.
Entropia e Energia Livre de Gibbs
1 – Entropia
Para avaliar o “grau de desordem” de um sistema, os
cientistas imaginaram uma grandeza denominada ENTROPIA,
usualmente designada por S, tal que:
Aumento da desordem
Aumento de entropia
Matematicamente:
∆S = Sfinal – Sinicial > 0
E vice-versa,
Aumento da ordem
Diminuição de entropia
∆S = Sfinal – Sinicial < 0
Obs.1: Uma transformação é espontânea (isto é, processa-se
processa
sem ajuda de energia externa) quando há aumento de
entropia. Ex.: Fusão do gelo, evaporação da água e etc.
Obs.2: Uma substância, na forma de um cristal perfeito, a zero
kelvin, tem entropia igual a zero.
2 – Energia Livre de Gibbs
Como é calculado o trabalho de “pôr as moléculas
em ordem”? Todos nós sabemos que para “pôr as coisas em
ordem’ – arrumar os móveis numa sala, os livros numa
prateleira etc. – “dá trabalho” (“gasta-se energia”). Pois bem,
os cientistas calcularam (a dedução é bastante complexa) que
para “arrumar” as moléculas gasta-se
se uma “energia de
organização” que é igual ao produto da temperatura
absoluta pela variação de entropia sofrida pelo sistema:
sistema
T. ∆S
Resumindo, temos:
- Energia liberada pela reação = ∆H
- Energia gasta na organização = T. ∆S
- saldo de energia aproveitável = ∆H - T. ∆S
Este saldo é denominado ENERGIA LIVRE (ou Energia
Livre de Gibbs ou Energia Útil),), e é representada por ∆G;
donde:
∆G = ∆H – T. ∆S
Onde: ∆H = variação de entalpia (P = cte)
T. ∆S = energia de organização
Resumindo: a variação da energia livre (∆G)
(
é o melhor
critério para traduzir a espontaneidade ou não de um processo
físico ou químico:
a) Quando ∆G > 0 → processo não espontâneo
Só com ajuda de energia externa, consegui-se
consegui
chegar ao
estado final do processo.
b) Quando ∆G = 0 → sistema em equilíbrio,
equilíbrio isto é, o
processo não “evolui” (não “caminha”)
c) Quando ∆G < 0 → processo é espontâneo
(Irreversível),, pois, o sistema libera energia, de
modo que as moléculas finais ficarão num nível
energético mais baixo e,
e portanto mais estável.
De um modo geral, quanto menor o ∆G, mais
“fácil” será a reação e mais estáveis serão as
moléculas finais formadas. O ideal para uma
transformação química seria conseguir diminuir a
entalpia e concomitantemente aumentar a
entropia, o que nem sempre é possível. Nesta
situação o sistema tenta conseguir a maior
estabilidade possível, ou seja, a menor energia
livre de Gibbs.
3 – Vamos executar?
executar?
1. Calcule a variação de entropia (∆S)
(
da reação:
H2(g) + I2(g) → 2HI(g) a 25ºC, sabendo que, nesta
temperatura, as entropias-padrão
padrão são:
H2(g) : 31 cal/K.mol - I2(g) : 27 cal/K.mol - HI(g) : 49 cal/K.mol.
2. (UFBA) Para uma reação sabe-se
sabe que ∆H = 20 kcal/mol
e ∆S = 80 cal/K.mol. Qual o ∆G dessa reação
rea
a 1000K?
3. Calcule o ∆S da reação:
ção: PCl5 → PCl3 + Cl2, a 27ºC,
sendo dados o valor do ∆H = 22 kCal/mol e ∆G = 9
Kcal/mol.
4. (Fei-SP)
SP) Determinar a espontaneidade da reação:
C2H2 + 2H2 → C2H6
À temperatura de 100ºC. Dados:
∆HC2H2 = 54 kcal/mol;
∆HC2H6 = -20 kcal/mol
∆SH2 = 31 cal/K.mol;
∆SC2H6 = 54 cal/K.mol
∆SC2H2 = 48 cal/K.mol;
Obs.: os valores de ∆H são
ão entalpias de formação e os ∆S
são entropias-padrão.
5. (MACKENZIE-SP)
SP) Considerando os sinais de ∆H e ∆S da
tabela:
Processo
∆H
∆S
1
+
2
+
3
4
+
+
Os processos decisivamente espontâneos e os possivelmente
espontâneos, a pressão e temperatura constantes,
consta
são,
respectivamente:
a) 1; 2;
b) 2 e 3; 4;
c) 3; 1 e 2;
d) 4; 1;
e) 1; 3 e 4;
6. Acima de que temperatura a reação 1/2I2 + 1/2Cl2 → ICl,
torna-se espontânea?
Dados: ∆H = 10 kcal/mol; ∆S = 20 cal/K.mol
7. (FEI) Para uma dada reação sabe-se que ∆H =
20 kcal/mol e ∆S = 80 cal/mol.k. Qual o
reação a 1.000 K?
a) ∆H = 80 kcal/mol
b) ∆H = 30 kcal/mol
c) ∆H = 60 kcal/mol
d) ∆H = 120 kcal/mol
e) ∆H = 90 kcal/mol
∆G dessa
8.
(OSEC)
Analise
as
afirmativas
abaixo:
I. Entalpia (H) pode ser conceituada como a energia
global de um sistema.
II. Uma reação exotérmica apresenta ∆ H positivo.
III.O calor de reação de um processo químico será
dado por ∆H.
a) as afirmativas I e III são corretas.
b) as afirmativas I e II são corretas
c) somente I é correta
d) somente II é correta
e) somente III é correta
9. (OSEC)
Considerando-se
a
transformação
isotérmica N2O(g) → N2(g) + O2(g) a 25°C e
sabendo-se que a variação de entalpia (∆H) é –19,5
kcal/mol e que a variação de entropia (∆S) é 18
cal/grau . mol, podemos afirmar que a variação de
energia livre (∆G) do sistema é:
a) +38,50 kcal e espontâneo
b) +19,25 kcal e espontâneo
c)–19,25 kcal e não espontâneo
d) +24,86 kcal e não espontâneo
e)–24,86 kcal e espontâneo
10. (FEPA) Uma reação química apresentou, a 27
graus Celsius, uma variação de entalpia igual a 224,52 kcal e uma variação de entropia igual a 1,5
cal/K. A variação de energia livre de Gibbs para esta
reação é:
a) ∆G = -674,52 cal
b) ∆G = -674,52 cal
c) ∆G = -224,97 kcal
d) ∆G = -224,97 cal
e) ∆G = 674,52 kcal
(PUC – MG) Os ∆Gf0 (= energia livre de
formação) da glicose e etanol em solução aquosa
são –219,20 e –43,40 Kcal/mol, respectivamente, e
o ∆Gf0 do dióxido de carbono gasoso é –94,30
Kcal/mol. A 25°C, o ∆G0 em Kcal/mol da reação:
Glicose → 2 etanol + 2 CO2 é:
a) 56,20
b)–56,20
c) 81,50
d)–81,50
e) 494,60
11.
12. (FEI) Motivo(s) que às altas temperaturas, as
reações químicas tendem a ser espontâneas:
I) A espontaneidade de uma transformação está
relacionada com a variação de entalpia e energia de
organização (T∆S) que dão valor da variação de
energia livre (∆G). ∆G = ∆H – T ∆S
II) À altas temperaturas a entropia (S) dos sistemas
aumenta bastante, e, o valor de T∆ S adquire valor
∆G
negativo.
alto
e
positivo
dando
III)
Devemos
lembrar
também
que
altas
temperaturas
aumentam
a
Energia
Cinética
das moléculas, favorecendo a espontaneidade.
a) I, II e III estão corretas
b) I e III estão corretas
c) II e III estão corretas
d) Somente I está correta
13. (FEI) Determinar a espontaneidade da reação
C2H2 + 2H2 → C2H6 à temperatura de 100°C.
Dados: ΔHC2H2 = 54,2 Kcal/mol
ΔSH2 = 31,2 cal/K mol
ΔSC2H2 = 48,0 cal/K mol
ΔHC2H6 = -20,2 Kcal/mol
ΔSC2H6 = 54,8 cal/K mol
a) ∆G = -57.300 cal e a reação é espontânea
b) ∆G = -57.300 cal e a reação não é espontânea
c) ∆G = -53.700 cal e a reação é espontânea
d) ∆G = -53.700 cal e a reação não é espontânea
14. (PUC) Considerando a reação dada pela equação
H2(g) + I2(g) e sabendo que as entropias-padrão,
nas
condições
da
reação
são:
para o H2(g):
31,2 cal/K . mol
para o I2(g):
27,9 cal/K . mol
para o HI(g):
49,3 cal/K . mol
Podemos concluir que a variação de entropia na
reação dada, por mol de HI formado, em cal/K .
mol, é igual a:
a) +108,4
b)–4,9
c)–9,8
d) +39,5
e) +19,7
15. (Udesc) Sabendo-se que na reação
C(grafite)
+
2 H2(g)
→
CH4(g)
∆H < 0 e ∆S < 0
podemos afirmar que essa reação:
a) é espontânea, no caso de | ∆H | < | T ⋅ ∆S |.
b) é espontânea a qualquer temperatura.
c) é espontânea, no caso de | ∆H | > | T ⋅ ∆S |.
d) é não-espontânea em qualquer temperatura.
e) está em equilíbrio em qualquer temperatura.
16. (UFSC) A termodinâmica propõe para o cálculo
de ∆G a equação ∆G = ∆H – T. ∆S, válida para
pressões e temperatura constantes.
Em relação ao processo: H2O(l) → H2O(v), temos ∆H
= 9713 cal/mol (1 atm) e ∆S = 26,04 cal/K.mol
(1atm). Determine a temperatura, em graus
Celsius, a partir da qual a vaporização da água é
espontânea nas condições ambientes (K = ºC +
273).