Capítulo 10 - Exercícios adicionais
Espontaneidade das transformações
1. Sabendo-se que o cloreto de sódio (NaCℓ) se dissolve em água espontaneamente,
pode-se afirmar que este é um processo exotérmico? Justifique.
NaCℓ → Na+(aq) + Cℓ–(aq)
2. Segundo M. Berthelot, um químico do século XIX, todos os processos exotérmicos
ocorrem de maneira espontânea. À luz dos conhecimentos atuais, o que se pode dizer
sobre essa afirmação? Explique.
3. Avalie se cada um dos processos abaixo é espontâneo ou não:
a) Dissolução de açúcar em água.
b) Flagrância de um perfume espalhando-se pelo ambiente.
c) A água caindo em uma cachoeira.
Entropia
4. Considere um processo que ocorreu com uma variação de entropia de –8 J K-1 no
sistema. De acordo com a segunda lei da termodinâmica, o que se pode concluir sobre a
variação de entropia do ambiente?
5. Por que a entropia do sistema aumenta quando o cloreto de sódio sólido é dissolvido
em água? Localize, em tabelas de dados termodinâmicos, os valores de Sº [NaCℓ(s)] e
Sº [NaCℓ(aq)].
6. Em algumas situações, ouvimos dizer que os organismos vivos contrariam a segunda
lei da termodinâmica, pois são sistemas altamente organizados. A vida contraria essa
segunda lei? Justifique.
7. Calcule a entropia-padrão de formação do etano, C2H6(ℓ), a 25 ºC.
8. Deduza o sinal de ∆S para as seguintes transformações:
a) C(grafite) → C(diamante).
b) O2(g) (5 atm) → O2(g) (1 atm).
c) Formação da neve.
d) Um gás saindo do extintor de incêndio.
9. Deduza o sinal de ∆Sº para as seguintes transformações:
a) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(ℓ).
b) 2H(g) → H2(g).
c) 2C8H18(ℓ) + 25O2(g) → 16CO2(g) + 18H2O(g).
10. Calcule o valor de ∆Sº para as seguintes transformações:
a) C(grafite) → C(diamante).
b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(ℓ).
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11. Utilize uma tabela de entropia-padrão para calcular o ∆Sº para as seguintes reações:
a) S8(rômbico) + 8O2(g) → 8SO2(g).
b) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g).
c) SO3(g) + H2O(g) → H2SO4(ℓ).
Energia livre de Gibbs
12. Consulte uma tabela de energia livre e calcule o ∆Gº para as seguintes reações:
a) S8(rômbico) + 8O2(g) → 8SO2(g).
b) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g).
c) SO3(g) + H2O(g) → H2SO4(ℓ).
13. Para cada uma das reações do exercício anterior, determine o ∆Gº a 100 ºC.
14. Consulte uma tabela de energia livre e calcule o ∆Gº para as seguintes reações:
a) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g).
b) 4Aℓ(s) + 3O2(g) → 2Aℓ2O3(s).
15. O gás oxigênio, O2, pode ser obtido em laboratório por meio da reação do peróxido
de sódio com água, de acordo com a equação:
2Na2O2(s) + 2H2O(ℓ) → 4NaOH(s) + O2(g)
∆H = -126 kJ; ∆So = 160,4 J K-1 mol-1
a) Calcule ∆Gº a 25 ºC para essa reação.
b) Em que temperatura essa reação entra em equilíbrio à pressão de 100 kPa?
16. O octano, C8H18(ℓ), é um dos componentes da gasolina. Na sua queima, formando
gás carbônico e água, sem utilizar dados termodinâmicos, avalie se o sinal de ∆G é
positivo ou negativo. Explique.
17. Verifique se cada uma das proposições abaixo é verdadeira (V) ou falsa (F) e
justifique.
a) Quando o ∆G é positivo, a reação não pode ocorrer.
b) Uma reação endotérmica pode ser espontânea.
c) Em geral, o ∆S é positivo quando há um aumento no número de mols de gases em
uma reação.
18. Qual o efeito da variação de temperatura na espontaneidade das seguintes reações
químicas a 1 atm:
a) CO(g) → C(s) + ½O2(g)
∆H = 110,5 kJ; ∆So = -89,7 J K-1 mol-1.
b) SO2(g) + ½O2(g) → SO3(g)
∆H = -99,1 kJ; ASo = -94,8 J K-1 mol-1.
19. Certa reação tem valor de ∆H = –100 kJ mol-1 e ∆S = –150 J K-1 mol-1. Considere
que ∆H e ∆S não variam com a temperatura:
a) Determine a temperatura na qual ∆G = 0.
b) Se a temperatura for aumentada acima do valor encontrado no item ‘a’, o que
acontece com a reação?
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20. Sabendo que a temperatura de fusão da platina é 1.772 ºC e que sua temperatura de
ebulição é 3.827 ºC, estime a entalpia de fusão e a entalpia de vaporização da platina.
21. Considerando as temperaturas abaixo, qual é a quantidade máxima de trabalho útil
que pode ser obtida da reação C(s) + O2(g) → CO2(g):
a) 25 oC.
b) 100 oC.
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