Lista de Exercícios Química Geral
Entropia e energia livre
1. Se a reação A + B → C tiver uma constante de equilíbrio maior do que 1, qual das seguintes
indicações está correta?
a) A reação não é espontânea.
b) A velocidade da reação direta é rápida.
c) A velocidade da reação inversa é lenta.
d) A reação é produto-favorecida.
e) Todas as indicações acima estão corretas.
Resposta: d
2. Se uma reação química tiver uma variação positiva na entropia, ΔS, então
a) Aumenta a desordem do sistema.
b) a reação é exotérmica.
c) o calor vai do sistema para a vizinhança.
d) a energia livre de Gibbs é negativa.
e) a reação é espontânea.
Resposta: a
3. A termodinâmica pode ser usada para determinar todos os seguintes, EXCETO
a) o sentido em que uma reação é espontânea.
b) a extensão a que uma reação ocorre.
c) a velocidade da reação.
d) a temperatura em que uma reação é espontânea.
e) a variação da entalpia de uma reação.
Resposta: c
4. Qual dos seguintes envolve uma diminuição da entropia?
a) a sublimação do dióxido de carbono
b) a dissolução do NaCl na água
c) a decomposição de N2O4 (g) a NO2 (g)
d) a evaporação do etanol
e) congelamento da água líquida a gelo
Resposta: e
5. Qual das seguintes substâncias deve ter a maior entropia padrão no estado liquido?
a) Cl2CH2 b) CCl4
c) CH3OH
d) C5H12
e) C8H18
Resposta: e
6. Uma afirmação da segunda lei da termodinâmica é que
a) as reações espontâneas são sempre exotérmicas.
b) a energia é conservada em uma reação química.
c) a entropia do universo está aumentando continuamente.
d) a entalpia da reação é a diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes
e) a energia livre de Gibbs é uma função da entalpia e da entropia.
Resposta: c
7. Dos seguintes processos produto-favorecidos, quais são endotérmicos?
1. a combustão do metano para produzir o dióxido de carbono e água
2. a expansão de um gás ideal
3. a fusão do gelo a temperaturas maiores que 0 °C.
a) somente 1
Resposta: e
b) somente 2 c) somente 3 d) 1 e 2
e) 2 e 3
8. Todas as seguintes indicações a respeito da entropia são verdadeiras EXCETO
a) a entropia é zero para substâncias simples sob condições padrão.
b) a entropia é uma função de estado.
c) uma variação positiva na entropia denota uma mudança para uma desordem maior.
d) os valores da entropia são maiores ou iguais a zero.
e) a entropia de uma substância na fase gasosa é maior do que em fase sólida.
Resposta: a
9. Todos os seguintes processos conduzem a um aumento na entropia EXCETO
a) aumentar a temperatura de um gás.
b) congelar um líquido.
c) evaporar um líquido.
d) formar misturas a partir de substâncias puras.
e) reações químicas que aumentam o número de mols de gás.
Resposta: b
10.
Qual reação deve ter uma variação negativa na entropia?
a) 2 NH 3 → N2 (g) + 3 H2 (g)
b) CaO(s) + CO2 (g) → CaCO3 (g)
c) NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl- (aq)
d) N2O4 (g) → 2 NO2 (g)
e) 2C(s) + O2 (g) → 2CO(g)
Resposta: b
11.
Calcule a variação molar padrão da entropia para a combustão do metano.
Ch 4 (g) + 2 O 2 (g) → Co 2 (g) + 2 H 2 O(g)
Espécie
S ° (J/K·mol)
Ch4 (g)
186.3
O2 (g)
205.1
CO2 (g)
213.7
H2O(g)
188.8
a) –5.2 J/K
b) –1.0 J/K
c) +1.0 J/K
d) +5.2 J/K
e) +11.1 J/K
Resposta: a
12.
Calcule a variação de entropia padrão para a seguinte reação,
2 Ag2O(s) → 4 Ag(s) + O2 (g)
S dado °[ Ag 2O ] = 121.3 J/K·mol, S °[ Ag(s) ] = 42.6 J/K·mol, e S °[ O2 (g) ] = 205.1
J/K·mol.
a) –205.1 J/K
b) –126.4 J/K c) +126.4 J/K d) +132.9 J/K e) +205.1 J/K
Resposta: d
13.
A entropia padrão de formação de CCl4(l) é –235.48 J/K·mol. Calcule a entropia molar
padrão de CCl4(l) S dado °[ C(s) ] = 5.74 J/K·mol e S °[ cl 2 (g) ] = 223.07 J/K·mol.
a) –687.36 J/K
b) +6.67 J/K c) +216.40 J/K
d) +465.02 J/K
Resposta: c
14.
Para a seguinte reação a 25 °C,
N2 (g) + O2 (g) → 2 NO(g)



Calcule ∆S univ
dado ∆Ssys
= 24.8 J/K e ∆H sys
= 181.8 kJ.
a) -585 J/K
b) +24.2 J/K c) +157 J/K
d) +174 J/K
e) +634 J/K
e) +687.36 J/K
Resposta: a
15.
Use os seguintes dados termodinâmicos
Espécie
Δ H ° (kJ/mol)
S ° (J/K·mol)
H2O 2(l)
-187.78
109.6
H2O(l)
-285.83
69.91
O2 (g)
0
205.14

para calcular ∆S univ
para a decomposição do peróxido de hidrogênio a 25 °C.
2 H2O 2(l) → 2 H2O(l) + O2 (g)
a) –657.9 J/K
b) –532.3 J/K c) +125.7 J/K d) +435.8 J/K e) +783.8 J/K
Resposta: e
16.
Prediga os sinais de Δ H e de Δ S para a evaporação da água a 35°C.
a) Δ H > 0 e Δ S > 0
b) Δ H > 0 e Δ S < 0
c) Δ H < 0 e Δ S > 0
d) Δ H < 0 e Δ S < 0
e) Não há informação suficiente para responder a esta pergunta.
Resposta: a
17.
Prediga os sinais de Δ H, de Δ S, e de Δ G para a combustão do gás de hidrogênio a
25°C.
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(l)
a) Δ H < 0, Δ S < 0, Δ G < 0
b) Δ H < 0, Δ S > 0, Δ G < 0
c) Δ H < 0, Δ S > 0, Δ G < 0
d) Δ H > 0, Δ S < 0, Δ G < 0
e) Δ H > 0, Δ S < 0, Δ G > 0
Resposta: a
18.
Prediga os sinais de Δ H, de Δ S, e de Δ G para a fusão do gelo a 50°C.
a) Δ H < 0, Δ S < 0, Δ G < 0
b) Δ H < 0, Δ S > 0, Δ G < 0
c) Δ H < 0, Δ S > 0, Δ G < 0
d) Δ H > 0, Δ S < 0, Δ G < 0
e) Δ H > 0, Δ S > 0, Δ G < 0
Resposta: e
19.
Se Δ G < 0 para uma reação a todas as temperaturas, então Δ S é ________ e Δ H é
________.
a) positivo, positivo
b) positivo, negativo
c) zero, positivo
d) negativo, positivo
e) negativo, zero
Resposta: b
20.
A dissolução do nitrato de amônio ocorre espontaneamente na água. Enquanto o NH4NO3
se dissolve, a temperatura da água diminui. Quais são os sinais de Δ H, de Δ S, e de Δ G para
este processo?
a) Δ H < 0, Δ S < 0, Δ G < 0
b) Δ H < 0, Δ S > 0, Δ G < 0
c) Δ H < 0, Δ S > 0, Δ G < 0
d) Δ H > 0, Δ S > 0, Δ G < 0
e) Δ H > 0, Δ S < 0, Δ G > 0
Resposta: d
21.
O ácido sulfúrico concentrado diluindo-se em água pode ser perigoso.A temperatura da
solução pode aumentar rapidamente. Que são os sinais de Δ H, de Δ S, e de Δ G para este
processo?
a) Δ H < 0, Δ S < 0, Δ G < 0
b) Δ H < 0, Δ S > 0, Δ G < 0
c) Δ H < 0, Δ S > 0, Δ G < 0
d) Δ H > 0, Δ S > 0, Δ G < 0
e) Δ H > 0, Δ S < 0, Δ G > 0
Resposta: b
22.
Todas as seguintes relações são verdadeiras EXCETO


a) ∆Gsys = ∆H sys
- T ∆Ssys
o
b) ∆Gsys = - RT ln ( K )
o


c) ∆S univ = ∆Ssys
+ ∆Ssurr
o

d) ∆H = ∆H sys
+ RTln ( K )

e) ∆Gsys = - T ∆S univ
o
Resposta: d
23.
Acima de que temperatura você esperaria que uma reação se tornasse espontânea se Δ H
= +322 kJ e Δ S = +531 J/K?
a) 171 K
b) 209 K
c) 606 K
d) A reação será espontânea a qualquer temperatura.
e) A reação não será espontânea em nenhuma temperatura.
Resposta: c
24.
Em que temperatura você esperaria que uma reação se tornasse espontânea se Δ H =
+67.0 kJ e Δ S = -131 J/K?
a) T < -511 K
b) T > 238 K
c) T > 511 K
d) A reação será espontânea em qualquer temperatura.
e) A reação não será espontânea em nenhuma temperatura.
Resposta: e
25.
Para uma reação, um Δ H = +265 kJ e um Δ S = +271.3 J/K. Em que temperatura Δ G =
0.00?
a) 6.30 K b) 102 K
c) 359 K
d) 719 K
e) 977 K
Resposta: e
26.
Se um processo for endotérmico e espontâneo, quais dos seguintes deve ser verdadeiro?
a) Δ G > 0 e Δ H < 0
b) Δ G < 0 e Δ H < 0
c) Δ G < 0 e Δ S > 0
d) Δ H < 0 e Δ S > 0
e) Δ H > 0 e Δ S < 0
Resposta: c
27.

Calcule ∆Grxn
para a reação abaixo a 25.0 °C
2 H2S(g) + O2 (g) → 2 H2O(g) + S(s)


dado ∆H rxn
= -442.4 kJ, e ∆S rxn
= -175.4 J/K.
a) –438.0 kJ
b) –390.1 kJ c) –321.9 kJ d) +3943 kJ
e) +5182 kJ
Resposta: b
28.

Calcule ∆Grxn
para a reação abaixo a 25.0 °C
Mg(s) + O2 (g) → MgO


dado ∆H rxn
= -1203.4 kJ, e ∆S rxn
= -216.6 J/K.
a) –2076 kJ
b) –1421 kJ
c) –1139 kJ
d) +2888 kJ
e) +63390 kJ
Resposta: c

para a reação abaixo a 25.0 °C
29. Calcule ∆Grxn
2 H2O2(l) → 2 H2O(l) + O2 (g)
dado ∆G f
[ H 2 O 2(l) ] = -120.35 kJ/mol, [ H 2 O(l) ] = -237.13 kJ/mol, [ O 2 (g) ] = 0
kJ/mol.
a) –714.96 kJ
b) –543.91 kJ c) –438.23 kJ d) –233.56 kJ e) –67.03 kJ
Resposta: d
30.

Para a seguinte reação é –70.9 kJ.
∆Grxn
SO2 (g) + ½ O 2 (g) → SO3 (g)
Dado ∆G f [ SO2 (g) ] = -300.2 kJ/mol, calcular ∆G f [ SO3 (g) ].
a) –371.1 kJ
b) –229.3 kJ c) –158.4 kJ d) + 88.2 kJ
Resposta: a
31.
Calcule ∆G  para a reação abaixo a 25.0 °C.
4 Fe(s) + 3 O 2 (g) → 2 Fe 2 O 3 (s)
e) +229.3 kJ
Espécie
∆H f (kJ/mol)
(J/K·mol)
Fe(s)
0
27.78
O2 (g)
0
205.14
Fe2O3 (s)
-824.2
87.40
a) –1629 kJ
b) –1484 kJ
c) –780.8 kJ d) –659.7 kJ e) +1629 kJ
Resposta: b
32.
Calcule ∆G  para a reação abaixo em 25.0 °C.
PCl3 (g) + Cl2 (g) → PCl5 (g)
Espécie
∆H f (kJ/mol)
(J/K·mol)
PCl 3 (g)
-287.0
311.8
Cl 2 (g)
0
223.1
PCl 5 (g)
-374.9
364.5
a) –1432.6 kJ
b) –930.1 kJ c) –879.0 kJ d) –50.8 kJ
Resposta: e
33.
Calcule ∆G  para a reação abaixo a 25.0 °C.
C2H5OH(l) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 3 H2O(l)
Espécie
∆H f
(J/K·mol)
(kJ/mol)
C 2 H 5 OH(l)
-277.7
160.7
O 2 (g)
0
205.1
Co 2 (g)
-393.5
213.7
e) –37.1 kJ
H 2 O(l)
a) –1325 kJ
-285.8
69.1
b) –365.1 kJ c) –141.3 kJ d) +1038 kJ
e) +2435 kJ
Resposta: a
34.
Se ∆G  < 0, então
a) K > 1 b) K = 0
c) K < 1
d) K = 1
e) K < 0
Resposta: a
35.
Todas as seguintes substâncias têm uma energia livre igual a zero EXCETO
a) He(g). b) O(g).
c) S8 (s).
d) Cu(s).
e) Cl2 (g).
Resposta: b
36.
Para um sistema químico, ∆G0 e ∆G são iguais quando
a) a constante de equilíbrio, K, iguala 1.
b) a constante de equilíbrio, K, iguala 0.
c) um sistema está em equilíbrio.
d) os reagentes e os produtos estão em concentrações padrão.
e) os reagentes e os produtos encontram-se na fase gasosa.
Resposta: d
37.
A variação da energia livre para uma determinada reaçãoa é +15.0 kJ. Qual é a constante
de equilíbrio para a reação em 75 °C? (R = 8.314 J/K·mol)
a) 5.60 × 10 -3
Resposta: a
b) 6.82 × 10 -1
c) 1.01
d) 5.18
e) 178
38.
A variação da energia livre para a formação do íon complexo AlF6 3- é –140. kJ a 25°C.
Qual é a constante de equilíbrio para a reação?
a) 2.9 × 10 -25
b) 5.65 × 10 1 c) 3.5 × 10 24 d) 5.2 × 10 29 e) 2.3 × 10 56
Resposta: c
39.
Qual é a constante de equilíbrio para a formação do dióxido de carbono a 25°C? (R =
8.314 J/K·mol)
= -3.90 × 10 2 kJ/mol
C(s) + O 2 (g)  Co 2 (g)
a) 5.7 × 10 1
b) 5.4 × 10 13 c) 2.9 × 10 24 d) 4.9 × 10 42 e) 2.3 × 10 68
Resposta: e
40.
A constante de equilíbrio para uma reação a 298 K é 9.3×10
-12
. Qual é Δ G °? (R =
8.314 J/K·mol)
a) –2.54 kJ
b) +2.54 kJ
c) +5.28 kJ
d) +62.9 kJ
e) +87.1 kJ
Resposta: d
41.
Calcule Δ G ° para a seguinte reação a 298 K,
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
dado K = 0.15. (R = 8.314 J/K·mol)
a) +1.15 kJ
b) +4.70 kJ
c) +8.13 kJ
d) +38.1 kJ
e) +87.0 kJ
Resposta: b
42.
Dados
C(s) + O2 (g) → CO2 (g)
CO(g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)
calcule Δ G ° para a seguinte reação.
Δ G ° = -394.4 kJ
Δ G ° = -257.2 kJ
C(s) + ½ O2 (g) → CO(g)
a) –651.6 kJ
b) –137.2 kJ c) +1.53 kJ
d) +45.3 kJ
e) +651.6 kJ
Resposta: b
43.
Calcule ∆G f para CaCO3 dadas as seguintes informações.
C(s) + O2 (g) → CO2 (g)
Δ G ° = -394.4 kJ
CaO(g) + CO2 (g) → CaCO3 (s)
Δ G ° = -130.4 kJ
Ca(s) + ½ O2 (g) → CaO(s)
Δ G ° = -604.0 kJ
a) –1128.8 kJ
b) –340.0 kJ c) –130.4 kJ d) +868.0 kJ e) +1128.8 kJ
Resposta: a
44.
A energia total do universo é constante. Esta é uma indicação da ________lei da
termodinâmica.
Resposta: primeiramente
45.
Uma reação química com uma constante de equilíbrio maior do que 1 é dita ser
________- favorecida.
Resposta: produto
46.
A variação de entropia para qualquer processo não é dependente do caminho pelo qual o
processo ocorre. Ou seja a variação de entropia para qualquer o processo é uma função de
________.
Resposta: estado
47.
Para qualquer processo, a variação de entropia do universo iguala a soma das variaçoes
da entropia do sistema e da ________.
Resposta: vizinhança
48.
A entropia de um cristal puro a 0 K é o ________ J/K.
Resposta: 0
49.
A formação de moléculas complexas tais como proteínas e ácidos nucleicos a partir de
moléculas mais simples viola a segunda lei da termodinâmica?
Resposta: Não. A formação de moléculas complexas envolve uma diminuição na entropia
localmente. Esta diminuição local é superada por um aumento na entropia do universo.
50.
No ponto de ebulição, as fases líquida e gasosa existem no equilíbrio. Além disso, para
um sistema no equilíbrio Δ G ° = 0. Calcule o entalpia de vaporização da água em seu ponto
de ebulição normal se Δ S ° [ H2O(l) ] = 69.9 J/K·mol e Δ S ° [ H2O(g) ] = 188.8 J/K·mol.
Resposta: 44.3 kJ/mol