Exercícios Termodinâmica

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Exercícios Termodinâmica 
1. Quais dos seguintes processos são espontâneos e quais são não 
espontâneos: 
(a) o derretimento de cubos de gelo a -5 ºC e à pressão de 1 atm; 
(b) dissolução do açúcar em uma xícara de café quente; 
(c) a reação de átomos de nitrogênio para formar moléculas de N2 a 25 ºC e 1 
atm; 
(d) o alinhamento de limalha de ferro em um campo magnético; 
(e) a formação de moléculas de CH4 e de O2 a partir de CO2 e H2O à 
temperatura ambiente e 1 atm de pressão? 
 
2. Considere a vaporização da água líquida em vapor à pressão de l atm. 
(a) Esse processo é endotérmico ou exotérmico? (b) Em que faixa de 
temperatura ele é um processo espontâneo? (c) Em que faixa de temperatura 
ele é um processo não espontâneo? (d) A que temperatura as duas fases estão 
em equilíbrio? 
 
3. (a) Em uma reação química dois gases se combinam para formar um 
sólido. Qual o sinal que você espera para ΔS? (b) Para qual dos processos no 
Exercício 19.1 a entropia do sistema aumenta? 
 
4. O ponto de ebulição normal do metanol (CH3OH) é 64,7 ºC, e sua 
entalpia molar de vaporização é ΔSvap = 71,8 kJ / mol. (a) Quando CH3OH(l) 
ferve em seu ponto de ebulição normal, sua entropia aumenta ou diminui? (b) 
Calcule o valor de ΔS quando 1,00 mol de CH3OH(l) for vaporizado a 64,7ºC. 
 
5. Para cada um dos seguintes pares, indique qual substância possui a 
maior entropia-padrão: 
(a) 1 mol de P4(g) a 300 ºC, 0,01 atm ou 1 mol de As4(g) a 300 ºC, 0,01 atm; 
(b) 1 mol de H2O(g) a 100 ºC,1 atm, ou 1 mol de H2O(l) a 100 ºC, 1 atm; 
(c) 0,5 mol de N2(g) a 298 K, 20 L de volume ou 0,5 mol de CH4(g) a 298 K, 20 
L de volume; (d) 100g de Na2SO4(s) a 30 ºC ou 100 g de Na2SO4(aq) a 30 ºC. 
 
6. Determine o sinal da variação de entropia do sistema para cada uma 
das seguintes reações: 
(a) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 
(b) Ba(OH)2(s) → BaO(s) + H2O(g) 
(c) CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l) 
(d) FeCl2(s) + H2(g) → Fe(s) + 2HCl(g) 
 
7. Calcule os valores de ΔSº para as seguintes reações, usando os valores 
de Sº tabelados no Apêndice C. Em cada caso, explique o sinal de ΔSº: 
(a) N2H4(g) + H2(g) → 2NH3(g) 
(b) Al(s) + 3Cl2(g) → 2AlC13(s) 
(c) Mg(OH)2(s) + 2HCl(g) → MgCl2(s) + 2H2O(l) 
(d) 2CH4(g) → C2H6(g) + H2(g) 
 
8. (a) Qual é o significado da variação da energia livre padrão, ΔGº, 
quando comparado a ΔG? (b) Para qualquer processo que ocorra a 
temperatura e pressão constantes, qual é o significado de ΔG = 0? (c) Para 
determinado processo, ΔG é grande e negativo. Isso significa necessariamente 
que o processo ocorre com rapidez? 
 
9. Determinada reação tem ΔHº = -19,5 kJ e ΔS°= +42,7 J/K. (a) A reação 
é exotérmica ou endotérmica? (b) A reação leva a aumento ou diminuição na 
desordem do sistema? (c) Calcule ΔGº para a reação a 298 .K. (d) A reação é 
espontânea a 298 K? 
 
10. O ciclohexano (C6H12) é um hidrocarboneto líquido à temperatura 
ambiente. (a) Escreva uma equação balanceada para a combustão de C6H12(l) 
para formar CO2(g) e H2O(l). (b) Sem usar dados termodinâmicos, determine se 
ΔGº para essa reação é mais ou menos negativo que ΔHº. 
 
11. Para uma reação em particular, ΔH = -32 kJ e ΔS= -98 J/K. Suponha 
que ΔH e ΔS não variam com a temperatura. (a) A que temperatura a reação 
terá ΔG = 0? (b) Se T é aumentado acima do valor encontrado no item (a), a 
reação será espontânea ou não espontânea? 
 
12. Indique se ΔG aumenta, diminui ou não se altera quando a pressão 
parcial de H2 é aumentada em cada uma das seguintes reações: 
(a) N2(g) + 3 H2(g) → 2NH3(g) 
(b) 2 HBr(g) → H2(g) + Br2(g) 
(c) 2 H2(g) + C2H2(g) → C2H6(g) 
 
13. O valor de Ka para o ácido nitroso (HNO2) a 25ºC é dado no Apêndice D. 
(a) Escreva a equação química para o equilíbrio que corresponde a Ka.(b) 
Usando o valor de Ka, calcule ΔGº para a dissociação do ácido nitroso em 
solução aquosa. (c) Qual é o valor de ΔG no equilíbrio? (d) Qual é o valor de 
ΔG quando [H+] = 5,0 x10-2 mol/L, [NO2
-] = 6,0 x 10-4 mol/L e [HNO2] = 0,20 
mol/L?