Termodinâmica slide físico química

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TERMODINÂMICA
IMPORTANTE
 Mudança da energia de um sistema para vizinhança:
 Calor e Trabalho
 A energia total de um sistema isolado é constante. 
 A variação de entalpia que acompanha um processo é igual ao 
calor liberado sob pressão constante.
Termodinâmica X Química
 Termodinâmica:
 Relaciona Calor x Trabalho x Energia 
 Explica porque as reações ocorrem e permite a predição do calor 
que elas liberam e o trabalho que podem executar. 
 Estudo das transformações de energia.
 O calor liberado na queima de combustíveis é usado para mover 
um automóvel.
 A energia liberada pelos alimentos industrializados é registrada 
nos rótulos.
Leis da Termodinâmica:
1ª LEI Preocupa-se em acompanhar as variações de energia e permite o
cálculo da quantidade de calor que uma reação produz.
2ª LEI Explica porque algumas reações ocorrem e outras não.
SISTEMA
VIZINHANÇA
Sistema  é a parte do universo que estamos observando e estudando. O tipo de
sistema depende das características da fronteira entre o sistema e a vizinhança;
Vizinhança  é a parte externa do sistema e de onde fazemos as observações e
as medidas
Alguns Conceitos:
 Fronteira  o que delimita o fim do sistema e o início da vizinhança.
 Sistema aberto  quando a matéria pode ser transferida através das 
fronteiras entre o sistema e suas vizinhanças, bem como a energia. Ex.: 
corpo humano.
 Sistema fechado  quando a matéria não pode ser transferida através 
das fronteiras entre o sistema e suas vizinhanças, mas a energia sim. Ex.: 
bolsas de gelo usadas em lesões de atletas.
 Sistema isolado  quando não há transferência nem de matéria e 
nem de energia. Ex.: garrafa térmica.
Trabalho:
 Propriedade mais fundamental da termodinâmica. 
 Caracteriza todo movimento contra uma força oposta.
 Exs.: quando um peso é levantado contra a força da gravidade; 
Mistura de gases quentes de um motor de automóvel; expansão 
de um gás se relacionado ao levantamento de um peso... A 
unidade de trabalho é expressa em joules (J).
1 J = 1 kg.m.s-1
ENERGIA INTERNA (ΔU)
 Energia: Capacidade de um sistema realizar trabalho.
 Energia Interna: conteúdo total de energia de um sistema.
 Trabalho:
 Transferência de energia para um sistema por 
aumento ou abaixamento de peso.
 Trabalho executado SOBRE um sistema: 
positivo
 Trabalho executado PELO sistema: negativo
 Energia é TRANSFERIDA para o sistema como 
trabalho:
 Energia interna aumenta = w positivo
 Energia DEIXA o sistema como trabalho:
 Energia interna diminui = w negativo
Tipos de Trabalho:
Expansão de um gás em um cilindro
dotado de um pistão empurra a
atmosfera, ou seja, realiza trabalho.
TRABALHO DE EXPANSÃO TRABALHO DE NÃO-EXPANSÃO
Nossos corpos realizam
trabalho quando se movem.
TRABALHO DE EXPANSÃO Em pressão constante
1 atm .L = 101,325 J
Mudança de Volume 
do Sistema
Não ocorre Mudança 
de Volume do Sistema
J =Pa.m3
Resolva:
 Suponha que um gás sofre uma expansão de 500 mL contra uma 
pressão de 1,20 atm. Qual foi o trabalho realizado na expansão?
 Pext = 0
 W = 0 , sistema não realiza trabalho de expansão quando se expande 
no vácuo.
Trabalho em expansão:
 Pressão variável: 
REVERSÍVEL
Processo que pode ser revertido por uma mudança 
infinitamente pequena de uma variável. Pode ocorrer 
em qualquer direção.
IRREVERSÍVEL A expansão contra uma pressão externa que difere 
da pressão do sistema por um valor finito
EXPANSÃO ISOTÉRMICA 
E REVERSÍVEL
q
T cte
Resolva:
 Suponha que 1 mol de moléculas de um gás ideal, em 292 K 
sofra uma expansão de 8,00 L a 20,0 L. Qual o trabalho 
realizado pelo sistema? (R = 8,31447 J/K.mol)
Calor:
 É a energia transferida em consequência de uma diferença de 
temperatura. A energia flui na forma de calor de uma região de 
temperatura alta para uma de temperatura baixa.
Sistema
T
Vizinhança
T
q
1 cal (unidade de energia) = 4,1844 J
q +, se o calor entra no sistema
q -, se o calor sai do sistema
Trocas de Calor:
 Os processos podem ocorrer por absorção de energia ou 
por liberação de energia.
Para a água ferver, é necessário 
fornecimento de calor.
A chama da vela libera 
calor ao ambiente.
Em uma Reação Química:
REAGENTES  PRODUTOS
Estado Inicial Estado Final
A  B
H = HP – HR
HR = Entalpia dos reagentes
HP = Entalpia dos produtos
A + calor  B
B  A + calor
Os processos endotérmicos e exotérmicos são opostos!
Entalpia (H)
 Medida da quantidade de calor liberada ou absorvida num 
sistema, a pressão constante;
 Representamos a entalpia pela letra H;
 Na prática, só conseguimos medir a variação da entalpia (H): 
H = Hf – Hi
 Hf é a entalpia num estado final;
 Hi é a entalpia num estado inicial.
Reações Endotérmicas
REAGENTE + calor  PRODUTO 
ΔH = HP - HR
O sinal positivo de ΔH indica que
houve absorção de energia durante o
processo.
Como a entalpia dos reagentes é menor,
para ocorrer a reação,é necessário...
Como HP > HR
Então, ΔH > 0
REAGENTE
PRODUTO
A
B
E
N
TA
L
P
IA
CAMINHO DA REAÇÃO
A  B
...absorção de calor
HR
HP
+ calor
Vaporização 
REAGENTE  PRODUTO + calor
HP
HR
Como a entalpia dos reagentes é maior, sempre que ocorrer a
reação, acontecerá...
O sinal negativo de ΔH indica que
houve liberação de energia durante o
processo.
REAGENTE
PRODUTO
A
B
E
N
TA
L
P
IA
CAMINHO DA REAÇÃO
B  A
...liberação de calor
ΔH = HP - HR
Como HR > HP Então, ΔH < 0
+ calor
QUÍMICA, 2º Ano do Ensino Médio
Entalpia das Reações QuímicasReações Exotérmicas
Condensação 
Medida de Calor:
 CAPACIDADE CALORÍFICA DO SISTEMA (C)
Capacidade específica Capacidade molar
termômetro
Calorímetro (H2O) 
+ recipiente
q
RESOLVA:
 Uma reação em um calorímetro de volume constante que 
contém 0,100 L de solução libera 1,78 kJ de calor e a 
temperatura aumenta 3,65°C. em seguida, 50 mL de 0,20 M 
HCl (aq) e 50 mL de 0,20 M NaOH (aq) foram misturados no 
mesmo calorímetro e a temperatura subiu 1,26°C. Determine a 
capacidade calorífica do calorímetro e o calor produzido na 
reação de neutralização.
Resposta:
Resolução da capacidade calorífica
RESOLUÇÃO:
Resposta:
Resolução da capacidade calorífica:
Resolução da determinação da Energia Interna:
Primeira Lei da termodinâmica:
 EX.: Quando uma centelha acende a mistura de vapor de gasolina 
e ar no motor de um automóvel em movimento, o vapor queima 
e se expande, transferindo energia para a vizinhança na forma de 
calor e trabalho.
A energia interna em um sistema isolado é constante.
ADIABÁTICAS Paredes que não transmitem calor, a energia só 
pode ser transferida na forma de trabalho.
DIATÉRMICAS Paredes que permitem a transferência de energia 
na forma de calor.
A primeira lei é a base da calorimetria.
Primeira Lei da termodinâmica:
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Δ
Recipiente rígido (frasco de vidro selado) e com paredes diatérmicas.
Um sistema mantido em volume constante não pode realizar 
trabalho de expansão
Funções de Estado:
 Se o sistema muda de um estado a outro, a variação da função 
de estado não depende de como a mudança foi feita.
ENERGIA INTERNA (ΔU) É uma função de estado
E
n
e
rg
ia
 i
n
te
rn
a
A
B
ΔU
1
2
3
4
5
Funções de Estado:
 Se o sistema muda de um estado a outro, a variação da função 
de estado não depende de como a mudança foi feita.
TRABALHO (w) Não é uma função de estado
q
Pext
Vácuo
Trabalho realizado
Não há trabalho realizado
Não há entrada de calorq
Entalpia: Volume constante
PRESSÃO CONSTANTE
q = 100 J
Sentido do deslocamento
w = -20 J
ΔU = 80 J
A variação de entalpia de um sistema é igual ao calor liberado 
ou absorvido em pressão constante.
Pressão constante
Entalpia:
• Um calorímetro de volume constante mede a 
mudança de energia interna;
• Um calorímetro de pressão constante mede a 
variação de entalpia.
termômetro
Calorímetro (H2O 
+ recipiente)
q
P cte
ΔH < 0: reação exotérmica
ΔH > 0: reação endotérmica
RESOLVA:
 Em uma certa reação exotérmica,em pressão constante, 50 kJ de 
calor saí do sistema em forma de calor e 20 kJ de energia deixam 
o sistema como trabalho de expansão para deixar espaço para os 
produtos. Quais são os valores de ΔH e ΔU desse processo?
ΔH = q
ΔH = - 50 kJ
ΔU = q + W
ΔU = - 50 + (-20)
ΔU = -70 kJ
Termoquímica
 Estudo do calor produzido ou consumido nas reações químicas
ΔH < 0 = Processo exotérmico (solidificação)
ΔH > 0 = Processo endotérmico (vaporização)
SÓLIDO LÍQUIDO VAPOR
Sublimação
Ressublimação
Fusão Vaporização
LiquefaçãoSolidificação
Variação de Entalpia:
 São geralmente registradas para os processos que ocorrem em 
condições admitidas como padrões.
ΔHø Variação de entalpia em um processo em que as substâncias, nos
estado inicial e final, estão nos respectivos estados padrões.
ENTALPIA DE VAPORIZAÇÃO (ΔHVAP)
LÍQUIDO VAPOR
Todas as entalpias de vaporização são positivas.
ENTALPIA DE FUSÃO (ΔHFUS)
SÓLIDO LÍQUIDO
Todas as entalpias de fusão são positivas.
ENTALPIA DE SOLIDIFICAÇÃO (ΔHSOL)
SÓLIDOLÍQUIDO
Todas as entalpias de solidificação são negativas.
ou
ENTALPIA DE SUBLIMAÇÃO (ΔHSUB)
VAPORSÓLIDO
Todas as entalpias de sublimação são positivas.
ou
RESOLVA:
 A entalpia de fusão do metal sódio é 2,6 kJ/mol, em 25°C, e a 
entalpia de sublimação do sódio sólido é 101 kJ/mol. Qual é a 
entalpia de vaporização do sódio em 25°C?
sólido
sólido
que funde
líquido
líquido que se 
vaporiza
vapor
ponto de 
fusão
ponto de ebulição
0
100
T
e
m
p
e
ra
tu
ra
 (
°C
)
Calor fornecido
6,01 kJ/mol
7,5 kJ/mol
40,7 kJ/mol
A entalpia afeta a curva de aquecimento
 Amostra aquecida em velocidade constante, pressão constante e 
em velocidade constante de aumento da entalpia. 
Toda a energia é usada para 
rompera as forças de atração
Entalpia das Reações Químicas:
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l)
Equação termoquímica
2 CH4 (g) + 4 O2 (g) 2 CO2 (g) + 4 H2O (l)
ΔHr = -890 kJ/moL
ΔHr = -1780 kJ/moL
CO2 (g) + 2H2O (l) CH4 (g) + 2O2 (g) ΔHr = +890 kJ/moL
ΔH = -890 kJ
ΔH = -1780 kJ
ΔH = +890 kJ
RESOLVA:
 Quando 0,113 g de benzeno, C6H6, queimam em excesso de oxigênio, em 
um calorímetro de pressão constante calibrado, cuja capacidade calorífica é 
551 J/°C, a temperatura do calorímetro aumenta 8,60°C. Escreva a 
equação termoquímica e calcule a entalpia de reação de 
2 C6H6 (l) + 15 O2(g)  12 CO2 (g) + 6 H2O (l).
Qcal = C cal. ΔT
Qcal = 551 x 8,60 = 4,74 kJ
n = m / MM
n = 0,113 / 78,12
n = 0,0014
ΔH = 2 x q / n
ΔH = 2 x 4,74 / 0,0014
ΔH = 6.771,43
Relação entre ΔH E ΔU 
 Em volume constante, a transferência de calor é interpretada 
como ΔU e, em pressão constante como ΔH. 
 ΔU = ΔH em gases que não são produzidos e nem consumidos.
RESOLVA:
 Um calorímetro, em volume constante, mostrou que a perda de calor que 
acompanha a combustão de 1 mol de moléculas de glicose na reação:
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)  6 CO2 (g) + 6 H2O (g)
é 2559 kJ em 298 K, ou seja, ΔU = - 2559 kJ. Qual é a variação de entalpia 
da mesma reação? Considere R = 8,31447 J/K.moL.
Δn = n final – n inicial
+ Formação do gás
- Consumo do gás 
Δn = n final – n inicial
Δn = 12- 6 = 6 mols
Δn = - 2559 + 6 x 8,31447 x 298
Δn = -2544 kJ
COMBINAÇÃO DAS ENTALPIAS DE 
REAÇÃO: LEI DE HESS
 A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação das 
etapas em que a reação pode ser dividida.
C (gr) + O2 (g) CO2 (g) 
C (gr) + ½ O2 (g) CO (g) 
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) 
(1) ΔHø = -110,5 kJ
(2) ΔHø = -283,0 kJ
C (gr) + ½ O2 (g) CO (g) 
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) 
ΔHø = -110,5 kJ
ΔHø = -283,0 kJ
C (gr) + O2 (g) CO2 (g) ΔH
ø = -393,5 kJ
RESOLVA:
 Examinemos a síntese do propano, C3H8, um gás usado como 
combustível em fogões de acampamentos:
 Determine a entalpia padrão de reação da síntese do propano.
3C (gr) + 4H2 (g) C3H8 (g) 
C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (l) 
C (gr) + O2 (g) CO2 (g) 
(1) ΔHø = -2.220 kJ
(2) ΔHø = -394 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) (3) ΔH
ø = -286 kJ
3C (gr) + 4H2 (g) C3H8 (g) 
C (gr) + O2 (g) CO2 (g) (2) ΔH
ø = -394 kJ3 x
3C (gr) + 3O2 (g) 3CO2 (g) (2) ΔH
ø = -1182 kJ
C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (l) (1) ΔH
ø = -2.220 kJInverter
3CO2 (g) + 4H2O (l)  C3H8 (g) + 5O2 (g) ΔH
ø = +2.220 kJ
3C (gr) + 4H2O (l)  C3H8 (g) + 2O2 (g) 
ΔHø = +1.038 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) (3) ΔH
ø = -286 kJ4 x
4H2 (g) + 2 O2 (g) 4 H2O (l) (3) ΔH
ø = -1144 kJ
3C (gr) + 4H2 (g)  C3H8 (g) ΔH
ø = -106 kJ
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO
 A entalpia padrão de formação, ΔHfø, de uma substância é a 
entalpia da reação de formação de uma substância a partir de 
seus elementos na forma mais estável.
2C (gr) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) 1 C2H5OH (l)
C (gr) C (s, diamante) ΔH = 1,9 kJ
ΔHø = -277,69 kJ/mol
ΔHf
ø (O2, g) é ZERO (forma mais estável)
RESOLVA:
 Os aminoácidos são os tijolos de construção das moléculas de 
proteínas, que são moléculas com longas cadeias. Eles são oxidados, no 
organismo, a uréia, dióxido de carbono e água líquida. Será que essa 
reação é uma fonte de calor para o corpo? Prediga a entalpia padrão de 
reação da oxidação do aminoácido mais simples, a glicina 
(NH2CH2COOH), um sólido, até uréia, um sólido (H2NCONH2), 
dióxido de carbono, um gás, e água (um líquido). Registre a variação 
de entalpia em entalpia por mol de moléculas de glicina.
ΔHf
ø (NH2CH2COOH, s) = -532,9 kJ/mol
ΔHf
ø (O2, g) = 0
ΔHf
ø (H2NCONH2, s) = -333,51 kJ/mol
ΔHf
ø (CO2, g) = -393,51 kJ/mol
ΔHf
ø (H2O, l) = -285,83 kJ/mol
SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA:
 Entropia (S): Explica as mudanças físicas e as mudanças mais 
complexas que acompanham as reações químicas.
MUDANÇA ESPONTÂNEA
Mudança que tende a ocorrer sem a
necessidade de indução por influência
externa.
SISTEMA
q
vizinhança
X
X
ESPONTANEIDADE RAPIDEZ
Um processo espontâneo tem a tendência natural de ocorrer. Isso não 
necessariamente acontece em uma velocidade significativa.
Uma mudança não espontânea só pode ser efetuada quando se exerce trabalho 
contra o sistema.
vizinhança
q
DESORDEM
ENTROPIA (S) ordenadas desordenadas
ENTROPIA  DESORDEM  ENTROPIA  DESORDEM 
(1)
q (2)
 S  desordem térmica
 S  desordem de posição
Se a entropia é positiva, a reação é espontânea.
X
A entropia de um sistema isolado aumenta no decorrer de qualquer 
mudança espontânea.
ESPONTANEIDADE
RESOLVA:
 Colocou-se um frasco grande de água em um aquecedor e 100 J 
de energia foram transferidos reversivelmente para a água em 
25°C. Qual a variação da entropia da água?
ΔS = 100 / 298
ΔS = 0,34 J/K
Volume Variável:
 V
Expansão isotérmica
PRESSÃO VARIÁVEL
S
Pressão constante (1 atm), temos:
Na temperatura de transição (como o ponto 
de ebulição, no caso da vaporização), a 
temperatura da substância permanece 
constante à medida que o calor é fornecido.
Na temperatura de transição de fase, a 
transferência de calor é reversível.
Como a transição ocorre em pressão 
constante, o calor fornecido é igual à 
variação de entalpia da substância.
S
Resolva: 
1. Qual é a variação de entropia do gás quando 1,00 mol de N2 
(g) se expande isotermicamente de 22,0 L para 44,0 L? 
Considere R = 8,31447 J/K.moL.
2. Qual é a variação de entropia do gás quando a pressão de 0,321 
mol de O2 (g) aumenta de 0,300 atm até 12,00 atm, em 
temperatura constante?
3. Qual é a entropia padrão de vaporização da acetona no ponto 
de ebulição normal, 56,2 °C? (ΔH vap 2,91 x 104 J/mol, para 
a acetona).
4. Qual é a entropia padrão de fusão da água no ponto de fusão 
normal (273,15 K)? (ΔH vap 6,01 x 103 J/mol, para a água)
Entropia Padrão da Reação:
 Calcule a entropia padrão da reação:
N2 (g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
Resolva: 
ΔSm
ø (NH3, g) = 192,4 J/K.mol
ΔSm
ø (N2, g) = 191,6 J/K.mol
ΔSm
ø (H2, g) = 130,7 J/K.mol
VARIAÇÕES DE ENTROPIAS GLOBAIS
Segunda lei da Termodinâmica se 
aplica apenas em sistemasisolados.
Vizinhança: 
 Calcular a variação de entropia da vizinhança e, então combiná-la com 
a variação de entropia do sistema. Conhecendo a variação da entropia 
global, pode-se prever se uma reação é espontânea, se a reação inversa 
é espontânea ou se o sistema está em equilíbrio.
ΔS > 0 = processo espontâneo
FASE TEMPERATURA 
(°C)
Sm° (J/K.moL)
SÓLIDO - 273 (0 K) 3,4
0 43,2
LÍQUIDO 0 65,2
20 69,6
100 86,8
VAPOR 100 196,9
200 204,1
Temperatura e pressão 
constante
Fluxo da mesma 
quantidade de energia
S
I
S
T
E
M
A
S
I
S
T
E
M
A
QUENTE
FRIO
Mudança de entropia 
da vizinhança
Pode-se esperar que a entropia da
vizinhança aumente quando a água
congelar porque o congelamento é
um processo exotérmico.
RESOLVA:
 Calcule a variação de entropia da vizinhança quando a seguinte 
reação se completa em 298 K.
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ΔH° = -9,222 x 10
4 J
Variação de Entropia Total
 Para usar a entropia na avaliação da direção da mudança 
espontânea, devemos considerar as variações de entropia do 
sistema e da vizinhança.
O critério para a espontaneidade é o aumento da 
entropia total, não o decréscimo da energia do sistema.
ΔS > 0 = processo espontâneo
ΔS < 0 = processo inverso é espontâneo
ΔS = 0 processo nãotem nenhuma direção
RESOLVA:
 Verifique se a combustão do magnésio é espontânea, em 25 °C, 
em condições padrão, calculando a variação de entropia total da 
reação do magnésio.
2 Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
ΔSø = - 217 J/K
ΔHø = - 1202 kJ
Entropia do sistema
Entropia total
Entropia da vizinhança
REAÇÃO EXOTÉRMICA REAÇÃO EXOTÉRMICA
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
q q
q
Equilíbrio: 
 Um sistema em equilíbrio não tende a mudar em direção 
alguma (direta ou inversa). Ele permanece nesse estado até ser 
perturbado por mudanças de condições, como o aumento de 
temperatura, a diminuição do volume ou a adição de mais 
reagentes.
 Equilíbrio dinâmico: no qual processos diretos e inversos 
continuam a ocorrer, porém sua velocidade é a mesma;
 Equilíbrio térmico: processo no qual um bloco está com a 
mesma temperatura que sua vizinhança. A energia continua a 
fluir em ambas as direções, mas sem transferência líquida;
Equilíbrio:
 Equilíbrio mecânico: processo no qual um gás confinado 
em um cilindro por um pistão tem pressão igual à de sua 
vizinhança, e o gás não tende a contrair ou expandir-se;
 Equilíbrio químico: processo no qual uma mistura de 
reação quando atinge uma certa composição, parece deter-se. 
Ou seja, produtos não tendem a se formar e nem voltar aos 
reagentes.
TERCEIRA LEI DA TERMODINÂMICA:
 Um dos problemas com o uso da segunda lei, para verificar se uma 
reação é espontânea é que para obter a variação de entropia total tem-
se que calcular três quantidades: a variação de entropia do sistema, a 
variação de entropia da vizinhança e a soma dessas duas quantidades.
ENERGIA LIVRE (G) Reúne dados da entropia do sistema com
dados da entropia da vizinhança.
Permite verificar se uma reação é espontânea e,
também, quanto trabalho de não-expansão pode-se
obter de um sistema.
Avalia como a mudança de temperatura pode mudar a
espontaneidade de uma reação.
(temperatura e pressão constantes)
Um aumento na entropia total corresponde a uma
diminuição de energia livre.
Variação de entalpia
Variação de 
entropia
Espontâneo?
Exotérmico (ΔH < 0) Aumenta (ΔS > 0) Sim, ΔG < 0
Exotérmico (ΔH < 0) Diminui(ΔS < 0)
Sim, se [TΔS] 
< [ΔH], ΔG < 0
Endotérmico (ΔH > 0) Aumenta (ΔS > 0)
Sim, se [TΔS] 
> [ΔH], ΔG < 0
Endotérmico (ΔH > 0) Diminui (ΔS < 0) Não, ΔG < 0
RESOLVA:
1. Calcule a variação de energia livre molar, ΔGm, do processo 
H2O (s)  H2O (l) em a) 10 °C e b) 0 °C, e verifique, para 
cada temperatura, se a fusão é espontânea, em pressão 
constante.
2. Calcule a energia livre padrão da reação e diga se é espontânea:
4NH3 (g) + 5O2 (g)  4NO (g) + 6H2O (g)
ENERGIA LIVRE DE REAÇÃO
ΔSø = 22,0 J/K.moL
ΔHø = 6,01 x 103 J/mol
ΔGr
ø (NO, g) = 86,55 kJ/K.mol
ΔGr
ø (H2O, g) = -228,57 kJ/K.mol
ΔGr
ø (NH3, g) = -16,45 kJ/K.mol
ΔGr
ø (O2, g) = 0