2 - Termodinâmica

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Termodinâmica Química 
QUÍMICA GERAL II 
Prof. Dr. José Carlos Oliveira Santos 
jose.oliveira@professor.ufcg.edu.br 
UABQ/CES/UFCG 
• Termodinâmica é o estudo da energia e suas transformações. 
 
• Na Termoquímica, estudamos as transformações de energia – 
especialmente calor – durante as reações químicas. 
 
• Reações que liberam energia: reações que envolvem alimentos e 
combustíveis. 
 
• Reações que que aborvem energia: quebra da água em oxigênio 
e hidrogênio. 
Introdução 
Energia cinética e energia potencial 
 
• Energia cinética é a energia do movimento: 
 
• Energia potencial é a energia que um objeto possui em virtude de 
sua posição.A energia potencial pode ser convertida em energia 
cinética. Por ex.: um ciclista no topo de um morro. 
 
 
 
A natureza da energia 
• Energia interna: é a soma de toda a energia cinética e potencial de 
um sistema. 
 
• Não se pode medir a energia interna absoluta. 
• A unidade SI para energia é o joule, J. 
1 J = 1 kg.m2/s2 
 
• Algumas vezes utilizamos a caloria em vez do joule: 
1 cal = 4,184 J 
• Uma caloria nutricional: 
1 cal = 1.000 cal = 1 kcal 
 
Unidades de energia 
A natureza da energia 
 
• Sistema: é a parte do universo na qual estamos interessados. 
• Vizinhança: é o resto do universo. 
• Força é uma tração ou uma compressão exercida em um objeto. 
• Trabalho é o produto da força aplicada em um objeto em uma 
distância. 
w = F. d 
• Energia é o trabalho realizado para mover um objeto contra uma 
força. 
• Calor é a transferência de energia entre dois objetos. 
 
• Energia é a capacidade de realizar trabalho ou de transferir calor. 
Trabalho e Calor 
1. Qual dos seguintes itens envolve maior variação na energia 
potencial? (a) um objeto de 50 kg é jogado ao chão de uma 
altura de 8 m? (b) um objeto de 20 kg é elevado do chão a uma 
altura de 20m. Dado: g = 9,81 m/s2. 
 
Exercícios Resolvidos 
2. Qual é a energia cinética, em J, de: (a) um átomo de argônio 
movendo-se a uma velocidade de 650 m/s? (b) um mol de átomos de 
argônio movendo a uma velocidade de 650 m/s? Dados: Ar = 40 
g/mol. 
Exercícios Resolvidos 
• A energia interna de um sistema pode mudar por causa da energia 
transferida entre o sistema e a vizinhança. 
• A energia não pode ser criada ou destruída. 
• A energia (sistema + vizinhança) é constante. 
• Toda energia transferida de um sistema deve ser transferida para as 
vizinhanças (e vice-versa). 
 
DE = Efinal - Einicial 
A primeira lei da termodinâmica 
• A partir da primeira lei da 
termodinâmica: quando um sistema 
sofre qualquer mudança física ou 
química, a variação obtida em sua 
energia interna, DE, é dada pelo 
calor adicionado ou liberado pelo 
sistema, q, mais o trabalho 
realizado pelo ou no sistema: 
A primeira lei da termodinâmica 
DE = q + w 
A primeira lei da termodinâmica 
Processos endotérmicos e exotérmicos 
• Endotérmico: absorve calor da vizinhança. 
• Exotérmico: transfere calor para a vizinhança. 
• Uma reação endotérmica mostra-se fria. 
• Uma reação exotérmica mostra-se quente. 
 
A primeira lei da termodinâmica 
3. Os gases hidrogênio e oxigênio, no cilindro 
ilustrado ao lado, são queimados. Enquanto a reação 
ocorre, o sistema perde 1150 J de calor para a 
vizinhança. A reação faz também com que o êmbolo 
suba a medida que os gases quentes se expandem. O 
gás em expansão realiza 480 J de trabalho na 
vizinhança a medida que pressiona a atmosfera. Qual 
a mudança na energia interna do sistema? 
Exercícios Resolvidos 
4. Calcule a variação de energia interna do sistema para um processo 
no qual ele absorve 140 J de calor da vizinhança e realiza 85 J de 
trabalho na vizinhança. 
Exercícios Resolvidos 
Funções de estado 
• Função de estado: depende somente dos estados inicial e final do 
sistema, e não de como a energia interna é utilizada. 
 
A primeira lei da termodinâmica 
 
• As reações químicas podem absorver ou liberar calor. No entanto, 
elas também podem provocar a realização de trabalho. 
• Por exemplo, quando um gás é produzido, ele pode ser utilizado 
para empurrar um pistão, realizando, assim, trabalho. 
 
 Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g) 
 
 
 
• O trabalho realizado pela reação acima é denominado trabalho de 
pressão-volume. 
Entalpia 
 
• Quando a pressão é constante, o trabalho é dado por: 
w = -P.DV 
• A função termodinâmica entalpia responde pelo fluxo de calor 
nas reações químicas, a pressão constante. A entalpia será a 
energia interna mais o trabalho: 
H = E + PV 
• Considerando uma variação a pressão constante: 
 DH =D( E + PV) 
DH = DE + DPV 
• Assim: DH = qp 
Entalpia 
 
• Entalpia, H: é o calor transferido entre o sistema e a vizinhança 
realizado sob pressão constante. 
• Entalpia é uma função de estado. 
• Quando DH é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança. 
• Quando DH é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança. 
 
 
Entalpia 
5. Indique o sinal da variação de entalpia, DH, em cada um dos 
seguintes processos realizados sob pressão constante,e informe se o 
processo é endotérmico ou exotérmico: 
(a) Um cubo de gelo se derrete. 
(b) 1 g de butano é queimado em oxigênio suficiente para a 
completa combustão em CO2 e H2O. 
(c) Uma bola de boliche cai de uma árvore de 2,4 metros em balde 
de areia. 
Exercícios Resolvidos 
Como : 
DH = Hfinal - Hinicial 
A variação de entalpia de uma reação química é dada pela entalpia 
dos produtos menos a entalpia dos reagentes: 
DH = Hprodutos - Hreagentes 
 
A variação de entalpia que acompanha uma reação é chamada 
entalpia de reação ou simplesmente calor de reação. 
Entalpias de reação 
A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do DH é 
diretamente proporcional à quantidade): 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) DH = -890 kJ 
2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) DH = 1780 kJ 
Entalpias de reação 
 
• Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do DH: 
CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) DH = +890 kJ 
 
• A variação na entalpia depende do estado: 
H2O(g)  H2O(l) DH = -88 kJ 
 
• Se 1 mol de composto é formado a partir de seus elementos 
constituintes, a variação de entalpia para a reação é denominada 
entalpia de formação, DHof . 
• Condições padrão (estado padrão): 1 atm e 25 oC (298 K). 
• A entalpia padrão, DHo, é a entalpia medida quando tudo está em 
seu estado padrão. 
• Entalpia padrão de formação: 1 mol de composto é formado a 
partir de substâncias em seus estados padrão. 
• A entalpia padrão de formação da forma mais estável de um 
elemento é zero. 
Entalpias de formação 
Entalpias de formação 
6. Qual a quantidade de calor que é liberada quando 4,50 g de gás 
metano são queimados em um sistema a pressão constante? 
Exercícios Resolvidos 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) DH = -890 kJ 
7. O peróxido de hidrogênio pode se decompor em água e oxigênio 
por meio da seguinte reação: 
2H2O2(l)  2H2O(l) + O2(g) DH = -196 kJ 
Calcule o valor de q quando 5,00 g de H2O2(l) se decompõe a 
pressão constante. 
Exercícios Resolvidos 
8. Utilizando as entalpias padrão de formação tabeladas, calcule a 
variação da entalpia para as reações: 
Exercícios Resolvidos 
(b) C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(l) 
Capacidade calorífica e calor específico 
 
• O valor de DH pode ser determinado experimentalmente pela 
medida do fluxo de calor que acompanha uma reação química. 
 
• Calorimetria = a medição do fluxo de calor. 
• Calorímetro = o instrumento que mede o fluxo de calor. 
 
• Os objetos podem emitir ou absorver calor. 
Calorimetria 
Capacidade calorífica e calor específico 
 
• A variação de temperatura ocorrida em um objeto quando ele 
absorve certa quantidade de energia é determinada pela sua 
capacidade calorífica. 
• Capacidade calorífica molar = a capacidade calorífica de 1 mol 
de uma substância. 
• Calor específico = a capacidade caloríficaespecífica = a 
capacidade de calor de 1 g de uma substância. 
Calorimetria 
• A reação é realizada a uma 
pressão constante da 
atmosfera. 
• Utilize uma bomba 
calorimétrica. 
• Normalmente estuda a 
combustão. 
 
Bomba calorimétrica 
(calorimetria de volume constante) 
Calorimetria 
9. (a) Qual a quantidade de calor necessária para aquecer 250 g de 
água de 22oC até aproximadamente seu ponto de ebulição, 98oC? O 
calor específico da água é 4,18 J/gK. (b) Qual é a capacidade 
calorífica molar da água? Dados: H =1 ;O = 16. 
Exercícios Resolvidos 
10. Grandes camadas de pedras são utilizadas em algumas 
residências com aquecimento solar para armazenar calor. Suponha 
que o calor específico das pedras seja 0,82 J/gK. Calcule a 
quantidade de calor absorvido por 50 kg de pedras se sua 
temperatura aumentar 12oC. 
Exercícios Resolvidos 
11. Quando um aluno mistura 50 mL de HCl 1,0 mol/L e 50 mL de 
NaOH 1,0 mol/L em um calorímetro de copo de isopor, a 
temperatura da solução resultante aumenta de 21oC para 27,5oC. 
Calcule a variação de entalpia para a reação, supondo que o 
calorímetro perde apenas uma quantidade desprezível de calor, que 
o volume total da solução é 100 mL, que sua densidade é 1,0 g/mL 
e que seu calor específico é 4,18 J/gK. 
Exercícios Resolvidos 
12. Metilhidrazina (CH6N2) é comumente utilizada como um 
combustível líquido de foguete. A combustão da metilhidrazina é 
dada pela reação: 
2CH6N2 + 5O2  2N2 + 2CO2 + 6H2O(l) 
Quando 4 g metilhidrazina sofrem combustão em uma bomba 
calorimétrica, a temperatura do calorímetro aumenta de 25oC para 
39,5oC. Em um experimento, a capacidade calorífica do 
calorímetro foi medida como 7,794 kJ/oC. Qual é o calor de reação 
para a combustão de 1 mol de metilhidrazina nesse calorímetro? 
Exercícios Resolvidos 
 
• Utilizamos a lei de Hess para calcular as entalpias de uma reação a 
partir das entalpias de formação. 
 
• A lei de Hess: se uma reação é executada em uma série de etapas, 
o DH para a reação será igual à soma das variações de entalpia para 
as etapas individuais. 
• Por exemplo: 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) DH = -802 kJ 
2H2O(g)  2H2O(l) DH = -88 kJ 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) DH = -890 kJ 
 
 
Lei de Hess 
 
Observe que: 
DH1 = DH2 + DH3 
Lei de Hess 
Exercícios Resolvidos 
14. O carbono ocorre em duas formas, grafite e diamante. A 
entalpia de combustão do grafite é –393,5 kJ/mol de C e a do 
diamante é –395,4 kJ/mol de CO: 
C(grafite) + O2(g)  CO2(g) DH = –393,5 kJ/mol 
C(diamante) + O2(g)  CO2(g) DH = –395,4 kJ/mol 
Calcule o DH para a conversão de grafite em diamante: 
C(grafite)  C(diamante) 
Exercícios Resolvidos 
Exercícios Resolvidos 
Exercícios Resolvidos 
 
• A termodinâmica está relacionada com a pergunta: uma reação 
pode ocorrer? 
• A primeira lei de termodinâmica: a energia é conservada. 
• Qualquer processo que ocorra sem intervenção externa é 
espontâneo. 
• Quando dois ovos caem no chão, eles se quebram 
espontaneamente. 
• A reação inversa não é espontânea. 
• Podemos concluir que um processo espontâneo tem um sentido. 
• Um processo que é espontâneo em um sentido não é espontâneo no 
sentido contrário. 
Processos espontâneos 
 
• O sentido de um processo espontâneo pode depender da 
temperatura: gelo se transformando em água é espontâneo a T > 
0C, água se transformado em gelo é espontâneo a T < 0C. 
 
Processos espontâneos 
 
 
• Um processo reversível é o que pode ir e voltar entre estados pela 
mesma trajetória. 
Processos reversíveis e irreversíveis 
– Quando 1 mol de água é congelado a 1 atm a 0C para formar 1 
mol de gelo, q = DHvap de calor é removido. 
– Para inverter o processo, q = DHvap deve ser adicionado ao 1 
mol de gelo a 1 atm para formar 1 mol de água a 0C. 
– Portanto, a conversão entre 1 mol de gelo e 1 mol de água a 0C 
é um processo reversível. 
• Deixar 1 mol de gelo aquecer é um processo irreversível. Para ter o 
processo inverso, a temperatura da água deve ser reduzida a 0C. 
Expansão espontânea de um gás 
• Por que ocorrem os processos espontâneos? 
• Considere um estado inicial: dois frascos 
conectados por um registro fechado. Um frasco 
é evacuado e o outro contém 1 atm de gás. 
• O estado final: dois frascos conectados por um 
registro aberto. Cada frasco contém gás a 0,5 
atm. 
 
Entropia e a segunda lei 
da termodinâmica 
Expansão espontânea de um gás 
• A expansão do gás é isotérmica (com temperatura constante). 
Conseqüentemente, o gás não executa trabalho e o calor não é 
transferido. 
• Considere o simples caso onde existem duas moléculas de gás nos 
frascos. Antes do registro ser aberto, ambas as moléculas de gás 
estarão em um frasco. Uma vez que o registro é aberto, há uma 
probabilidade maior que uma molécula esteja em cada frasco do 
que ambas as moléculas estarem no mesmo frasco. 
 
Entropia e a segunda lei da 
termodinâmica 
Entropia 
• A entropia, S, é uma medida da desordem de um sistema. 
• As reações espontâneas seguem no sentido da diminuição de 
energia ou do aumento da entropia. 
• No gelo, as moléculas são muito bem ordenadas por causa das 
ligações H. Portanto, o gelo tem uma entropia baixa. À medida que 
o gelo derrete, quebram-se as forças intermoleculares (requer 
energia), mas a ordem é interrompida (então a entropia aumenta). 
A água é mais desorganizada do que o gelo, então o gelo derrete 
espontaneamente à temperatura ambiente. 
 
Entropia e a segunda lei 
da termodinâmica 
Entropia 
• Existe um equilíbrio entre a energia e as considerações de entropia. 
• Quando um sólido iônico é colocado na água, duas coisas 
acontecem: 
– a água se organiza em hidratos em torno dos íons (então a 
entropia diminui) e 
– os íons no cristal se dissociam (os íons hidratados são menos 
ordenados do que o cristal, então a entropia aumenta). 
 
Entropia e a segunda lei 
da termodinâmica 
Entropia 
• Geralmente, quando um aumento na entropia em um processo está 
associado a uma diminuição na entropia em outro sistema, 
predomina o aumento em entropia. 
• A entropia é uma função de estado. 
• Para um sistema, 
DS = Sfinal - Sinicial 
• Se DS > 0, a desordem aumenta, se DS < 0 a ordem aumenta. 
Entropia e a segunda lei 
da termodinâmica 
Segunda lei da termodinâmica 
• A segunda lei da termodinâmica explica a razão dos processos 
espontâneos terem um sentido. 
• Em qualquer processo espontâneo, a entropia do universo aumenta. 
• DSuniv = DSsis + DSviz: a variação de entropia do universo é a soma 
da variação de entropia do sistema e a variação de entropia da 
vizinhança. 
• A entropia não é conservada: DSuniv está aumentando. 
Entropia e a segunda lei 
da termodinâmica 
Segunda lei da termodinâmica 
• Para um processo reversível: DSuniv = 0. 
• Para um processo espontâneo (e irreversível): DSuniv > 0. 
• Observe: a segunda lei afirma que a entropia do universo deve 
aumentar em um processo espontâneo. É possível que a entropia de 
um sistema diminua desde que a entropia da vizinhança aumente. 
• Para um sistema isolado, DSsis = 0 para um processo reversível e 
DSsis > 0 para um processo espontâneo. 
Entropia e a segunda lei 
da termodinâmica 
17. Considerando a desordem nos reagentes e produtos, determine 
se DS é positivo ou negativo para cada um dos seguintes processos: 
(a) H2O(l)  H2O(g) 
(b) Ag+(aq) + Cl-(aq)  AgCl(s) 
(c) 4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s) 
 
Exercícios Resolvidos 
18. Indique se cada uma das seguintes reações produz aumento ou 
diminuição na entropia do sistema: 
(a) CO2(s)  CO2(g) 
(b) CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) 
 
Exercícios Resolvidos 
19. O elemento mercúrio, Hg, é um líquido prateado à temperatura 
ambiente. O ponto de congelamento normal do mercúrio é –38,9oC 
e a respectiva entalpia molar de fusão é DHfus = 2,29 kJ/mol. Qual 
é a variaçãode entropia do sistema quando 50 g de mercúrio 
líquido se congela no ponto de fusão normal? Dados: Hg = 201. 
 
Exercícios Resolvidos 
20. O ponto de ebulição normal do etanol, C2H5OH, é 78,3
oC e sua 
entalpia molar de vaporização é 38,56 kJ/mol. Qual é a variação de 
entropia quando 68,3 g de etanol gasoso se condensa em líquido no 
ponto de ebulição normal? Dados: C= 12; H = 1;O = 16. 
 
Exercícios Resolvidos 
21. Considere a fusão reversível de 1 mol de gelo em um banho 
grande, isotérmico, contendo água a 0oC e 1 atm de pressão. A 
entalpia de fusão do gelo é 6,01 kJ/mol. Calcule a variação de 
entropia no sistema e na vizinhança, bem como a variação de 
entropia do universo para esse processo. 
Exercícios Resolvidos 
22. A entalpia molar de vaporização para o bromo líquido é 30,71 
kJ/mol. Calcule a variação de entropia no sistema, na vizinhança e 
no universo para a vaporização reversível de 1 mol de bromo 
líquido (Br2) em seu ponto de ebulição normal (59
oC). 
Exercícios Resolvidos 
 
• Um gás é menos ordenado do que um líquido, 
que é menos ordenado do que um sólido. 
Ssólido < Slíquido < Sgás 
• Qualquer processo que aumenta o número de 
moléculas de gás leva a um aumento em 
entropia. 
• Quando NO(g) reage com O2(g) para formar 
NO2(g), o número total de moléculas de gás 
diminui e a entropia diminui. 
Interpretação molecular da 
entropia 
 
• Terceira lei de termodinâmica: a entropia de um cristal perfeito a 
0 K é zero. 
• A entropia varia dramaticamente em uma mudança de fase. 
• Ao aquecermos uma substância a partir do zero absoluto, a 
entropia deve aumentar. 
• Se existem duas formas de estado sólido diferentes para uma 
substância, a entropia aumenta na mudança de fase do estado 
sólido. 
Interpretação molecular da 
entropia 
Interpretação molecular da 
entropia 
 
• A ebulição corresponde a uma maior variação na entropia do que a 
fusão. 
• A entropia aumenta quando 
– líquidos ou soluções são formados 
a partir de sólidos, 
– gases são formados a partir de 
sólidos ou líquidos, 
– o número de moléculas de gás 
aumenta, 
– a temperatura aumenta. 
23. Escolha a amostra de matéria que tem a maior entropia em 
cada par, e justifique sua escolha. 
(a) 1 mol de NaCl(s) ou 1 mol de HCl(g) a 25oC; 
(b) 2 mols de HCl(g) ou 1 mol de HCl(g) a 25oC; 
(c) 1 mol de HCl(g) ou 1 mol de Ar(g) a 25oC; 
(d) 1 mol de N2(s) a 24 K ou 1 mol de N2(g) a 298 K; 
(e) 1 mol de H2(g) na CTP ou 1 mol de H2(g) a 100
oC e 0,5 atm. 
Exercícios Resolvidos 
24. Determine se DS é positivo ou negativo em cada um dos 
processos: 
(a) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
(b) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
(c) HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s) 
(d) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 
(e) Resfriar o gás nitrogênio de 20oC para –50oC. 
Exercícios Resolvidos 
 
• A entropia absoluta pode ser 
determinada a partir de medidas 
tabeladas. 
DS = Sprodutos - Sreagentes 
• A entropia molar padrão, S: a 
entropia de uma substância em seu 
estado padrão. Similar em conceito ao 
DH. 
• Unidades: J/molK 
• As entropias molares padrão dos 
elementos não são iguais a zero. 
Variações de entropia nas 
reações químicas 
25. Calcule DS0 para a síntese da amônia a partir de N2(g) e H2(g) a 
298 K: 
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
Exercícios Resolvidos 
26. Usando as entropias-padrão tabeladas, calcule a variação de 
entropia, DS0, para a seguinte reação a 298 K: 
Al2O3(s) + 3H2(g) → 2Al(s) + 3H2O(g) 
Exercícios Resolvidos 
 
• Para uma reação espontânea, a entropia do universo deve aumentar. 
• As reações com valores de DH grandes e negativos são 
espontâneas. 
• Como balancear DS e DH para prever se uma reação é espontânea? 
• A energia livre de Gibbs, G, de um estado é: 
 
• Para um processo que ocorre a uma temperatura constante: 
 
 
TSHG 
STHG DDD
Energia livre de Gibbs 
 
• Existem três condições importantes: 
– Se DG < 0, então a reação direta é espontânea. 
– Se DG = 0, então a reação está em equilíbrio e não ocorrerá 
nenhuma reação liquída. 
– Se DG > 0, então a reação direta não é espontânea. Se DG > 0, 
trabalho deve ser fornecido dos arredores para guiar a reação. 
• Para uma reação, a energia livre dos reagentes diminui para um 
mínimo (equilíbrio) e então aumenta para a energia livre dos 
produtos. 
Energia livre de Gibbs 
• Podemos arranjar em forma de tabelar as energias livres padrão de 
formação, DGf (entalpias padrão de formação). 
• Estados padrão são: sólido puro, líquido puro, 1 atm (gás), 1 mol/L 
de concentração (solução) e DG = 0 para os elementos. 
• O DG para um processo é dado por 
 
 
• A quantidade de DG para uma reação nos diz se uma mistura de 
substâncias reagirá espontaneamente para produzir mais reagentes 
(DG > 0) ou produtos (DG < 0). 
Energia livre de Gibbs 
 
• Focaremos em DG = DH - TDS: 
– Se DH < 0 e DS > 0, então DG é sempre negativo. 
– Se DH > 0 e DS < 0, então DG é sempre positivo. (Isto é, o 
inverso de 1.) 
– Se DH < 0 e DS < 0, então DG é negativo em baixas 
termperaturas. 
– Se DH > 0 e DS > 0, então DG é negativo em altas 
temperaturas. 
• Mesmo que uma reação tenha um DG negativo, ela pode ocorrer 
muito lentamente para ser observada. 
Energia livre e temperatura 
27. Usando os dados de energia livre padrão tabelados, calcule a 
variação de energia livre padrão, DG0, para a seguinte reação a 298 
K, e determine qual é o DG0 para o inverso da reação. 
 
P4(g) + 6Cl2(g) → 4PCl3(g) 
Exercícios Resolvidos 
28. Usando os dados de energia livre padrão tabelados, calcule DG0 
a 298 K para a combustão do metano. 
 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
Exercícios Resolvidos 
29. Usando os dados tabelados da entalpia padrão de formação e da 
entropia padrão, calcule DH0 e DS0 para a reação abaixo a 298 K: 
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
Usando os valores obtidos, estime o valor de DG0 a 298 K e 773 K. 
 
Exercícios Resolvidos 
30. Usando os dados tabelados da entalpia padrão de formação e da 
entropia padrão, calcule DH0 e DS0 para a reação abaixo a 298 K: 
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 
Usando os valores obtidos, estime o valor de DG0 a 400 K. 
 
Exercícios Resolvidos 
Exercícios Resolvidos 
31. Determinada reação química tem DH0 = -19,5 kJ/mol e DS0 = 
+42,7 J/K. (a) A reação é endotérmica ou exotérmica? (b) A 
reação leva a aumento ou diminuição da desordem do sistema? (c) 
Calcule DG0 para a reação a 298 K; (d) a reação é espontânea a 
298 K?