LISTA12_-_TERMODINÂMICA-2ª_LEI_e_GIBBS

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LISTA QUÍMICA GERAL 12 – TERMODINÂMICA: 2ª LEI e GIBBS
Profa Fatima Ventura Pereira Meirelles
1 – P2181004 - PARTE A: Um estudante deve propor como tarefa escolar, um processo de reciclagem de gás carbônico (CO2), um dos responsáveis pelo efeito estufa. 
Resolveu estudar a transformação desta substância em metano, à temperatura e pressão padrão, de acordo com a reação a seguir:
CO2(g) + 4 H2(g) ( CH4(g) + 2 H2O()
Os itens a e b abaixo devem ser respondidos com base na avaliação que o estudante faria em relação à espontaneidade da reação levando em consideração as variações de entropia, (S, e de entalpia, (H da reação.
a) Com base na equação acima, o que poderia o estudante concluir à respeito da variação de entropia da reação? Justifique sua resposta.
b) Para avaliar a variação de entalpia da reação, o estudante usou as informações contidas na tabela abaixo. Calcule a variação de entalpia da reação. Com base no seu resultado, qual seria a conclusão do estudante? Justifique sua resposta.
	Substância
	(Hof (kJ mol-1)
	CH4(g)
	- 74,8
	H2O()
	- 285,8
	CO2(g)
	- 393,5
	H2(g)
	0
c) Com base nas avaliações feitas nos itens a e b, o que poderia o estudante afirmar sobre a espontaneidade da reação? Justifique sua resposta.
d) Esboce um gráfico (energia X curso da reação) representando a variação de entalpia para esta reação.
PARTE B: "O grande astrofísico britânico Arthur Eddington uma vez proclamou que se a sua teoria contrariar alguma lei da física, tudo bem, é possível que a lei deva ser modificada. Mas se essa lei for a Segunda Lei da Termodinâmica, pode jogar sua teoria no lixo. A segunda lei da termodinâmica é, talvez, a lei natural mais fascinante.” (texto extraído da coluna de Marcelo Gleiser no Jornal Folha de São Paulo, de 19 de maio de 2002). 
Explique a 2a Lei da Termodinâmica.
2 – P3150609 As equações 1 e 2 representam respectivamente a vaporização e a decomposição da água, H2O. Considerando que os processos ocorram a pressão e temperatura constantes, responda o que se pede: 
Equação 1:	H2O(l) H2O(g)			ΔH(vap = 44,0 kJ 	ΔS(vap = 118,9 J K-1
Equação 2:	2H2O(g) ( 2H2(g) + O2(g)		ΔH(dec = 571,6 kJ 	
a) Calcule o valor de entropia padrão da água líquida, S(H2O(l).
b) Calcule o valor da variação de energia livre de Gibbs padrão, ΔG(, de vaporização da água (Equação 1) e indique a direção espontânea do processo, a 25 (C.
c) Calcule as temperaturas nas quais a vaporização e a decomposição da água passam a ser processos que ocorrem espontaneamente.
d) Calcule a variação de energia livre de Gibbs padrão, ΔG(, para a decomposição de 1 mol de H2O(g) a 1000 (C.
Obs. considere que (H° e (S° não variam com a temperatura.
Dados:
S( H2O(g) = 188,8 J K-1mol-1		S(H2(g) = 130,7 J K-1mol-1		S(O2(g) = 205,1 J K-1mol-1
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3 - P2070505 - O gráfico abaixo mostra a variação da energia livre de Gibbs em função da temperatura para as reações de C(grafite), Mg(s) e Zn(s) com oxigênio, conforme está indicado no gráfico.
Use o gráfico e responda:
Por que a reação Mg(s) + ZnO(s) ( MgO(s) + Zn(s) ocorre e a reação MgO(s) + Zn(s) (Mg(s) + ZnO(s) não ocorre no intervalo de temperatura mostrado no gráfico?
A partir de que temperatura a reação C(grafite) + ZnO(s) ( Zn(s) + CO(g) ocorre? Justifique.
c) A partir de que temperatura é possível produzir Zn(s) pela decomposição de ZnO(s)?
d) É possível que a reação de decomposição de CO(g) em C(grafite) e O2(g) seja espontânea no intervalo de temperaturas mostrado no gráfico? Justifique
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4 – P2200506 - Uma caverna com um ambiente químico muito peculiar foi descoberta no México. Nessa caverna, gás sulfídrico reage com oxigênio produzindo ácido sulfúrico, segundo a reação abaixo.
H2S(g) + 2O2(g) ( H2SO4(l)
a) Calcule (Ho, (So, (Go e diga se a reação é espontânea ou não. 
b) A reação é mais favorecida pela entropia ou pela entalpia? Justifique.
c) Explique o efeito da temperatura sobre essa reação.
Dados:
	Substância
	(Hof (kJ mol-1)
	So (J K-1 mol-1)
	H2S(g)
	-20,63
	205,79
	O2(g)
	0
	205,14
	H2SO4(l)
	-813,99
	156,90
1 - Resolução:
a) A entropia deve diminuir, porque a numero de mols de gás na reação diminuiu de 5 para 1.
b) ((°R = (((f°(produtos) - ((f°(reagentes) = [ - 74,8 + 2 x (- 285,80)] – [ - 393,5 + 4 x 0] = (-646,40 + 393,5) = - 252,9 kJ
A reação e exotérmica liberando 252,9 kJ de calor.
c) Para verificar a espontaneidade de uma reação química devemos avaliar o sinal do parâmetro termodinâmico energia livre de Gibbs, (G:
(G° = (H° - T(S°
Como (S<0 e (H<0 (itens a e b), (G poderá ser positivo ou negativo dependendo da temperatura. A reação será espontânea em temperaturas baixas e não espontânea em temperaturas altas. Portanto, apenas com as avaliações feitas nos item a e b, o estudante não poderia afirmar nada sobre a espontaneidade da reação.
d)
2 - Resolução:
a) S0H2O(l) = S0H2O(g) - ΔS0= 188,8 - 118,9 = 69,9 J K-1 mol-1
b) ΔG0 = ΔH0 - T ΔS0= 44.000 – 298 x 118,9 = 8.567,8 J. 
Logo, a direção do processo espontâneo a 25 0C é o da condensação da água líquida.
c) Para a vaporização da água, que ocorre em situação de quase-equilíbrio e em temperatura constante de mudança de fase, tem-se que a temperatura de vaporização é:
T = ΔH0/ ΔS0 = 44.000 J/118,9 JK-1 =370,1 K
Para a dissociação de 1 mol de água tem-se:	ΔG0 = ΔH0 - T ΔS0 < 0
Onde 	ΔS0 = (S0H2(g) + ½ S0O2(g) ) - S0H2O(g) = [(130,7 + (½ x 205,1)] - 188,8 = 44,9 JK-1
e	ΔH0 = 571.600 J / 2 mol = 285.800 J por mol de H2O.
Assim, ajustando o sinal: T > ΔH0/ ΔS0 		T > 285.800 J / 44,9 JK-1 =6.365,3 K
d) Para 1 mol de H2O: ΔG0 = ΔH0 - T ΔS0 = 285.800 – 1.273 x (44,9) = 228.642,3 J
3 - Resolução:
a) Porque para as temperaturas do intervalo estudado, a energia livre da reação de formação de MgO tem um valor sempre mais negativo do que para a formação de ZnO.
b) A partir de 1000 oC quando os valores da energia livre da reação de formação de CO(g) é menor do que de formação do ZnO.
c) A partir de 1900 oC quando o valor de (G para esta reação torna-se negativo.
d) Não, porque (G > 0 para todo o intervalo de temperaturas mostrado.
4 - Resolução:
a) ((Ho)reação = [(-813,99) – (-20,63)] kJ = -793,36 kJ
 ((So)reação = [(156,90) – (205,79 + 2x205,14)] J/K = -459,17 J/K = -0,45917 kJ/K
 ((Go)reação = [-793,36 – 298 x (-0,45917)] kJ = -656,56 kJ
Como ((Go)reação é negativo, a reação é favorável a formação do ácido sulfúrico
b) A variação da entropia é negativa, como esperado, já que a uma redução do número de mols das espécies gasosas, ou seja, considerando a variação da entropia ela não é favorável ao produto. Por outro lado, ((Ho)reação é negativo, ou seja, a reação é exotérmica, levando o sistema a uma posição mais favorável do ponto de vista energético. Assim sendo, a força-motriz da reação é a entalpia.
c)Como o (H° < 0 (negativo), o (S° < 0 (negativo) e o (G° <0 (negativo) a reação é espontânea a baixas temperaturas
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