16.9: Exercícios

16.1 Espontaneidade

1.

O que é uma reação espontânea?

2.

O que é uma reação não espontânea?

3.

Indique se os seguintes processos são espontâneos ou não espontâneos.

(a) Congelação de água líquida a uma temperatura abaixo do seu ponto de congelamento

(b) Congelação de água líquida a uma temperatura acima do seu ponto de congelamento

(c) A combustão da gasolina

(d) Uma bola jogada no ar

(e) Uma gota de chuva caindo no chão

(f) Ferrugem do ferro em uma atmosfera úmida

4.

Um balão cheio de hélio se esvazia espontaneamente durante a noite à medida que os átomos de He se difundem pela parede do balão. Descreva a redistribuição de matéria e/ou energia que acompanha esse processo.

5.

Muitos materiais plásticos são polímeros orgânicos que contêm carbono e hidrogênio. A oxidação desses plásticos no ar para formar dióxido de carbono e água é um processo espontâneo; no entanto, os materiais plásticos tendem a persistir no meio ambiente. Explique.

16.2 Entropia

6.

Na Figura 16.8, todas as distribuições e microestados possíveis são mostrados para quatro partículas diferentes compartilhadas entre duas caixas. Determine a mudança de entropia, ΔS, se as partículas forem inicialmente distribuídas uniformemente entre as duas caixas, mas após a redistribuição, todas acabarão na Caixa (b).

7.

Na Figura 16.8, todas as distribuições e microestados possíveis são mostradas para quatro partículas diferentes compartilhadas entre duas caixas. Determine a mudança de entropia, ΔS, para o sistema quando ele é convertido de distribuição (b) para distribuição (d).

8.

Como o processo descrito no item anterior se relaciona com o sistema mostrado na Figura 16.4?

9.

Considere um sistema semelhante ao da Figura 16.8, exceto que ele contém seis partículas em vez de quatro. Qual é a probabilidade de ter todas as partículas em apenas uma das duas caixas do estojo? Compare isso com a probabilidade semelhante para o sistema de quatro partículas que derivamos ser igual a$\frac{1}{8}.$O que essa comparação nos diz sobre sistemas ainda maiores?

10.

Considere o sistema mostrado na Figura 16.9. Qual é a mudança na entropia para o processo em que a energia é inicialmente associada apenas à partícula A, mas no estado final a energia é distribuída entre duas partículas diferentes?

11.

Considere o sistema mostrado na Figura 16.9. Qual é a mudança na entropia para o processo em que a energia é inicialmente associada às partículas A e B, e a energia é distribuída entre duas partículas em caixas diferentes (uma em A-B, a outra em C-D)?

12.

Organize os seguintes conjuntos de sistemas em ordem crescente de entropia. Suponha um mol de cada substância e a mesma temperatura para cada membro de um conjunto.

(a) H (₂ g), HBro ₄ (g), HBr (g)

(b) H ₂ O (l), H ₂ O (g), H ₂ O (s)

(c) He (g), Cl ₂ (g), P ₄ (g)

13.

À temperatura ambiente, a entropia dos halogênios aumenta de I ₂ para Br ₂ para Cl ₂. Explique.

14.

Considere dois processos: sublimação de I ₂ (s) e fusão de I ₂ (s) (Nota: o último processo pode ocorrer na mesma temperatura, mas com uma pressão um pouco mais alta).

${\text{EU}}_2(s)⟶{\text{EU}}_2(g)$

${\text{EU}}_2(s)⟶{\text{EU}}_2(l)$

ΔS é positivo ou negativo nesses processos? Em qual dos processos a magnitude da mudança de entropia será maior?

15.

Indique qual substância nos pares dados tem o maior valor de entropia. Explique suas escolhas.

(a) C ₂ H ₅ OH (l) ou C ₃ H ₇ OH (l)

(b) C ₂ H ₅ OH (l) ou C ₂ H ₅ OH (g)

(c) 2H (g) ou H (g)

16.

Preveja o sinal da mudança de entropia para os seguintes processos.

(a) Um cubo de gelo é aquecido até perto de seu ponto de fusão.

(b) A respiração expirada forma neblina em uma manhã fria.

(c) A neve derrete.

17.

Preveja o sinal da mudança de entropia para os seguintes processos. Dê um motivo para sua previsão.

(uma)${\text{Na}}^{\mathrm{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{Cl}}^{\mathrm{-}}(\mathrm{uma}q)⟶\text{NaCl}(s)$

(b)$2\text{Fe}(s)+\frac{3}{2}{\text{O}}_2(g)⟶{\text{Fe}}_2{\text{O}}_2(s)$

(c)$2{\text{C}}_6{\text{H}}_{14}(l)+19{\text{O}}_2(g)⟶14{\text{H}}_2\text{O}(g)+12{\text{CO}}_2(g)$

18.

Escreva a equação química balanceada para a combustão do metano, CH ₄ (g), para dar dióxido de carbono e vapor de água. Explique por que é difícil prever se ΔS é positivo ou negativo para essa reação química.

19.

Escreva a equação química balanceada para a combustão do benzeno, C ₆ H ₆ (l), para dar dióxido de carbono e vapor de água. Você esperaria que ΔS fosse positivo ou negativo nesse processo?

16.3 A Segunda e a Terceira Leis da Termodinâmica

20.

Qual é a diferença entre ΔS e ΔS° para uma mudança química?

21.

Calcular$\text{Δ}S\text{°}$para as seguintes alterações.

(uma)${\text{SNCl}}_4(l)⟶{\text{SNCl}}_4(g)$

(b)${\text{CS}}_2(g)⟶{\text{CS}}_2(l)$

(c)$\text{Cu}(s)⟶\text{Cu}(g)$

(d)${\text{H}}_2\text{O}(l)⟶{\text{H}}_2\text{O}(g)$

(e)$2{\text{H}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶2{\text{H}}_2\text{O}(l)$

(f)$2\text{HCl}(g)+\text{Pb}(s)⟶{\text{PbCl}}_2(s)+{\text{H}}_2(g)$

(g)$\text{Zn}(s)+{\text{CuSo}}_4(s)⟶\text{Cu}(s)+{\text{ZnSO}}_4(s)$

22.

Determine a mudança de entropia para a combustão de etanol líquido, C ₂ H ₅ OH, sob as condições padrão para fornecer dióxido de carbono gasoso e água líquida.

23.

Determine a mudança de entropia para a combustão do propano gasoso, C ₃ H ₈, sob as condições padrão para fornecer dióxido de carbono gasoso e água.

24.

As reações de “termita” têm sido usadas para soldar peças de metal, como trilhos ferroviários e no refino de metais. Uma dessas reações de termita é${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3(s)+2\text{Al}(s)⟶{\text{Al}}_2{\text{O}}_3(s)+2\text{Fe}(s).$ A reação é espontânea à temperatura ambiente sob condições padrão? Durante a reação, o ambiente absorve 851,8 kJ/mol de calor.

25.

Usando o relevante$S\text{°}$valores listados no Apêndice G, calcule${\text{Δ}S\text{°}}_{298}$ para as seguintes alterações:

(uma)${\text{N}}_2(g)+3{\text{H}}_2(g)⟶2{\text{NH}}_3(g)$

(b)${\text{N}}_2(g)+\frac{5}{2}{\text{O}}_2(g)⟶{\text{N}}_2{\text{O}}_5(g)$

26.

A partir das informações a seguir, determine$\text{Δ}S\text{°}$para o seguinte:

$\text{N}(g)+\text{O}(g)⟶\text{NÃO}(g)\text{Δ}S\text{°}=?$

${\text{N}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶2\text{NÃO}(g)\text{Δ}S\text{°}=\text{24,8 KG/M}$

${\text{N}}_2(g)⟶2\text{N}(g)\text{Δ}S\text{°}=\text{15,0 KG/L}$

${\text{O}}_2(g)⟶2\text{O}(g)\text{Δ}S\text{°}=\text{17,0 KG/M}$

27.

Calculando ΔS _univ em cada temperatura, determine se a fusão de 1 mol de NaCl (s) é espontânea a 500 °C e a 700 °C.
$S_{\text{NaCl}(s)}^{°}=\mathrm{72,11}\frac{\text{J}}{\text{Leite}}{S}_{\text{NaCl}(l)}^{°}=\mathrm{95,06}\frac{\text{J}}{\text{Leite}}\text{Δ}{H}_{\text{fusão}}^{°}=\text{27,95 kJ/mol}$

Quais suposições são feitas sobre as informações termodinâmicas (valores de entropia e entalpia) usadas para resolver esse problema?

28.

Use os dados de entropia padrão no Apêndice G para determinar a mudança na entropia para cada uma das seguintes reações. Todos os processos ocorrem nas condições padrão e 25 °C.

(uma)${\text{Não}}_2(s)⟶\text{Mn}(s)+{\text{O}}_2(g)$

(b)${\text{H}}_2(g)+{\text{Br}}_2(l)⟶\text{2 HBr}(g)$

(c)$\text{Cu}(s)+\text{S}(g)⟶\text{UCs}(s)$

(d)$\text{2 lioH}(s)+{\text{CO}}_2(g)⟶{\text{Li}}_2{\text{CO}}_3(s)+{\text{H}}_2\text{O}(g)$

(e)${\text{CH}}_4(g)+{\text{O}}_2(g)⟶\text{C}(s,\text{grafite})+{\text{2H}}_2\text{O}(g)$

(f)${\text{CS}}_2(g)+{\text{3 Cl}}_2(g)⟶{\text{cCl}}_4(g)+{\text{S}}_2{\text{Cl}}_2(g)$

29.

Use os dados de entropia padrão no Apêndice G para determinar a mudança na entropia para cada uma das seguintes reações. Todos os processos ocorrem nas condições padrão e 25 °C.

(uma)$\text{C}(s\text{, grafite})+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{CO}}_2(g)$

(b)${\text{O}}_2(g)+{\text{N}}_2(g)⟶\text{2 NÃO}(g)$

(c)$\text{2Cu}(s)+\text{S}(g)⟶{\text{Cu}}_2\text{S}(s)$

(d)$\text{CaO}(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶\text{Ca}{(\text{OH})}_2(s)$

(e)${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3(s)+\text{3CO}(g)⟶\text{2Fe}(s)+{\text{3CO}}_2(g)$

(f)${\text{CaSO}}_4\text{·}{\text{2H}}_2\text{O}(s)⟶{\text{CaSO}}_4(s)+{\text{2H}}_2\text{O}(g)$

16.4 Energia livre

30.

Qual é a diferença entre ΔG e ΔG° para uma mudança química?

31.

Uma reação tem$\text{Δ}H\text{°}$= 100 kJ/mol e$\text{Δ}S\text{°}=\text{250 J/mol.}$A reação é espontânea à temperatura ambiente? Se não, sob quais condições de temperatura ele se tornará espontâneo?

32.

Explique o que acontece quando uma reação começa com ΔG < 0 (negativo) e atinge o ponto em que ΔG = 0.

33.

Use os dados padrão de energia livre de formação no Apêndice G para determinar a mudança de energia livre para cada uma das seguintes reações, que são executadas em condições de estado padrão e 25 °C. Identifique cada uma como espontânea ou não espontânea nessas condições.

(uma)${\text{Não}}_2(s)⟶\text{Mn}(s)+{\text{O}}_2(g)$

(b)${\text{H}}_2(g)+{\text{Br}}_2(l)⟶\text{2 HBr}(g)$

(c)$\text{Cu}(s)+\text{S}(g)⟶\text{UCs}(s)$

(d)$\text{2 lioH}(s)+{\text{CO}}_2(g)⟶{\text{Li}}_2{\text{CO}}_3(s)+{\text{H}}_2\text{O}(g)$

(e)${\text{CH}}_4(g)+{\text{O}}_2(g)⟶\text{C}(s,\text{grafite})+{\text{2H}}_2\text{O}(g)$

(f)${\text{CS}}_2(g)+{\text{3 Cl}}_2(g)⟶{\text{cCl}}_4(g)+{\text{S}}_2{\text{Cl}}_2(g)$

34.

Use os dados padrão de energia livre no Apêndice G para determinar a mudança de energia livre para cada uma das seguintes reações, que são executadas em condições de estado padrão e 25 °C. Identifique cada uma como espontânea ou não espontânea nessas condições.

(uma)$\text{C}(s\text{, grafite})+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{CO}}_2(g)$

(b)${\text{O}}_2(g)+{\text{N}}_2(g)⟶\text{2 NÃO}(g)$

(c)$\text{2Cu}(s)+\text{S}(g)⟶{\text{Cu}}_2\text{S}(s)$

(d)$\text{CaO}(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶\text{Ca}{(\text{OH})}_2(s)$

(e)${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3(s)+\text{3CO}(g)⟶\text{2Fe}(s)+{\text{3CO}}_2(g)$

(f)${\text{CaSO}}_4\text{·}{\text{2H}}_2\text{O}(s)⟶{\text{CaSO}}_4(s)+{\text{2H}}_2\text{O}(g)$

35.

Dado:
${\text{P}}_4(s)+{\text{5O}}_2(g)⟶{\text{P}}_4{\text{O}}_{10}(s)\text{Δ}G\text{°}=\text{−2697,0 kJ/mol}$
${\text{2H}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{2H}}_2\text{O}(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{−457,18 kJ/mol}$
${\text{6H}}_2\text{O}(g)+{\text{P}}_4{\text{O}}_{10}(s)⟶{\text{4H}}_3{\text{PO}}_4(l)\text{Δ}G\text{°}=\text{−428,66 kJ/mol}$

(a) Determine a energia livre padrão de formação,$\text{Δ}{G}_{\text{f}}^{°},$para ácido fosfórico.

(b) Como seu resultado calculado se compara ao valor no Apêndice G? Explique.

36.

A formação de ozônio (O ₃ (g)) a partir do oxigênio (O ₂ (g)) é espontânea à temperatura ambiente sob condições de estado padrão?

37.

Considere a decomposição do óxido de mercúrio vermelho (II) sob condições de estado padrão.
$\text{2hGO}(s,\text{vermelho})⟶\text{2 Hg}(l)+{\text{O}}_2(g)$

(a) A decomposição é espontânea sob condições de estado padrão?

(b) Acima de qual temperatura a reação se torna espontânea?

38.

Entre outras coisas, um combustível ideal para os propulsores de controle de um veículo espacial deve se decompor em uma reação exotérmica espontânea quando exposto ao catalisador apropriado. Avalie as seguintes substâncias em condições estaduais padrão como candidatas adequadas para combustíveis.

(a) Amônia:${\text{2H}}_3(g)⟶{\text{N}}_2(g)+{\text{3H}}_2(g)$

(b) Diborano:${\text{B}}_2{\text{H}}_6(g)⟶\text{2B}(g)+{\text{3H}}_2(g)$

(c) Hidrazina:${\text{N}}_2{\text{H}}_4(g)⟶{\text{N}}_2(g)+{\text{2H}}_2(g)$

(d) Peróxido de hidrogênio:${\text{H}}_2{\text{O}}_2(l)⟶{\text{H}}_2\text{O}(g)+\frac{1}{2}{\text{O}}_2(g)$

39.

Calcule ΔG° para cada uma das seguintes reações a partir da constante de equilíbrio na temperatura dada.

(uma)${\text{N}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶\text{2 NÃO}(g)\text{T}=2000\text{°C}{K}_p=4.1\times {10}^{\text{−4}}$

(b)${\text{H}}_2(g)+{\text{EU}}_2(g)⟶\text{2 OLÁ}(g)\text{T}=400\text{°C}{K}_p=\mathrm{50,0}$

(c)${\text{CO}}_2(g)+{\text{H}}_2(g)⟶\text{CO}(g)+{\text{H}}_2\text{O}(g)\text{T}=980\text{°C}{K}_p=\mathrm{1,67}$

(d)${\text{CaCO}}_3(s)⟶\text{CaO}(s)+{\text{CO}}_2(g)\text{T}=900\text{°C}{K}_p=\mathrm{1,04}$

(e)$\text{HF}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{F}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)\text{T}=25\text{°C}{K}_p=7.2\times {10}^{\text{−4}}$

(f)$\text{AgBr}(s)⟶{\text{Ag}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{Br}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)\text{T}=25\text{°C}{K}_p=3.3\times {10}^{\text{−13}}$

40.

Calcule ΔG° para cada uma das seguintes reações a partir da constante de equilíbrio na temperatura dada.

(uma)${\text{Cl}}_2(g)+{\text{Br}}_2(g)⟶\text{2 BRCl}(g)\text{T}=25\text{°C}{K}_p=4.7\times {10}^{\text{−2}}$

(b)${\text{2 ENTÃO}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)\rightleftharpoons {\text{2 ENTÃO}}_3(g)\text{T}=500\text{°C}{K}_p=\mathrm{48,2}$

(c)${\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons {\text{H}}_2\text{O}(g)\text{T}=60\text{°C}{K}_p=\text{0.196}$

(d)$\text{CoO}(s)+\text{CO}(g)\rightleftharpoons \text{Co}(s)+{\text{CO}}_2(g)\text{T}=550\text{°C}{K}_p=\mathrm{4,90}\times {10}^2$

(e)${\text{CH}}_3{\text{NH}}_2(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶{\text{CH}}_3{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)\text{T}=25\text{°C}{K}_p=4.4\times {10}^{\text{−4}}$

(f)${\text{PBi}}_2(s)⟶{\text{Pb}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{2I}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)\text{T}=25\text{°C}{K}_p=8.7\times {10}^{\text{−9}}$

41.

Calcule a constante de equilíbrio a 25 °C para cada uma das seguintes reações a partir do valor de ΔG° dado.

(uma)${\text{O}}_2(g)+{\text{2F}}_2(g)⟶{\text{2 DE}}_2(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{−9,2 kJ}$

(b)${\text{EU}}_2(s)+{\text{Br}}_2(l)⟶\text{2 iBR}(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{7,3 kJ}$

(c)$\text{2 lioH}(s)+{\text{CO}}_2(g)⟶{\text{Li}}_2{\text{CO}}_3(s)+{\text{H}}_2\text{O}(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{−79 kJ}$

(d)${\text{N}}_2{\text{O}}_3(g)⟶\text{NÃO}(g)+{\text{NÃO}}_2(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{−1,6 kJ}$

(e)${\text{SNCl}}_4(l)⟶{\text{SNCl}}_4(l)\text{Δ}G\text{°}=\text{8,0 kJ}$

42.

Calcule a constante de equilíbrio a 25 °C para cada uma das seguintes reações a partir do valor de ΔG° dado.

(uma)${\text{EU}}_2(s)+{\text{Cl}}_2(g)⟶\text{2 iCl}(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{−10,8 kJ}$

(b)${\text{H}}_2(g)+{\text{EU}}_2(s)⟶\text{2 OLÁ}(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{3,4 kJ}$

(c)${\text{CS}}_2(g)+{\text{3 Cl}}_2(g)⟶{\text{cCl}}_4(g)+{\text{S}}_2{\text{Cl}}_2(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{−39 kJ}$

(d)${\text{2 ENTÃO}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{2 ENTÃO}}_3(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{−141,82 kJ}$

(e)${\text{CS}}_2(g)⟶{\text{CS}}_2(l)\text{Δ}G\text{°}=\text{−1,8 kJ}$

43.

Calcule a constante de equilíbrio na temperatura dada.

(uma)${\text{O}}_2(g)+{\text{2F}}_2(g)⟶{\text{2F}}_2\text{O}(g)(\text{T}=100\text{°C})$

(b)${\text{EU}}_2(s)+{\text{Br}}_2(l)⟶\text{2 iBR}(g)(\text{T}=\mathrm{0,0}\text{°C})$

(c)$\text{2 lioH}(s)+{\text{CO}}_2(g)⟶{\text{Li}}_2{\text{CO}}_3(s)+{\text{H}}_2\text{O}(g)(\text{T}=575\text{°C})$

(d)${\text{N}}_2{\text{O}}_3(g)⟶\text{NÃO}(g)+{\text{NÃO}}_2(g)(\text{T}=\mathrm{-10,0}\text{°C})$

(e)${\text{SNCl}}_4(l)⟶{\text{SNCl}}_4(g)(\text{T}=200\text{°C})$

44.

Calcule a constante de equilíbrio na temperatura dada.

(uma)${\text{EU}}_2(s)+{\text{Cl}}_2(g)⟶\text{2 iCl}(g)(\text{T}=100\text{°C})$

(b)${\text{H}}_2(g)+{\text{EU}}_2(s)⟶\text{2 OLÁ}(g)(\text{T}=\mathrm{0,0}\text{°C})$

(c)${\text{CS}}_2(g)+{\text{3 Cl}}_2(g)⟶{\text{cCl}}_4(g)+{\text{S}}_2{\text{Cl}}_2(g)(\text{T}=125\text{°C})$

(d)${\text{2 ENTÃO}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{2 ENTÃO}}_3(g)(\text{T}=675\text{°C})$

(e)${\text{CS}}_2(g)⟶{\text{CS}}_2(l)(\text{T}=90\text{°C})$

45.

Considere a seguinte reação a 298 K:
${\text{N}}_2{\text{O}}_4(g)\rightleftharpoons {\text{2 NÃO}}_2(g)K_P=\mathrm{0,142}$

Qual é a mudança de energia livre padrão nessa temperatura? Descreva o que acontece com o sistema inicial, em que os reagentes e produtos estão em estados padrão, à medida que ele se aproxima do equilíbrio.

46.

Determine o ponto de ebulição normal (em kelvin) do diclorometano, CH ₂ Cl ₂. Encontre o ponto de ebulição real usando a Internet ou alguma outra fonte e calcule o erro percentual na temperatura. Explique as diferenças, se houver, entre os dois valores.

47.

Sob quais condições é${\text{N}}_2{\text{O}}_3(g)⟶\text{NÃO}(g)+{\text{NÃO}}_2(g)$espontâneo?

48.

À temperatura ambiente, a constante de equilíbrio (K _w) para a autoionização da água é 1,00$\times$10 ⁻¹⁴. Usando essas informações, calcule a mudança de energia livre padrão para a reação aquosa do íon hidrogênio com o íon hidróxido para produzir água. (Dica: A reação é o inverso da reação de autoionização.)

49.

O sulfeto de hidrogênio é um poluente encontrado no gás natural. Após sua remoção, ele é convertido em enxofre pela reação${\text{2H}}_2\text{S}(g)+{\text{ENTÃO}}_2(g)\rightleftharpoons \frac{3}{8}{\text{S}}_8(s,\text{rômbico})+{\text{2H}}_2\text{O}(l).$Qual é a constante de equilíbrio para essa reação? A reação é endotérmica ou exotérmica?

50.

Considere a decomposição de CaCO ₃ (s) em CaO (s) e CO ₂ (g). Qual é a pressão parcial de equilíbrio do CO ₂ à temperatura ambiente?

51.

No laboratório, o cloreto de hidrogênio (HCl (g)) e a amônia (NH ₃ (g)) geralmente escapam de garrafas de suas soluções e reagem para formar o cloreto de amônio (NH ₄ Cl (s)), o esmalte branco frequentemente visto em vidrarias. Supondo que o número de moles de cada gás que escapa para a sala seja o mesmo, qual é a pressão parcial máxima de HCl e NH ₃ no laboratório em temperatura ambiente? (Dica: As pressões parciais serão iguais e estarão em seu valor máximo quando estiverem em equilíbrio.)

52.

O benzeno pode ser preparado a partir do acetileno.${\text{3C}}_2{\text{H}}_2(g)\rightleftharpoons {\text{C}}_6{\text{H}}_6(g).$Determine a constante de equilíbrio a 25 °C e a 850 °C. A reação é espontânea em qualquer uma dessas temperaturas? Por que todo acetileno não é encontrado como benzeno?

53.

O dióxido de carbono se decompõe em CO e O ₂ em temperaturas elevadas. Qual é a pressão parcial de equilíbrio do oxigênio em uma amostra a 1000 °C para a qual a pressão inicial de CO ₂ foi de 1,15 atm?

54.

O tetracloreto de carbono, um importante solvente industrial, é preparado pela cloração do metano a 850 K.
${\text{CH}}_4(g)+{\text{4 Cl}}_2(g)⟶{\text{cCl}}_4(g)+\text{4 HCl}(g)$

Qual é a constante de equilíbrio para a reação a 850 K? O recipiente de reação precisaria ser aquecido ou resfriado para manter a temperatura da reação constante?

55.

O ácido acético, CH ₃ CO ₂ H, pode formar um dímero, (CH ₃ CO ₂ H) ₂, na fase gasosa.
${\text{2 CH}}_3{\text{CO}}_2\text{H}(g)⟶{({\text{CH}}_3{\text{CO}}_2\text{H})}_2(g)$

O dímero é mantido unido por duas ligações de hidrogênio com uma força total de 66,5 kJ por mol de dímero.

A 25 °C, a constante de equilíbrio para a dimerização é 1,3$\times$10 ³ (pressão em atm). O que é ΔS° para a reação?

56.

Determine ΔG º para as seguintes reações.

(a) O pentacloreto de antimônio se decompõe a 448 °C. A reação é:
${\text{SBCl}}_5(g)⟶{\text{SBCl}}_3(g)+{\text{Cl}}_2(g)$

Uma mistura de equilíbrio em um frasco de 5,00 L a 448 °C contém 3,85 g de SbCl ₅, 9,14 g de SBCl ₃ e 2,84 g de Cl ₂.

(b) As moléculas de cloro se dissociam de acordo com esta reação:
${\text{Cl}}_2(g)⟶2\text{Cl}(g)$

1,00% das moléculas de Cl ₂ se dissociam a 975 K e a uma pressão de 1,00 atm.

57.

Dado que o$\text{Δ}{G}_{\text{f}}^{°}$para Pb ²⁺ (aq) e Cl ⁻ (aq) é −24,3 kJ/mole e −131,2 kJ/mole respectivamente, determine o produto de solubilidade, K _sp, para PbCl ₂ (s).

58.

Determine a mudança padrão de energia livre,$\text{Δ}{G}_{\text{f}}^{°},$para a formação de S ²⁻ (aq) dado que o$\text{Δ}{G}_{\text{f}}^{°}$para Ag ⁺ (aq) e Ag ₂ S (s) são 77,1 kJ/mole e −39,5 kJ/mole respectivamente, e o produto de solubilidade para Ag ₂ S (s) é 8$\times$10 ⁻⁵¹.

59.

Determine a mudança de entalpia padrão, a mudança de entropia e a mudança de energia livre para a conversão de diamante em grafite. Discuta a espontaneidade da conversão em relação às mudanças de entalpia e entropia. Explique por que o diamante se transformando espontaneamente em grafite não é observado.

60.

A evaporação de um mol de água a 298 K tem uma mudança de energia livre padrão de 8,58 kJ.
${\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons {\text{H}}_2\text{O}(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{8,58 kJ}$

(a) A evaporação da água sob condições termodinâmicas padrão é espontânea?

(b) Determine a constante de equilíbrio, K _P, para esse processo físico.

(c) Calculando □ G, determine se a evaporação da água a 298 K é espontânea quando a pressão parcial da água,$P_{{\text{H}}_2\text{O}},$é 0,011 atm.

(d) Se a evaporação da água fosse sempre não espontânea à temperatura ambiente, a roupa molhada nunca secaria quando colocada ao ar livre. Para que a roupa seque, qual deve ser o valor de$P_{{\text{H}}_2\text{O}}$no ar?

61.

Na glicólise, a reação da glicose (Glu) para formar glicose-6-fosfato (G6P) requer que o ATP esteja presente conforme descrito pela seguinte equação:
$\text{Glu}+\text{ATP}⟶\text{G6P}+\text{ADP}\text{Δ}G\text{°}=\text{−17 kJ}$

Nesse processo, o ATP se torna ADP resumido pela seguinte equação:
$\text{ATP}⟶\text{ADP}\text{Δ}G\text{°}=\text{−30 kJ}$

Determine a mudança de energia livre padrão para a seguinte reação e explique por que o ATP é necessário para conduzir esse processo:
$\text{Glu}⟶\text{G6P}\text{Δ}G\text{°}=?$

62.

Uma das reações importantes na via bioquímica da glicólise é a reação da glicose-6-fosfato (G6P) para formar frutose-6-fosfato (F6P):
$\text{G6P}\rightleftharpoons \text{F6P}\text{Δ}G\text{°}=\text{1,7 kJ}$

(a) A reação é espontânea ou não espontânea sob condições termodinâmicas padrão?

(b) As condições termodinâmicas padrão implicam que as concentrações de G6P e F6P sejam de 1 M, no entanto, em uma célula típica, elas não estão nem perto desses valores. Calcule ΔG quando as concentrações de G6P e F6P são 120 μ M e 28 μ M, respectivamente, e discuta a espontaneidade da reação direta nessas condições. Suponha que a temperatura seja 37 °C.

63.

Sem fazer um cálculo numérico, determine qual das seguintes opções reduzirá a mudança de energia livre da reação, ou seja, a tornará menos positiva ou mais negativa, quando a temperatura for aumentada. Explique.

(uma)${\text{N}}_2(g)+{\text{3H}}_2(g)⟶{\text{2H}}_3(g)$

(b)$\text{HCl}(g)+{\text{NH}}_3(g)⟶{\text{NH}}_4\text{Cl}(s)$

(c)${({\text{NH}}_4)}_2{\text{Cr}}_2{\text{O}}_7(s)⟶{\text{Cr}}_2{\text{O}}_3(s)+{\text{4H}}_2\text{O}(g)+{\text{N}}_2(g)$

(d)$\text{2Fe}(s)+{\text{3O}}_2(g)⟶{\text{Fe}}_2{\text{O}}_3(s)$

64.

Quando o cloreto de amônio é adicionado à água e mexido, ele se dissolve espontaneamente e a solução resultante fica fria. Sem fazer nenhum cálculo, deduza os sinais de ΔG, ΔH e ΔS para esse processo e justifique suas escolhas.

65.

Uma importante fonte de cobre vem do minério de cobre, a calcocita, uma forma de sulfeto de cobre (I). Quando aquecido, o Cu ₂ S se decompõe para formar cobre e enxofre descritos pela seguinte equação:
${\text{Cu}}_2\text{S}(s)⟶\text{Cu}(s)+\text{S}(s)$

(a) Determinar$\text{Δ}G\text{°}$para a decomposição de Cu ₂ S (s).

(b) A reação do enxofre com o oxigênio produz dióxido de enxofre como o único produto. Escreva uma equação que descreva essa reação e determine$\text{Δ}G\text{°}$para o processo.

(c) A produção de cobre a partir da calcocita é realizada torrefando o Cu ₂ S no ar para produzir o Cu. Ao combinar as equações das partes (a) e (b), escreva a equação que descreve a torrefação da calcocita e explique por que o acoplamento dessas reações torna o processo mais eficiente para a produção do cobre.

66.

O que acontece com$\text{Δ}G$(torna-se mais negativo ou mais positivo) para as seguintes reações químicas quando a pressão parcial de oxigênio aumenta?

(uma)$\text{S}(s)+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{ENTÃO}}_2(g)$

(b)${\text{2 ENTÃO}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{2 ENTÃO}}_3(g)$

(c)$\text{Vá}(s)⟶\text{Hg}(l)+{\text{O}}_2(g)$