Se um sistema sofre uma transformação física ou química tal que (A a F) então

TERMODINÂMICA

Os exercícios seguintes estão directamente relacionados com a matéria exposta no capítulo 3 do manual da disciplina de Química Geral. São apresentados vários tipos de exercícios – resposta longa, resposta curta, de associação – com o objectivo de alertar o estudante para as várias abordagens possíveis. É ainda de salientar que nas respostas apresentadas pretendemos destacar os aspectos que considerámos mais importantes e consequentemente em algumas delas poderá encontrar informação adicional.

Q.1

.

Considere a 1ª Lei da Termodinâmica, leia atentamente o enunciado e complete a frase:

Se um sistema sofre uma transformação física ou química tal que … (A a F) então … (1 a 9)

___ A – a sua energia interna aumenta ___ B – a sua energia interna não varia ___ C – não há troca de energia como

calor com o meio envolvente ___ D – o sistema cede energia como

calor ao meio envolvente ___ E – o seu volume não se altera ___ F – o volume do sistema diminui

por acção da pressão exterior

1. ∆U = 0 2. ∆U > 0 3. ∆U < 0 4. Q = 0 5. Q < 0 6. Q > 0 7. W = 0 8. W < 0 9. W > 0

Q.2. Complete as frases que se seguem, utilizando um dos seguintes termos: diminui/diminuem aumenta/aumentam não varia/não variam

A – Numa reacção química exotérmica em sistema fechado, a energia cinética média das moléculas do meio envolvente

_____________

.

B –– Numa reacção química exotérmica em sistema isolado, a energia cinética média das moléculas do sistema

_____________

mas a energia interna

_____________

pelo que a energia potencial

_____________

.

C – Numa reacção química endotérmica em sistema fechado, a temperatura do meio exterior

_____________

.

Q.3

.

Considere as seguintes equações químicas, à temperatura de 300K:

1. 2H2O2 (g) → 2H2O (g) + O2 (g) ∆S° = 31,0 kcalK–1mol–1 ∆H° = –50,5 kcalK–1mol–1 2. N2 (g) + 2O2 (g) → 2NO2 (g) ∆S° = –28,7 calK–1mol–1

∆H° = 16,2 kcalK–1mol–1 3. 3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 (g) ∆S° = –47,4 kcalK–1mol–1

∆H° = –22,1 kcalK–1mol–1 Com base nos dados anteriormente fornecidos, justifique as seguintes afirmações: a) A reacção química traduzida pela equação representada por 1. é uma reacção

espontânea.

b) A reacção química traduzida pela equação representada por 2. não é uma reacção espontânea.

c) A reacção química traduzida pela equação representada por 3. é uma reacção que pode ser espontânea.

Q.4

.

Considere o seguinte conjunto de afirmações

A – Para uma reacção exotérmica em recipiente fechado e indeformável ∆U < 0. B – Para uma reacção endotérmica em recipiente fechado que ocorra com aumento

de volume ∆U é sempre positivo.

C – Se considerarmos um sistema e o meio exterior globalmente isolados, então .

0 U Usist + ∆ ext = ∆

D – Num sistema fechado, não há trocas de energia, sob a forma de calor, com o exterior.

Classifique-as de Verdadeira (V) ou Falsa (F) e corrija a ou as que considerou como falsas.

Q.5

.

Considere a seguinte reacção química: 2NO(g) O (g) N₂ + ₂(g) Com base nos seguintes dados:

[

]

–1 0 f NO(g) =86,7kJmol ∆G

[

]

–1 2 0 f N (g) =0kJmol ∆G

[

]

–1 2 0 f O (g) =0kJmol ∆G R = 8,314 JK–1_mol–1

Calcule a constante de equilíbrio para uma temperatura de 25 °C. A partir deste resultado que conclusões retira sobre a estabilidade de uma mistura de oxigénio e azoto na atmosfera.

Q.6. Assinale, inscrevendo uma cruz no quadrado que a precede, a afirmação correcta que completa a seguinte frase:

Uma reacção espontânea a qualquer temperatura apresenta….

F

A.

∆

H < 0 e

∆

S < 0

F

B.

∆

H < 0 e

∆

S > 0

F

C.

∆

H > 0 e

∆

S < 0

F

D.

∆

H > 0 e

∆

S > 0

F

E.

∆

H > 0 e

∆

S = 0

Q.7

.

Considere a reacção de vaporização do dissulfito de carbono: CS2 (l) → CS2 (g) Sabendo que: 0 f H ∆ (CS2(g)) = 117 kJmol–1 0 f H ∆ (CS2(l)) = 89 kJmol–1 f S ∆ (CS2(l) → CS2(g)) = 87 Jmol–1

Calcule a variação da energia de Gibbs, para esta transição de fase, à temperatura de 25°C. Comente o resultado obtido.

Q.8

.

Assinale, inscrevendo uma cruz no quadrado que a precede, a condição que completa, correctamente, a seguinte afirmação:

O valor de ∆G para uma reacção química em situação de equilíbrio é

F

A – igual a 1.

F

B – igual a 0.

F

C – maior do que 1.

F

D – menor do que 1 mas diferente de 0.

Q.9

.

Faz-se reagir uma mole de H2 com uma mole de I2 num vaso reaccional de 1.0 litro de capacidade à temperatura de 490ºC. Assumindo que a constante de equilíbrio é 45.9, qual será a concentração final dos componentes?

Q.10

.

Calcule o calor da reacção seguinte, tendo em atenção os dados apresentados na tabela:

CCl4(g) + H2(g) Æ CHCl3(g) + HCl(g) Dados:

Ligação H–H C – H _{C – Cl H – Cl} C = C Energia de ligação (kJ/mol) 436.4 414 338.6 431.9 620

Q.11

. Leia atentamente as afirmações que se seguem. Classifique-as de Verdadeira

(V) ou Falsa (F) e justifique a sua escolha relativamente à ou às que considerou como verdadeiras.

a) __ Durante a expansão de um gás, o trabalho efectuado é positivo. b) __ A energia interna de um gás que sofre uma compressão, sem

fornecimento de calor, aumenta.

c) __ Uma reacção química exotérmica e espontânea deverá apresentar: ∆S<0, ∆H < 0 e ∆G < 0.

d) __ Para que uma reacção ocorra espontaneamente deve ser verdadeira a expressão ∆S > ∆H/T.

e) __ A constante de equilíbrio (Ke) de uma reacção é diferente do valor unitário (1.0) quando ∆G é não nulo.

Q.12

.

Com base na seguinte informação:

kJ H g O H g O g H kJ H l O H g O g H 242 – ) ( ) ( 2 1 ) ( ) 2 ( 286 – ) ( ) ( 2 1 ) ( ) 1 ( 1 2 2 2 1 2 2 2 = ∆ → + = ∆ → +

Q.13

.

Atente nas equações químicas identificadas de a) a c). Recorrendo à informação constante em cada alínea, classifique, do ponto de vista energético, cada uma das reacções e preveja o efeito do aumento de temperatura na posição de equilíbrio:

a) H

₂

O

_(g)

+ C

_(s)

= CO

_(g)

+ H

₂

_(g)

∆Hº = 13 kJmol

–1

b) C

_(s)

+ O

₂

_(g)

= CO

₂

_(g)

∆Hº = –393.15 kJmol

–1

c) AgClO

₂

_(s)

= Ag

_(s)

+ ½ Cl

₂

_(g)

+ O

₂

_(g)

∆Hº = 0.0 kJmol

–1

Q.14

. A equação química seguinte representa a reacção de combustão do etano:

2C2H6(g) + O2 (g) < CO2(g) + H2O (g)

Recorrendo aos dados constantes na TABELA 1 e na TABELA PERIÓDICA, calcule o

calor de reacção para a combustão de 60 g de etano. Comente o resultado.

TABELA 1 1 0 _/ − ∆H_f kJmol _∆G0 _/kJmol−1 f 1 0 _/ − ∆H_f kJmol _∆G0 _/kJmol−1 f C2H6(g) -84,7 -32,9 H2O (g) -241,8 -228,6 C2H2(g) 226,6 209,2 H2O (l) -285,8 -237,2 CO2(g) -393,5 -394,4 O (g) 249,4 230,1

Q.15

.

Assinale, inscrevendo uma cruz no quadrado que as precede, a(s) afirmação(ões) que considera correcta(s) quando aplicadas ao termo entropia:

F

A. É a energia disponível para conversão em trabalho mecânico.

F

B.

É uma medida do grau de desordem de um sistema

.

F

C.

É a variação de energia que ocorre numa reacção química a pressão constante

.

Q.16

. Calcule a constante de equilíbrio para a seguinte reacção a 25°C:

) ( ) ( ) (s Mg s O₂ g MgO → + Comente o resultado.

Substância ∆H°_f (kJ/mol) ∆G°_f (kJ/mol) S°(J/K.mol)

Mg(s)

0 0

32,5

Mg2+_(s))

_{–461,7 –456,0}

_–118,0

O(g)

249,4 230,1

160,9

O2(g)

0 0

205,0

MgO(s)

–601,8 –569,6 26,8

H2O(l)

–285,8 –237,2 69,9

Q.17

.

A reacção de produção de metano a partir de monóxido de carbono e hidrogénio é: CO(g) + H2(g) Æ CO2(g) + CH4(g)

Considerando os dados apresentados na tabela (T=298 K), :

CO H2 CO2 CH4

∆Gºf -137.15 0 -394.36 -50.75 kJ.mol−1

a) Calcule o valor de ∆Gº a 298K (∆Gº298).

b) Calcule o valor de ∆Gº a 1000K (∆Gº1000).

Considere: ∆Hº = -247,28 kJ.mol−1_{; ∆Sº = -256,48 J.mol}−1_.K-1_.

c) Comente os resultados obtidos.

Q.18

.

O gás hidrogénio pode ser obtido a partir da reacção do metano (componente do gás natural) com vapor de água: CH4(g) + H2O(g) CO(g) + H2(g) Sabendo que para esta reacção

_∆

H

0

₌

₊

206

,

5

kJ

e

_∆

_S

0

₌

₊

₂₁₃

_,

₆

_J

_/

_K

a) Indique, justificando, qual o sentido da reacção que é favorecido à temperatura de 25°C.

b) Assumindo que não são significativamente afectados pela temperatura determine a temperatura para a qual esta reacção está em equilíbrio.

0 0

_e

_S

H

∆

∆

c) Indique, justificando, em qual dos sentidos – directo ou inverso – a reacção é espontânea no caso de a temperatura ser superior à determinada na alínea anterior.

Q.19

.

Considere a reacção de formação do iodeto de hidrogénio. H2(g) + I2(g) HI(g)

Sabendo que num vaso de reacção, com a capacidade de 2,0 litros, é introduzida uma mistura de 0,4 moles de H2 e 0,4 moles de I2, calcule as concentrações de cada um dos compostos no equilíbrio.

Dados Kc = 54,3 t = 430 ºC

Q.1.

As associações correctas são:

Se um sistema sofre uma transformação física ou química tal que … (A a F) então … (1 a 9)

2 A – a sua energia interna aumenta

1 B – a sua energia interna não varia

4 C – não há troca de energia como calor com o meio envolvente

6 D – o sistema cede energia como calor ao meio envolvente

7 E – o seu volume não se altera

8 F – o volume do sistema diminui por acção da pressão exterior

1. ∆U = 0 2. ∆U > 0 3. ∆U < 0 4. Q = 0 5. Q < 0 6. Q > 0 7. W = 0 8. W < 0 9. W > 0

Q.2.

A –

aumenta

.

B ––

aumenta

;

não varia

;

diminui

. C –

diminui

.

Q.3.

a) Uma reacção é espontânea se ∆G=∆H–T∆S<0

De acordo com os dados do enunciado, verificamos que esta equação é sempre espontânea, uma vez que ∆H < 0 e ∆S > 0, o que significa que, para qualquer temperatura, ∆G é sempre menor que zero.

b) Seguindo o mesmo raciocínio, verificamos que a reacção química traduzida pela equação 2 não é uma reacção espontânea, uma vez que ∆S < 0 e ∆H > 0, o que significa que o produto (T∆S) e positivo e consequentemente ∆G vai ser sempre positivo, o que significa que a reacção não se dá espontaneamente.

c) De acordo com os dados, ∆S < 0 e ∆H < 0, ou seja, a previsão da espontaneidade depende do valor da temperatura. Podemos observar três situações distintas:

• se |T∆S| > |∆H| então ∆G > 0 e a reacção não é espontânea; • se |T∆S| < |∆H| então ∆G < 0 e a reacção é espontânea;

• se |T∆S| = |∆H| então ∆G = 0 e o sistema está em equilíbrio e ambas as reacções (directa e inversa) são espontâneas.

No presente exemplo, T = 300K, verifica-se |T∆S| < |∆H|, ou seja a reacção é espontânea.

Q.4. As afirmações A e C são verdadeiras.

A afirmação B é falsa porque ∆U (= q + w = q – P∆V) só é positivo se a energia absorvida como calor for maior do que o trabalho exercido sobre o meio exterior.

Isto porque, de acordo com as convenções de sinais de trabalho e calor, num processo endotérmico o calor absorvido pelo sistema, a partir do meio exterior, é positivo, e portanto o trabalho é efectuado sobre o meio exterior.

A afirmação D é falsa porque um sistema fechado não permite troca de matéria mas permite troca de energia com o exterior. Um sistema isolado é que não permite trocas de matéria e de energia com o exterior.

Q.5. A variação de energia de Gibbs padrão para uma reacção é dada por:

) (reagentes G m – (produtos) G n 0_f 0_f 0 r =

∑

×∆

∑

×∆ ∆G

onde m e n são os coeficientes estequiométricos. Assim, para esta reacção temos:

[

]

[

]

mol J 10 1,73 0 1 0 1 – 10 86,7 2 ) (O 1 ) (N 1 – (NO) 2 1 – 5 0 r 3 0 r 2 0 f 2 0 f 0 f 0 r × = ∆ × + × × × = ∆ ∆ × + ∆ × ∆ × = ∆ G G G G G G

Por outro lado, sabemos que o que nos permite calcular a constante de equilíbrio para uma determinada temperatura.

equ 0 _{– R T lnK} G = × × ∆ 31 – equ equ equ 5 10 4,9 K 69,8 – lnK lnK 25) (273,15 8,314 – 10 1,73 × = = × + × = ×

O valor bastante baixo da constante de equilíbrio indica que a concentração de NO no equilíbrio é muito pequena, ou seja, no equilíbrio os reagentes são favorecidos em relação aos produtos da reacção.

Q.6. A opção correcta é a B.

Q.7.

A variação da energia de Gibbs é dada por: ∆G = ∆H – T × ∆S

De acordo com os dados do enunciado os valores da variação de entalpia correspondem às substâncias no estado líquido e no estado gasoso, pelo que a variação de entalpia correspondente à mudança de fase será dada por:

∆H = Σ ∆H (produtos) – Σ ∆H (reagentes) ∆H = 117 – 89 ∆H = 28 kJmol–1 Por substituição: ∆G = 28×10+3 _{– 298,15 × 87} ∆G = 2074 J

Note que a temperatura é em K e o valor da entalpia é dado em kJ, pelo que tem de ser multiplicado por 1000.

Um processo é espontâneo se a variação da energia de Gibbs for negativa, ∆G < 0. Ora de acordo com o valor calculado na alínea anterior ∆G é positivo, o que significa que este processo não é espontâneo.

Q.8. A opção correcta é a B.

Q.9.

Começamos por escrever a equação química que traduz a reacção: H2(g) + I2(g) Æ 2 HI(g)

Dado que o volume é igual a 1 litro os valores das concentrações de cada composto são iguais aos valores das quantidades iniciais.

H2(g) I2(g) Æ 2 HI(g)

conc. inicial (mol/dm3_{) 1 1 0}

conc. no equilíb. (mol/dm3) 1-x 1-x 2.x

Por substituição na expressão da constante de equilíbrio:

[ ]

[ ] [ ]

H I HI K_e × = 2 obtemos:

( )

(

) (

)

₍

( )

₎

(

)

0 9 . 45 8 . 91 9 41 0 4 8 . 91 9 . 45 9 . 45 0 4 2 1 9 45 2 1 4 9 . 45 2 1 4 1 2 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 = + − ⇒ = − − + = − − + × ⇒ − + = − + = − = − × − = x x . x x x x x x . x x x x x x x x x x x K_e

Por aplicação da fórmula resolvente:

(

) (

)

772 . 0 42 . 1 8 . 83 4 . 734 8 . 91 9 . 41 2 9 . 45 9 . 41 4 8 . 91 8 . 91 2 = ∨ = ⇒ ± = × × × − ± − − = x x x x

Como x representa a quantidade gasta, que não pode ser superior à quantidade inicial, então a primeira raiz não tem significado físico. Assim:

[ ] [ ]

[ ]

3 3 2 2 / 544 . 1 772 . 0 2 2 / 228 . 0 772 . 0 1 1 dm ml x HI dm ml x I H = × = = = − = − = =

Nota:

Chega ao mesmo resultado se aplicar a raiz quadrada a ambos os lados da

Q.10.

Para que esta reacção ocorra, com formação de produtos, é necessário que se quebrem algumas ligações e se formem outras. Assim, comecemos por identificar as ligações que se quebram: CCl4(g) + H2(g) Æ CHCl3(g) + HCl(g)

C–Cl (em CCl4 ) => 4×338.6 kJ/mol = 1354.4 kJ/mol H–H (em H2 ) => 1×436.4 kJ/mol

As ligações que se formam são:

C–Cl (em CHCl3 ) => 3×338.6 kJ/mol = 1015.8 kJ/mol C–H (em CHCl3 ). => 1×414 kJ/mol

H– Cl (em HCl ) => 1×431.9 kJ/mol

Assim a expressão para o cálculo do calor da reacção será:

mol kJ H Cl H E Cl C E H C E H H E Cl C E H produtos EL reagentes EL H form form form / 9 . 70 9 . 431 6 . 338 3 414 4 . 436 6 . 338 4 ) ( ) ( 3 ) ( ) ( ) ( 4 ) ( ) ( − = − × − − + × = ∆ − − − × − − − − + − × = ∆ − = ∆

∑

∑

Note que o facto de se quebrarem 4 ligações C–Cl e se formarem 3 ligações C–Cl é equivalente a dizer que se quebra apenas 1 ligação C–Cl. Como a entalpia de formação é menor que zero, este processo é exotérmico (liberta energia).

Q.11. A alínea B é verdadeira uma vez que um gás que sofre uma compressão é

comprimido e consequentemente é efectuado trabalho sobre o exterior: w >0; por outro lado, se há fornecimento de calor o processo é endotérmico e q > 0. Logo, a energia interna (∆U = q + w) aumenta.

A afirmação E é verdadeira, pois como ∆G = – RTlnK, se ∆G ≠ 0 então a constante de equilíbrio nunca pode ser igual a 1, já que ln1 = 0.

As restantes alíneas são falsas.

Q.12.

Entende-se por vaporização a passagem de líquido a vapor, ou seja: ?? ) ( ) ( ₂ 2O l → H O g ∆HVAP = H

Com base nos dados fornecido no enunciado podemos facilmente concluir que este processo não é mais do que a soma entre o simétrico da equação representada por

(1) com a representada por (2), ou seja:

kJ kJ kJ H g O H l O H VAP kJ H g O H g O g H kJ H g O g H l O H VAP 286 242 44 ) ( ) ( ) ( 242 – ) ( ) ( 2 1 ) ( ) 2 ( 286 ) ( 2 1 ) ( ) ( ) 1 ( 2 2 1 2 2 2 1 2 2 2 + = − = ∆ → = ∆ → + = ∆ + →

O calor de vaporização da água é igual a +44kJ, ou seja, é um processo endotérmico, que necessita de energia para que ocorra, tal como é do nosso conhecimento.

Q.13.

a) Reacção endotérmica (consome energia) logo o aumento de temperatura faz deslocar para a direita, sentido directo.

b) Reacção exotérmica (liberta energia) logo o aumento de temperatura faz deslocar para a esquerda, sentido inverso.

c) Reacção atérmica; o aumento de temperatura não afecta a posição do equilíbrio.

Q.14.

Sabemos que a variação de entalpia padrão ∆Hº é dada por:

∑

∑

∆ − ∆ = ∆_H0 _H0(_produtos) _H0(_reagentes) f f

Assim, é necessário começar por verificar se a reacção está devidamente acertada. Neste caso concreto tal não se verifica sendo portanto necessário proceder ao acerto:

2C2H6(g) + O2 (g) < CO2(g) + H2O (g)

1) Átomos de H: 2C2H6(g) + O2 (g) → CO2(g) + 6 H2O (g) 2) Átomos de C: 2C2H6(g) + O2 (g) → 4 CO2(g) + 6 H2O (g) 3) Átomos de O: 2C2H6(g) + 7 O2 (g) → 4 CO2(g) + 6 H2O (g) Uma vez acertada a reacção basta recorrer aos dados da tabela:

(

) (

(

) (

)

1 0 0 6 2 0 2 0 2 0 0 0 0 0 4 , 2855 -84,7 2 -393,5 4 -241,8 6 ) ( 2 ) ( 4 ) ( 6 ) ( ) ( − − = ∆ × − × + × = ∆ ∆ × − ∆ × + ∆ × = ∆ ∆ − ∆ = ∆

)

∑

∑

kJmol H H H C H CO H O H H H reagentes H produtos H H f f f f f

Este valor representa a entalpia de combustão para a reacção representada, ou seja, para 2 moles de etano. De acordo com o enunciado é pedido o valor da entalpia de combustão de 60g de etano, ou seja, é necessário saber o número de moles a que corresponde esta massa. Assim, e de acordo com a tabela periódica:

1 6 2 6 2 30 ) ( 1 6 12 2 ) ( − = × + × = gmol H C M H C M

e portanto 60 g de etano correspondem a duas moles, ou seja, é precisamente a reacção que é dada no enunciado.

Assim, a entalpia de combustão de 60g de etano é –2855,4kJmol–1

Q.15. As opções correctas são B e D.

Q.16. Com base nos dados do enunciado, a constante de equilíbrio é obtida por:

K

RT G=– ln ∆

o que significa que é necessário calcular o valor da energia de Gibbs. Note que a reacção não está devidamente acertada:

) ( ) ( ) (s Mg s O₂ g MgO 2 2 → + A energia de Gibbs é: kJ G G reagentes G produtos G G f f f 2 . 1139 ) 6 . 569 (– 2 – ) 0 0 2 ( ) ( – ) ( + = ∆ × + × = ∆ ∆ ∆ = ∆

∑

∑

Por substituição: 200 – 1 – 1 – 1 – 3 10 6 . 2 6 . 459 – ln ln ) 25 15 . 273 ( 314 . 8 – 10 2 . 1139 × = = × + × = × K K K K K Jmol Jmol

O facto da constante de equilíbrio ser tão pequena, aproximadamente zero, significa que, a esta temperatura, o óxido de magnésio não se decompõe.

Q.17.

a) Comecemos por acertar a equação

:

2CO(g) + 2H2(g) Æ CO2(g) + CH4(g)

Através da expressão ∆ e por

substituição dos valores calculamos ∆Gº

∑

∑

∆ − ∆ = 0( ) 0( ) 0 298 G produtos G reagentes G _{f f} 298

(

)

(

(

)

)

1 – 0 298 0 298 0 298 81 . 170 – 3 . 274 11 . 445 – 0 2 15 . 137 – 2 75 . 50 – 36 . 394 – kJmol G G G = ∆ + = ∆ × + × − = ∆

b) A variação da energia de Gibbs à temperatura de 1000K é calculada através da expressão: 0 0 0

1000

H

T

S

G

=

∆

−

∆

∆

Por substituição dos valores obtém-se:

(

)

1 – 1 – 0 1000 1 – 1 – 1 – 3 0 1000 2 . 9 9200 48 . 256 – 1000 – 10 28 . 247 – kJmol Jmol G K Jmol K Jmol G = = ∆ × × = ∆

c) Verifica-se que um aumento de temperatura (298 para 1000K) altera a espontaneidade da reacção, isto é, a reacção é espontânea à temperatura de 298K (∆G < 0) e à temperatura de 1000K deixa de o ser - ∆G > 0.

Q.18.

a) Comecemos por calcular a variação de energia de Gibbs for inferior a zero. Assim, por substituição de valores:

kJ

G

G

S

T

H

G

8

.

142

10

6

.

213

15

.

298

5

.

206

–

3 – 0 0

=

∆

×

×

−

=

∆

∆

×

∆

=

∆

Sendo a energia de Gibbs positiva, o processo não é espontâneo para esta temperatura e consequentemente é favorecida a reacção inversa. Assim, é favorecida a formação de reagentes.

b) A reacção estará em equilíbrio se ∆G=0, ou seja:

K K J kJ S H T H S T S T H 8 . 966 / 10 6 . 213 5 . 206 – 0 3 – 0 0 = × = ∆ ∆ = ∆ = ∆ × ∆ × ∆ =

O sistema estará em equilíbrio para uma temperatura de aproximadamente 967K. c) Se aumentarmos a temperatura aumentamos o termo T ×∆S, tornando-o mais positivo e consequentemente ∆H <T×∆S, ou seja, ∆G<0. Neste caso a reacção será espontânea no sentido directo, favorecendo a formação dos produtos da reacção.

Q.19.

Em primeiro lugar acerta-se a equação e depois transcrevem-se os dados para uma tabela de forma a facilitar a sua leitura.

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

H2 I2 2 HI

Início 0,4 0,4 0

equilíbrio 0,4 – x 0,4 – x 2x

A partir da constante de equilíbrio Kc pode determinar-se o valor de 2x (nº de moles de HI no equilíbrio)

[ ]

[ ] [ ]

(

( )

)

(

)

moles

x

x

x

x

x

x

x

x

x

x

x

x

I

H

HI

Kc

e e e

315

,

0

549

,

0

0

688

,

8

44

,

43

3

,

50

0

688

,

8

44

,

43

3

,

54

4

8

,

0

4

,

0

3

,

54

4

3

,

54

4

,

0

2

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

=

∨

=

=

+

−

=

−

+

−

+

−

=

=

−

=

=

O valor de x = 0,549 é superior ao valor da concentração inicial logo não pode ser usado.

Assim, no equilíbrio, o nº de moles é: n(H2) = 0,4 - 0,315 = 0,085 moles n(I2) = 0,4 – 0,315 = 0,085 moles n(HI) = 2 x 0,315 = 0,63 moles

Como a capacidade do cilindro é de 2,0 litros, as concentrações de cada espécie são: [H2] = [I2] = 0,085/2 = 0,0425 mol/l

[HI] = 0,63/2 = 0,315 mol/l

Nota: Se calcular as concentrações iniciais (moles/volume) chega ao mesmo

resultado.