Livro 1 - Mat e Nat-307-312

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ciÊNcias da NaTureZa e suas TecNologias Química II
Anual – Volume 1
H –– H 104,2 435,5
N ≡≡ N 225,8 943,8
C –– C 57,9 242,0
Br –– Br 46,1 192,7
N –– H 92,0 384,6
C –– H 98,8 412,9
C –– O 85,5 357,4
C == O 178,0 744,0
Veja, na tabela anterior, que a quebra de 1 mol de ligações 
C –– H em alguma molécula que contenha essa ligação (como 
CH
4(g)
) absorve 412,9 kJ de calor (o processo de quebra de ligação 
é endotérmico). Já a quebra de 1 mol de ligações C == O absorve 
744 kJ de energia. Veja ainda que o valor para quebrar 1 mol de 
ligações C == O não é o dobro do valor para quebrar 1 mol de 
ligações C –– O, pois a ligação dupla consiste de uma ligação sigma 
e uma pi, enquanto a ligação simples é formada apenas por uma 
ligação do tipo sigma.
A entalpia de ligação pode ser utilizada para calcularmos 
valores de DH de reações em que as moléculas sejam formadas 
pelas respectivas ligações. Lembre-se que:
• Ligação rompida (nos reagentes) → DH > 0 (endotérmico).
• Ligação formada (nos produtos) → DH < 0 (exotérmico).
Exercício Resolvido
01. Utilizando os dados a seguir, calcule o DH da reação seguinte 
em kcal.
3H
2(g)
 + 1N
2(g)
→ 2NH
3(g)
 Dados:
Energias de ligação: 
H H kcal mol
N H kcal mol
N N kcal mol
−− →
−− →
≡≡ →




104 2
92 0
225 8
, /
, /
, /
Resolução:
1o passo: “abrir” a reação, mostrando as ligações.
3H – H + N ≡≡ N → 2H – N – H
 |
 H
2o passo: quebrar os reagentes e formar os produtos.
Não se esquecendo que “quebrar é positivo” e “formar é 
negativo”.
3H — H + 1N ≡≡ N → 2H — N — H
 | |
 H
3o passo: calcular o referido DH.
DH = +3 · 104,2
dado na
questão
 + 1 · 225,8
dado na
questão
 – 2 · 3 · 92,0
dado na
questão
 ⇒
⇒ DH = –13,6 kcal
Resposta: DH = –13,6 kcal/mol
Exercícios de Fixação
01. (UCS-RS) O 1,2-dicloroetano ocupa posição de destaque na 
indústria química americana. Trata-se de um líquido oleoso e 
incolor, de odor forte, infl amável e altamente tóxico. É empregado 
na produção do cloreto de vinila que, por sua vez, é utilizado 
na produção do PVC, matéria-prima para a fabricação de dutos 
e tubos rígidos para água e esgoto.
A equação química que descreve, simplifi cadamente, o processo 
de obtenção industrial do 1,2-dicloroetano, a partir da reação 
de adição de gás cloro ao eteno, encontra-se representada 
abaixo.
C
2
H
4(g)
+ C
2(g)
→ C
2
H
4
C
2()
Disponível em: <http://laboratorios.cetesb.sp.gov.br/ wp-content/uploads/
sites/47/2013/11/dicloroetano.pdf>. Acesso em: 3 set. 15. Adaptado.
A variação de entalpia da reação acima é igual a
 Dados:
 Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
 C – H 413,4
 C – C 327,2
 C – C 346,8
 C = C 614,2
 C – C 242,6
A) –144,4 kJ/mol. B) –230,6 kJ/mol.
C) –363,8 kJ/mol. D) +428,2 kJ/mol.
E) +445,0 kJ/mol.
02. (UFGD-MS) A amônia é produzida a partir de nitrogênio e 
hidrogênio usando-se o processo Harber. A equação que 
representa a reação química é:
N
2(g)
 + 3 H
2(g)
 → 2 NH
3(g)
Usando as energias de ligação dadas na tabela a seguir, marque 
a alternativa que apresenta a variação de energia (DH) da reação 
de formação da amônia.
Ligação Energia (kJ/mol)
N ≡ N 941
H – H 436
N – H 391
A) DH = +2249 kJ B) DH = –2346 kJ
C) DH = –97 kJ D) DH = +97 kJ
E) DH = +2346 kJ
03. (Faculdade São Francisco de Barreiras-BA) Os valores das 
energias de ligação entre os átomos que formam as substâncias 
químicas, como os apresentados na tabela, podem ser utilizados 
para estimar o valor da variação de entalpia, DΗ , de uma reação 
química na fase gasosa. Considerando as energias envolvidas 
na ruptura e na formação de novas ligações químicas, pode-se 
calcular a variação da entalpia da reação de combustão total 
do metano, representada pela equação química.
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ciÊNcias da NaTureZa e suas TecNologiasQuímica II
Anual – Volume 1
Ligação química Energia de ligação, DH, kJmol–1
C –– H 412
O –– H 463
O == O 496
C == O 743
CH
4(g)
+ 2O
2(g)
→ CO
2(g)
 + 2H
2
O
(g)
Com base nessas informações, associadas aos conhecimentos 
da termoquímica, é correto afi rmar:
A) A entalpia de combustão do metano, DH
C
, representada na 
equação química, é de + 268kJ.
B) A combustão total de 48 g de metano libera 2094 kJ de 
energia no sistema reacional apresentado.
C) A ruptura de ligações interatômicas nas substâncias 
químicas, no estado gasoso, implica a liberação de energia 
para o ambiente.
D) O processo que envolve a formação de ligações químicas nas 
moléculas de dióxido de carbono, CO
2(g)
, é endotérmico.
E) O valor da variação de entalpia da reação química 
representada independe do estado físico da água obtida 
no processo de combustão.
04. (Fuvest-SP) Na estratosfera, há um ciclo constante de criação e 
destruição do ozônio. A equação que representa a destruição 
do ozônio pela ação da luz ultravioleta solar (UV) é
O O OUV3 2 → +
O gráfi co representa a energia potencial de ligação entre um 
dos átomos de oxigênio que constitui a molécula de O
3
 e os 
outros dois, como função da distância de separação r.
U(r)(10–19 J)
3
2
1
0
1 2
Oxigênio
Oxigênio
Oxigênio
r (10–10 m)
r
3 4–1
–2
–3
–4
–5
–6
A frequência dos fótons da luz ultravioleta que corresponde 
à energia de quebra de uma ligação da molécula de ozônio 
para formar uma molécula de O
2
 e um átomo de oxigênio é, 
aproximadamente,
A) 1 · 1015 Hz
B) 2 · 1015 Hz
C) 3 · 1015 Hz
D) 4 · 1015 Hz
E) 5 · 1015 Hz
Note e adote: E = hf
E é a energia do fóton.
f é a frequência da luz.
Constante de Planck, h = 6 × 10–34 J · s 
05. (PUC-SP)
 Dados:
 Entalpia de formação padrão do O
3
: 143 kJ ⋅ mol–1
 Entalpia de ligação O = O: 498 kJ ⋅ mol–1
 NO
(g)
+ O
3(g)
→ NO
2(g)
 + O
2(g)
 DH = –200 kJ
Diversas reações ocorrem na atmosfera devido à ação da luz 
solar e à presença de poluentes. Uma das reações relevantes 
é a decomposição do dióxido de nitrogênio em óxido nítrico e 
oxigênio atômico.
 NO
2(g)
→ NO
(g)
 + O
(g)
 A partir dos dados é possível concluir que essa reação é
A) endotérmica, absorvendo 306 kJ a cada mol de NO
2 
decomposto.
B) endotérmica, absorvendo 441 kJ a cada mol de NO
2 
decomposto.
C) exotérmica, absorvendo 306 kJ a cada mol de NO
2 
decomposto.
D) exotérmica, liberando 441 kJ a cada mol de NO
2 
decomposto.
Exercícios Propostos
01. (PUC-SP) Dados os valores de energia de ligação em kJ/mol e 
a reação a seguir, calcule o DH desse processo.
H
2(g)
 + C
2(g)
→ 2 HC
(g)
Ligação Energia (kJ/mol)
H – H 436
C – C 242
H – C 431
A) – 184 kJ/mol. B) + 184 kJ/mol.
C) + 247 kJ/mol. D) – 247 kJ/mol.
02. (Unioeste-PR) Os organoclorados são poluentes considerados 
perigosos, mas, infelizmente, têm sido encontradas quantidades 
signifi cativas destas substâncias em rios e lagos. Uma reação de 
cloração comumente estudada é a do etano com o gás cloro, 
como mostrada abaixo:
C
2
H
6(g)
+ C
2(g)
→ CH
3
CH
2
C
(g)
 + HC
(g)
Sabendo os valores de DH de cada ligação (Tabela abaixo), 
determine o valor de DH da reação pelo método das energias 
de ligação.
Ligação Energia (kJ/mol)
C – H 415
C – C 350
C – C 243
C – C 328
H – C 432
A) –102 kJ/mol B) +102 kJ/mol
C) +367 kJ/mol D) –367 kJ/mol
E) +17 kJ/mol
152
ciÊNcias da NaTureZa e suas TecNologias Química II
Anual – Volume 1
03. (Unitau-SP) O gás propano pode ser obtido pela hidrogenação 
do propeno. Assinale a alternativa com o valor correto 
da entalpia de reação, e a classificação da reação como 
endotérmica ou exotérmica.
 Dados:
Tipo de ligação
Energia de ligação
(kJ/mol)
C – C 347
C = C 611
H – H 436
C – H 413
A) DH = +126 kJ/mol; reação endotérmica.
B) DH = –126 kJ/mol; reação exotérmica.
C) DH = –562 kJ/mol; reação exotérmica.
D) DH = +562 kJ/mol; reação endotérmica.
E) DH = –1173 kJ/mol;reação exotérmica.
04. (PUC-PR) Dadas as energias de ligação em kcal/mol :
C = C : 147 C – H : 99
C – C : 58 C – C : 83
C – C : 79
Calcular a energia envolvida na reação:
H
2
C = CH
2(g)
 + C
2(g)
 → H
2
CC – CH
2
C
(g)
A) – 1.238 kcal B) + 1.238 kcal
C) + 36 kcal D) – 36 kcal
E) + 2.380 kcal
05. (ESCS-DF) A reação do 4-bromo-but-1-eno com o bromo 
molecular produz a substância 1,2,4-tribromo-butano:
C C C C H + Br
H
H
H Br
HHH
Br
H C C C C H
H H H H
BrHBrBr
A tabela a seguir apresenta valores médios de algumas energias 
de ligação em kJ ⋅ mol–1.
Ligação Energia
C – H 413
C – Br 281
C – C 347
C = C 614
Br – Br 193
A variação de entalpia envolvida na produção de um mol de 
1,2,4-tribromo-butano, em kJ, calculada com os dados da 
tabela é igual a: 
A) +295 B) +179
C) +36 D) –102
E) –245
06 (UPE) Dadas as energias de ligação abaixo:
C – C DH = 57,8 kcal/mol
C – C DH = 78,5 kcal/mol
H – C DH = 103,0 kcal/mol
A variação de entalpia da reação C
2
H
6(g)
 + C
2(g)
→ C
2
H
5
C
(g)
 + HC
(g)
é –24,9 kcal/mol. Então, podemos afi rmar que a energia de 
ligação C – H é
A) 239,3 kcal/mol B) 33,3 kcal/mol
C) 123,7 kcal/mol D) 98,8 kcal/mol
E) 133,7 kcal/mol
07. (Uerj – Modificada) No metabolismo das proteínas dos 
mamíferos, a ureia, representada pela fórmula (NH
2
)
2
CO, é o 
principal produto nitrogenado excretado pela urina. O teor de 
ureia na urina pode ser determinado por um método baseado 
na hidrólise da ureia, que forma amônia e dióxido de carbono.
A seguir são apresentadas as energias das ligações envolvidas 
nessa reação de hidrólise.
Ligação Energia de ligação (kJ ⋅ mol–1)
N – H 390
N – C 305
C = O 800
O – H 460
A partir da fórmula estrutural da ureia, determine a variação de 
entalpia correspondente a sua hidrólise, em kJ · mol–1. 
08. (UniCESUMAR-PR) A ligação covalente que mantém os átomos 
de nitrogênio e oxigênio unidos no óxido nítrico, NO, não é 
explicada pela regra do octeto, mas a sua energia de ligação 
pode ser calculada a partir dos dados fornecidos abaixo.
 Dados: 
Energia de ligação N ≡ N: 950 kJ ⋅ mol–1;
Energia de ligação O = O: 500 kJ ⋅ mol–1;
 Entalpia de formação do NO: 90 kJ ⋅ mol–1.
A partir dessas informações, é possível concluir que a energia 
de ligação entre os átomos de nitrogênio e oxigênio no óxido 
nítrico é
A) 90 kJ ⋅ mol–1 B) 635 kJ ⋅ mol–1
C) 765 kJ ⋅ mol–1 D) 1360 kJ ⋅ mol–1
E) 1530 kJ ⋅ mol–1
09. (PUC-SP) O diagrama a seguir representa algumas transformações 
relacionadas à formação do metano a partir de gás hidrogênio 
e grafi te
H (kcal) C
(g) 
+ 4 H
(g)
C
(g) 
+ 2 H
2(g)
∆H = 208 kcal
∆H = 172 kcal
∆H = –18 kcal
C
(grafite) 
+ 2 H
2(g)
CH
4(g)
153
ciÊNcias da NaTureZa e suas TecNologiasQuímica II
Anual – Volume 1
Os valores das energias de ligação H–H e C–H obtidas a partir 
do diagrama são, respectivamente, 
A) 172 kcal/mol e 208 kcal/mol. 
B) 104 kcal/mol e 99,5 kcal/mol. 
C) 208 kcal/mol e 90,5 kcal/mol. 
D) 104 kcal/mol e 398 kcal/mol. 
E) 52 kcal/mol e 380 kcal/mol. 
10. (UFJF-MG) A parafi na é um hidrocarboneto (C
25
H
52
, massa molar 
= 352 g ⋅ mol–1) derivado do petróleo que compõe as velas. 
A sua reação de combustão está representada a seguir:
 C
25
H
52(s)
+ 38 O
2(g)
→ 26 H
2
O
() + 25 CO2(g)
 Considerando os dados de energia de ligação válidos também 
para as fases sólida e líquida, e apresentados abaixo, calcule a 
energia liberada, em kJ, na combustão completa de uma vela 
de 35,2 g.
Dados: Energias de Ligação (DH
L
 / kJ mol–1):
Ligação C – H C – C O = O C = O O – H
DH
L
/ kJ mol–1 412 348 496 743 463
A) –1260. B) –12600.
C) –61226. D) 48624.
E) 50.
Aula 05: 
Entropia e Energia Livre
Entropia (S)
É a medida da desordem (desorganização) ou casualidade 
de um sistema. Quanto maior a desordem, maior a entropia 
desse sistema. Como já aconteceu com a entalpia, não estaremos 
interessados em entropia absoluta, cujo símbolo é S, e sim na 
variação de entalpia num processo (DS).
Para se ter um padrão de referência nos cálculos de entropia 
(como fi zemos com a entalpia), enunciaremos o Terceiro Princípio 
da Termodinâmica:
“A entropia de uma substância na forma de um cristal 
perfeito, em que as partículas que o constituem encontram-se 
o mais organizado possível, na temperatura de zero Kelvin, é 
igual a zero.”
Note que o 3° princípio estabelece que o valor zero na 
medida da entropia só é alcançado se tivermos a substância na 
forma de um cristal perfeito, na temperatura de zero absoluto, onde 
se presume não existir mais agitação molecular alguma. Perceba a 
diferença de critério para se estabelecer o referencial de entalpia (H) 
e de entropia (S): enquanto a entalpia é zero para uma substância 
simples, em seu estado padrão (temperatura de 25 °C, pressão de 
1 atm e forma alotrópica mais estável), a entropia necessita seguir 
o 3° princípio, já enunciado.
Diante do exposto, podemos concluir que a entropia 
absoluta de uma substância, em certas condições de temperatura e 
pressão (utilizaremos 25 °C e 1 atm), é sempre um valor positivo, já 
que a desordem relacionada é sempre maior que aquela medida na 
temperatura de zero absoluto. Observe algumas entropias absolutas 
a 25 °C, expressas em J/mol · K:
C-3 H-8
C-7 H-26
C-6 H-21, 23Aula
05
Substância Entropia absoluta (Sº)
A
2
O
3(s)
51,0
Br
2() 152,2
Br
2(g)
245,4
C
(grafi te)
5,69
C
(diamante)
2,4
NO
(g)
210,6
O
2(g)
205,0
Se dispusermos da entropia absoluta de cada substância de 
uma reação, podemos calcular a variação de entropia da referida 
reação. A expressão a ser utilizada é:
DS
reação
 = ΣS0
prod.
 – ΣS0
reag.
Relacionado à entropia, também é enunciado o Segundo 
Princípio da Termodinâmica.
“Em qualquer processo espontâneo, existe sempre um 
aumento na entropia do Universo.”
Note que a 2ª Lei estabelece que ocorre um aumento na 
entropia (desordem) do conjunto Universo, e não necessariamente 
do sistema onde ocorre o processo espontâneo. Lembre-se que 
o conjunto Universo é formado pelo sistema junto com sua 
vizinhança (ou meio ambiente). É devido a esse princípio que 
você já deve ter lido que o Universo tende a um estado mais 
desorganizado, mais caótico. Assim, concluímos que existem 
processos espontâneos em que não há aumento da entropia 
do sistema.
Exemplo: Abaixo de 0 ºC, a água líquida congela (sob pressão de 
1 atm). Esse processo é espontâneo, apesar de haver diminuição 
de entropia (aumento da organização), devido à formação da 
fase sólida.
Energia livre (G)
Existem dois parâmetros para se determinar a espontaneidade 
de uma reação:
• Entalpia (DH)
• Entropia (DS)
Esses fatores serão relacionados algebricamente, utilizando 
ideias já conhecidas. A partir da 2ª Lei, enunciada agora a pouco, 
podemos escrever: DS
univ.
 = DS
sist.
 + DS
viz.
.
O sistema corresponde ao nosso objeto de estudo, 
enquanto, na vizinhança, não há ocorrência de processo algum. 
De acordo com a 2a Lei da Termodinâmica, para todo 
processo espontâneo, é válido afi rmar que DS
univ.
 > 0 (a entropia 
do Universo aumenta). Depois de utilizarmos alguns argumentos 
matemáticos que fogem ao nosso objetivo nesse momento, a 
desigualdade acima, válida para todo processo espontâneo, toma 
a seguinte forma:
– (DH
sist.
 – T · DS
sist.
) > 0
Essa relação deve ser válida, é bom lembrar, para todo 
processo espontâneo.
154
ciÊNcias da NaTureZa e suas TecNologias Química II
Anual – Volume 1
Defi nindo a grandeza termodinâmica, G = H – T · S, e em 
termos de variações, DG = DH – T · DS, vemos que essa equação 
simples proposta por Gibbs nos dá uma relação para esses 
parâmetros, onde DG é a variação da energia livre de Gibbs. Veja 
agora a espontaneidade de um processo:
Se DG > 0 (positivo) → processo não espontâneo
Se DG < 0 (negativo) → processo espontâneo
Se DG = 0 → processo está em equilíbrio
Observações:
1. O valor de DG negativo é o máximo trabalho útil 
(trabalho não expansivo) realizado por um processo. 
Matematicamente:
∆G = – 
máx.2. O valor de DG em uma reação pode ser calculado a partir 
dos valores de DG
formação
 (como feito no DH). Os valores de 
DGf são tabelados da mesma forma que os valores de DH, 
ou seja, substância simples no estado padrão tem DGf = 0. 
Portanto:
∆G
reação
 = Σ∆Gf
prod.
– Σ∆Gf
reag.
Exercícios de Fixação
01. (UFT-TO) Transições de fase são mudanças físicas que envolvem 
mudanças na entalpia e na entropia do sistema. Qual das 
transições abaixo envolve a maior variação de entropia para o 
sistema?
A) A conversão de diamante em grafi te.
B) O derretimento do gelo.
C) A sublimação do iodo.
D) A evaporação da água.
02. (FCM-PB) O ácido nítrico, HNO
3
, é uma substância bastante 
utilizada na indústria para produção de fertilizantes e de 
explosivos. Pode ser obtido de acordo equação termoquímica 
abaixo: 
NH
3(g)
+ 2 O
2(g)
→ HNO
3(aq)
 + H
2
O
()
DHo = +450,0 kJ e DGo = + 80,0 kJ
De acordo com as informações, analise as afi rmativas e marque 
(V) nas verdadeiras e (F) nas falsas. 
( ) A entalpia de formação do NH
3(g)
 é maior que a soma 
das entalpias de formação do HNO
3(aq)
 e da H
2
O
(), nas 
condições padrão. 
( ) Nas condições padrão, a reação de obtenção do ácido 
nítrico é espontânea e endotérmica. 
( ) Se na reação, ocorrendo nas condições padrão, fosse 
usado como reagente NH
3(), o valor da variação de 
entalpia seria maior que + 450,0 kJ. 
( ) Nas condições padrão, o valor da variação de entropia para 
a reação de obtenção do ácido nítrico é aproximadamente 
+1,24 kJ/K. 
Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta, de 
cima para baixo:
A) V – F – F – V. B) F – V – F – F.
C) V – F – V – F. D) V – V – F – V.
E) F – F – V – V.
03. Para a reação de dissociação de 1 mol de N
2
O
4
 gasoso 
produzindo NO
2
 gasoso, a variação de entalpia é +58 kJ, 
enquanto a variação de entropia é de 175 J/K. Admitindo que 
os valores anteriores não variem com a temperatura, determine 
a temperatura a partir da qual a reação citada ocorrerá 
espontaneamente.
A) 58,4 oC B) 58,4 K
C) 331,4 oC D) 273 K
E) 129,3 oC
04. (UFPE) As aplicações das leis da termodinâmica em Química são 
importantes para estabelecer quais processos químicos, dentre 
aqueles possíveis, são espontâneos. A quantifi cação dessas leis 
leva, por exemplo, aos valores de –237,1 e –16,5 kJ ⋅ mol–1 para 
a energia livre de Gibbs padrão de formação de H
2
O
() e NH3(g) 
em 298 K, respectivamente. Sobre essas aplicações, analise as 
proposições abaixo. 
( ) A primeira lei da termodinâmica proíbe o seguinte 
processo: Na+
(aq)
 + NO–
3(aq)
→ NaNO
3(s)
( ) A variação de entropia na reação 2O
3(g)
→ 3O
2(g)
 favorece 
a formação de produto. 
( ) Processos em que há um aumento da entropia são 
espontâneos. 
( ) A variação da energia livre de Gibbs padrão (D
r
G0) para 
a reação N
2(g)
 + 3H
2(g)
→ 2NH
3(g)
, em equilíbrio químico, 
é sempre nula quando a temperatura e a pressão forem 
constantes. 
( ) A reação química 2H
2(g)
 + O
2(g)
→ 2H
2
O
() é espontânea em 
298 K e 105 Pa (ou 1 bar).
05. (UEM-modifi cada) Assinale o que for incorreto.
 Dado: 0 K = –273 °C. 
A) Quanto mais exotérmica for uma reação e, ao mesmo tempo, 
quanto maior for o aumento de entropia do processo, mais 
espontânea será a reação. 
B) A energia livre de Gibbs (G) é uma grandeza termodinâmica 
cuja variação (DG) corresponde à máxima energia útil que é 
possível retirar de um sistema (energia aproveitável). 
C) Se DG for positivo, a reação é dita não espontânea. 
D) Para uma reação com DH ≠ 0 quanto mais próxima estiver 
do equilíbrio, maior será a quantidade de trabalho disponível 
que pode ser utilizado. 
E) Uma determinada reação que possui variação de entalpia 
(DH) de +8,4 kcal/mol e variação de entropia (DS) de 
37 cal/mol ⋅ K será espontânea em temperaturas maiores 
do que –46 °C. 
Exercícios Propostos
01. (Unitau-SP) A entropia do KCO
3
 dissolvido na água, quando 
comparada com a entropia do KCO
3
 sólido, é
A) menor.
B) igual.
C) maior.
D) independente do estado do KCO
3
.
E) dependente da quantidade de impurezas presentes na água.
155
ciÊNcias da NaTureZa e suas TecNologiasQuímica II
Anual – Volume 1
02. (UFT-TO) A origem da entropia de um sistema está relacionada 
com a existência de estados (situações) mais prováveis. Durante 
uma reação química é possível estimar a variação da entropia 
molar padrão analisando a diferença entre a entropia dos 
produtos e dos reagentes. 
Analise os processos a seguir:
I. oxidação de nitrogênio: N
2(g)
 + 2O
2(g)
→ 2NO
2(g)
II. fotossíntese da glicose: 6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(g)
→ C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g)
III. evaporação da água de roupas úmidas 
IV. dissolução do sal: KNO
3(s)
→ K+
(aq)
 + NO
3
–
(aq)
Ocorre aumento de entropia durante os processos 
A) III e IV apenas. 
B) III apenas. 
C) I e II apenas. 
D) II e III apenas. 
E) I, II, III e IV.
03. (UEG-GO) A fl uorexetina é um fármaco largamente utilizado para 
distúrbios de ansiedade e depressão. O processo de cristalização 
desse fármaco impacta diretamente na biodisponibilidade no 
organismo humano. No processo de cristalização do oxalato de 
fl uorexetina, estima-se uma variação da energia livre de Gibbs 
e da entalpia, a 25 ºC de aproximadamente –180 kJ ⋅ mol–1 e 
–259 kJ ⋅ mol–1, respectivamente. 
Com base nesses parâmetros termodinâmicos, verifi ca-se que 
esse processo de cristalização é, a 25 ºC,
A) não espontâneo e em equilíbrio químico em solução.
B) não espontâneo e endotérmico.
C) não espontâneo e exotérmico.
D) espontâneo e endotérmico.
E) espontâneo e exotérmico.
04. (UFMG) Os calores envolvidos na solubilização de iodo sólido em 
etanol e em tetracloreto de carbono, CC
4
, foram investigados. 
Os resultados obtidos estão resumidos nestas equações:
I
2(s)
→ I
2
 (em etanol) DH = +6,7 kJ/mol
I
2(s)
→ I
2
 (em CC
4
) DH = +24,2 kJ/mol
Considerando-se esses equilíbrios, é incorreto afi rmar que
A) o aumento da temperatura desloca os equilíbrios no sentido 
da formação dos produtos.
B) os valores de DH correspondem à energia gasta para a fusão 
do iodo sólido.
C) a dissolução do iodo é endotérmica em ambos os solventes.
D) a desorganização das moléculas de iodo aumenta durante 
a dissolução.
05. (UFPE) A espontaneidade de uma reação química é importante 
para avaliar sua viabilidade comercial, biológica ou ambiental. 
Sobre a termodinâmica de processos químicos, podemos 
afi rmar que (V ou F):
( ) reações espontâneas são sempre exotérmicas.
( ) reações espontâneas, ocorrendo dentro de sistemas 
fechados e isolados, causam um aumento da entropia 
do sistema.
( ) para reações em sistemas fechados, as variações da 
entalpia e da entropia não podem ser utilizadas para 
determinar a sua espontaneidade.
( ) reações que apresentam variação positiva da entropia são 
sempre espontâneas.
( ) para reações ocorrendo em temperatura e pressão 
constantes, a energia livre de Gibbs é a função termodinâmica 
que determina a sua espontaneidade.
06. (UEG-GO) As chalconas são uma classe de moléculas que 
possuem vários tipos de atividades farmacológicas. No processo 
de cristalização de um dos derivados de chalcona, mediu-se 
uma variação da energia livre de Gibbs e da entalpia a 27 ºC 
de –64 kcal ⋅ mol–1 e –164 kcal ⋅ mol–1, respectivamente.
Nesse caso, a temperatura, em Kelvin, a partir da qual a 
cristalização sofrerá uma transição de um processo espontâneo 
para não-espontâneo, será de aproximadamente
A) 492 B) 605
C) 164 D) 228
E) 300
07. (UEG-GO) A variação da energia livre de Gibbs (DG) é uma 
função de estado termodinâmico que pode ser utilizada para 
avaliar a espontaneidade de reações químicas. Ela é defi nida 
em função da variação da entalpia (DH) e da entropia (DS) do 
sistema a dada temperatura T : DG = H – T ⋅ DS. Considerando, 
hipoteticamente, a degradação dos compostos X e Y, e que 
H e S são independentes da temperatura, constata-se que:
Dados: Composto X: H0
298K
 = 100 kJ e DS0
298K
 = 150 J/K; 
Composto Y : DH0
298K
 = 120 kJe DS0
298K
 = 300 J/K.
A) a decomposição de X é espontânea à temperatura de 298 K.
B) acima de 400 K a decomposição de Y passa a ser espontânea.
C) acima de 373 K a decomposição de X passa a ser espontânea.
D) a decomposição de Y é espontânea à temperatura de 298 K.
08. (UFPE) A determinação da espontaneidade de transformações 
químicas é importante para a viabilização econômica de 
processos químicos, bem como para a compreensão de 
fenômenos naturais, em particular, processos biológicos. 
A reação de quantidades estequiométricas de hidróxido de bário 
sólido com nitrato de amônio sólido, descrita pela equação 
química a seguir, é capaz de resfriar, até cerca de –20 °C, o 
recipiente que contém as espécies químicas.
Ba(OH)
2(s)
 + 2NH
4
NO
3(s)
→ Ba(NO
3
)
2(s)
 + 2H
2
O
() + 2NH3(aq)
Essa reação é espontânea porque ocorre
A) um aumento da energia de Gibbs (energia livre).
B) um aumento da entropia.
C) uma diminuição da entropia.
D) uma diminuição da entalpia.
E) um aumento de entalpia.
09. (Uece) Josiah Willard Gibbs (1839 – 1903) foi um pesquisador 
norte-americano que contribuiu para a determinação da energia 
livre de um sistema termodinâmico através de uma lei que é 
associada ao seu nome. Em se tratando de energia livre e de 
entropia, analise as seguintes proposições:
I. A energia livre pode ser positiva ou negativa, mas nunca 
pode ser nula;
II. A energia livre é a totalidade de energia de um sistema 
termodinâmico, que pode ser usada para a realização de 
trabalho útil;
III. Toda a reação exotérmica é espontânea.
IV. A variação de entropia de uma reação espontânea pode ser 
negativa;
V. Em certas reações químicas a variação de entalpia coincide 
com a variação da energia interna.
É correto o que se afi rma somente em
A) I e II. B) III e IV.
C) I, III e V. D) II, IV e V.