Iniciante
a) Sistemas abertos são aqueles em que são possíveis trocas tanto de matéria quanto de energia com as vizinhanças. Sistemas fechados permitem troca de energia, mas não de matéria. Já sistemas isolados não permitem qualquer tipo de troca com as vizinhanças.
b) Aberto: fungo vivo (mesmo que de forma seletiva pela intervenção da membrana plasmática e seus canais, há troca de energia e matéria com o exterior)
Fechado: álcool em um termômetro e esporo de bactéria
Isolado: chá em uma garrafa térmica de qualidade impecável
c) – HF se encontra mais ordenado, pois realiza interações intermoleculares muito mais fortes (do tipo ligação de hidrogênio) que tendem a organizar as moléculas
obs: para se ter ideia de quão mais organizado é, o HF predomina na forma de dímeros (HF)2 em temperaturas próximas da ambiente.
– Ne se encontra mais organizado: mesmo devido às fortes interações intermoleculares do tipo ligação de hidrogênio que tendem a organizar as moléculas de amônia, os graus de liberdade para rotação/deformação de ligações tornam as moléculas de NH3 mais desorganizadas
– CaCl2 (s) se encontra mais ordenado, pois partículas no estado sólido apresentam liberdade de movimentação muito menor que na forma de íons solvatados livres
– H2O (l) se encontra mais organizado, pois a liberdade de movimentação das partículas é menor no estado líquido que no estado gasoso.
Intermediário
a) – HBr apresenta maior entropia molar, já que apresenta interações intermoleculares bem mais fracas que aquelas realizadas pelo HF
– NH3 apresenta maior entropia molar, devido ao número muito maior de graus de liberdade de rotação/deformação de ligações, mesmo que apresente interações intermoleculares mais fortes
– CaCl2 (aq) apresenta maior entropia molar, uma vez que íons solvatados têm uma liberdade de movimentação muito maior que partículas no sólido iônico.
– H2O(g) tem uma entropia molar maior, uma vez que gases apresentam maior liberdade de movimentação que líquidos
– O grafite apresenta maior entropia molar: enquanto o diamante apresenta estrutura tridimensional definida e, portanto, mais restringida, o grafite apresenta estruturas laminares bidimensionais que apresentam relativa liberdade de movimento entre si.
b) – A entropia aumenta tremendamente, já que, partindo-se de um mol de composto sólido (de movimentação limitada de partículas), obtêm-se cinco mols de íons, que apresentam uma liberdade de movimento bem maior.
– A entropia aumenta, pois passa-se de um sólido para um gás, que apresenta entropia molar muito maior que aquela do sólido
– A entropia diminui, uma vez que há uma diminuição do número de mols de compostos gasosos (perceba que a água formada está no estado líquido)
c) Um processo reversível pode ser explicado como um processo que pode ser revertido por uma mudança infinitesimal de uma variável (ou, alternativamente, como um processo em que o sistema, a todo momento, encontra-se em equilíbrio).
Um exemplo teórico de processo reversível (uma vez que não há processos puramente reversíveis na realidade) seria a expansão de um gás contra um pistão vertical, empurrado para baixo por uma massa de água: a evaporação extremamente lenta do líquido (pode-se pensar no escape de moléculas a nível atômico para entender esse processo) altera de forma praticamente infinitesimal a massa de água, que permite um aumento infinitesimal do volume de gás, que configuraria um processo reversível.
Avançado
a) – A entropia aumenta tremendamente, já que, partindo-se de um mol de composto sólido (de movimentação limitada de partículas), obtêm-se cinco mols de íons, que apresentam uma liberdade de movimento bem maior.
– A entropia aumenta, pois passa-se de um sólido para um gás, que apresenta entropia molar muito maior que aquela do sólido
– A entropia diminui, uma vez que há uma diminuição do número de mols de compostos gasosos (perceba que a água formada está no estado líquido)
b) A Primeira Lei determina matematicamente que ΔU = q + w. Tendo isso em mente:
Adiabático: não há troca de calor, logo q = 0. Assim, ΔU = w
Isotérmico: não há variação de energia interna, a qual é dependente da temperatura (que não varia), de modo que ΔU = 0. Assim, q = -w
Isométrico: não há trabalho, uma vez que não há variação de volume, tal que w = 0. Assim, tem-se que ΔU = q
Isobárico: para uma pressão externa constante pext, pode-se dizer que ΔU = q - pext ΔV.
c) Para um processo espontâneo:
ΔSuniverso ≥ 0
ΔSsistema + ΔSvizinhança ≥ 0
Lembrando que ΔS = q/T:
ΔSsis + qviz/T ≥ 0
Porém, qviz = - qsis = -ΔHsis uma vez que a pressão é constante, de modo que:
ΔSsis – ΔHsis /T ≥ 0
Como T>0, pode-se escrever que:
TΔSsis – ΔHsis ≥ 0 (i)
Definindo que G = H – TS, temos que dG = dH – (TdS + SdT). Como a temperatura é constante, SdT = 0. Assim:
dG = dH – TdS
Assumindo as variações de entalpia e entropia do processo independentes da temperatura, pode-se integrar a expressão acima e obter que:
ΔGsis = ΔHsis – TΔSsis (ii)
Comparando (i) e (ii), obtém-se que:
– ΔGsis ≥ 0
ΔGsis ≤ 0 para um processo espontâneo.
d) Um processo reversível pode ser explicado como um processo que pode ser revertido por uma mudança infinitesimal de uma variável (ou, alternativamente, como um processo em que o sistema, a todo momento, encontra-se em equilíbrio).
Um exemplo teórico de processo reversível (uma vez que não há processos puramente reversíveis na realidade) seria a expansão de um gás contra um pistão vertical, empurrado para baixo por uma massa de água: a evaporação extremamente lenta do líquido (pode-se pensar no escape de moléculas a nível atômico para entender esse processo) altera de forma praticamente infinitesimal a massa de água, que permite um aumento infinitesimal do volume de gás, que configuraria um processo reversível.