A dissolução do nitrato de amônio ocorre espontaneamente na água. Enquanto o NH4 NO3 se dissolve, a temperatura da água diminui. Quais são os sinais de De, de De, e de De para este processo?
a) De
b) De0, De
c) De0, De
d) De0, De0, De
e) De0, De0

Passo 1

Vamos lá! O exercício fala sobre a dissolução do nitrato de amônio ( NH4 NO3) em água, que acontece de forma espontânea e faz a temperatura da água cair. Precisamos descobrir os sinais de De (entalpia), De (entropia) e De (energia livre de Gibbs) para esse processo. Para resolver isso, vamos usar conceitos de termodinâmica, que nos ajudam a entender se um processo ocorre espontaneamente e como a energia e a desordem mudam.

Passo 2

Primeiro, vamos analisar a variação de entalpia ( De). A temperatura da água diminui quando o nitrato de amônio se dissolve, o que significa que o processo absorve calor do ambiente. Quando um processo absorve calor, dizemos que a entalpia é positiva. Então, De 0.

Passo 3

Agora, vamos pensar na entropia ( De). A entropia está relacionada com a desordem do sistema. Quando o nitrato de amônio se dissolve na água, os íons NH4^+ e NO3^- se dispersam uniformemente pela solução, aumentando a desordem. Portanto, a entropia aumenta, ou seja, De 0.

Passo 4

Por último, vamos descobrir a variação da energia livre de Gibbs ( De). Sabemos que o processo é espontâneo, e para que isso aconteça, De precisa ser negativo. A equação que relaciona essas grandezas é:
De
Neste caso, mesmo com De positivo, o aumento da entropia ( De) faz com que TDe seja suficientemente grande para que De seja negativo.

Resposta

A alternativa correta é:
d) De0, De0, De

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