As reações abaixo mostram o processo de dissolução de dois sais em água:
& NH4 Cl(s) NH4^+(a q)+Cl^-(a q) De
a) como podemos classificar as reações com relação a espontaneidade do processo de dissolução e com base na variação de entalpia?
b) Qual dos processos contribuem para um maior aumento de entropia do sistema? Por quê?

Passo 1

Beleza, vamos começar entendendo o que a questão está pedindo. Temos duas reações de dissolução de sais em água, com variações de entalpia (ΔH). A primeira parte (a) quer que a gente classifique essas reações quanto à espontaneidade e com base na variação de entalpia. A segunda parte (b) pergunta qual dos processos aumenta mais a entropia do sistema e o porquê. Para resolver isso, vamos precisar entender conceitos de entalpia, espontaneidade e entropia na termodinâmica.

Passo 2

Primeiro, vamos falar sobre entalpia. A entalpia (ΔH) é uma medida de energia envolvida em uma reação química. Se ΔH é positivo, a reação é endotérmica, ou seja, absorve energia do ambiente. Se ΔH é negativo, a reação é exotérmica, liberando energia.

Passo 3

Agora, sobre espontaneidade. Uma reação espontânea é aquela que ocorre sem necessidade de fornecer energia externa. A espontaneidade depende da variação de entalpia (ΔH) e da variação de entropia (ΔS) do sistema, através da equação de Gibbs:
De
Onde:
  • De negativo indica reação espontânea.
  • T é a temperatura em Kelvin.
Então, para uma reação ser espontânea, a combinação de ΔH e ΔS deve resultar em ΔG negativo.

Passo 4

Vamos analisar a primeira reação:
NH4 Cl(s) NH4^+(aq) + Cl^-(aq) De
Aqui, ΔH é positivo (+14.8 kJ), indicando que a reação é endotérmica.
A segunda reação:
CaCl2(s) Ca^2+(aq) + 2 Cl^-(aq) De
ΔH é negativo (-82.9 kJ), então essa reação é exotérmica.

Passo 5

Para a parte a, classificando quanto à espontaneidade:
  • NH₄Cl: Como é endotérmica (ΔH positivo), precisa de um aumento suficiente na entropia (ΔS positivo) para que ΔG seja negativo e a reação seja espontânea.
  • CaCl₂: Sendo exotérmica (ΔH negativo), já contribui para ΔG negativo, favorecendo a espontaneidade, mesmo que o aumento de entropia seja menor comparado ao NH₄Cl.

Passo 6

Agora, para a parte b, sobre o aumento de entropia:
A entropia mede a desordem do sistema. Quanto mais partículas resultantes na solução, maior o aumento de entropia.
  • NH₄Cl se dissocia em 2 íons: NH₄⁺ e Cl⁻.
  • CaCl₂ se dissocia em 3 íons: Ca²⁺ e 2 Cl⁻.
Portanto, a dissolução de CaCl₂ resulta em mais partículas, aumentando mais a entropia do sistema.

Resposta

a) A reação de dissolução do NH₄Cl é endotérmica (ΔH positivo) e pode ser espontânea se houver aumento suficiente na entropia. Já a dissolução do CaCl₂ é exotérmica (ΔH negativo) e espontânea devido à liberação de energia.
b) O processo de dissolução do CaCl₂ contribui para um maior aumento de entropia, pois sua dissociação resulta em mais íons na solução, aumentando a desordem do sistema.

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