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Questão de Química — Transformações Químicas e Energia — FGV 2025

QuímicaTransformações Químicas e Energia
Código
fg104167
Banca
FGV
Órgão
AGESAN-RS
Ano
2025
Nível
Médio
Cargo
Agente de Fiscalização
Muitos óxidos metálicos produzidos nas indústrias têm diversas aplicações, em especial, no desenvolvimento de catalisadores e semicondutores. B é um metal de transição, e a tabela contém as seguintes entalpias e entropias, a 298K, das formações dos óxidos metálicos.Captura_de tela 2025-09-10 100452.png 417×281Em relação aos óxidos formados, termodinamicamente, é correto afirmar que
  1. ABO(s) e o B₂O(s) não se formarão.
  2. BBO(s) tem maior tendência de se formar que B₂O(s).
  3. CB₂O(s)tem maior tendência de se formar que o BO(s).
  4. DBO(s) tem a variação da energia de Gibbs maior que zero e B₂O(s) menor que zero.
  5. EB₂O(s) tem a variação de energia de Gibbs maior que zero e BO(s) menor que zero.
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GabaritoC — B₂O(s)tem maior tendência de se formar que o BO(s).

Comentário gerado por IA. É um apoio ao estudo, ancorado em fontes, mas pode conter imprecisões — confira sempre na fonte oficial (lei, súmula, edital e gabarito da banca). Encontrou um erro? Use “Reportar”.

Termodinâmica: Energia Livre de Gibbs e Formação de Óxidos

Gabarito: letra C. A tendência de formação de um composto é determinada pela variação da energia livre de Gibbs (ΔG\Delta G) da reação de formação a partir de seus elementos constituintes. Quanto mais negativo for o valor de ΔG\Delta G, maior é a espontaneidade e a tendência de formação do composto. A equação fundamental é ΔG=ΔH−T⋅ΔS\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S, onde ΔH\Delta H é a variação de entalpia e ΔS\Delta S é a variação de entropia.

Para calcular a espontaneidade, analisamos as reações de formação:

  1. Formação do BO(s): B(s)+0,5O2(g)→BO(s)B(s) + 0,5 O_2(g) \rightarrow BO(s)

    • ΔHform=−38,0−(0+0,5⋅0)=−38,0 kcal/mol\Delta H_{form} = -38,0 - (0 + 0,5 \cdot 0) = -38,0 \text{ kcal/mol}

    • ΔSform=10,0−(8,0+0,5⋅50,0)=10,0−33,0=−23,0 kcal/mol K\Delta S_{form} = 10,0 - (8,0 + 0,5 \cdot 50,0) = 10,0 - 33,0 = -23,0 \text{ kcal/mol K}

    • ΔGBO=−38,0−298⋅(−0,023)=−38,0+6,854=−31,146 kcal/mol\Delta G_{BO} = -38,0 - 298 \cdot (-0,023) = -38,0 + 6,854 = -31,146 \text{ kcal/mol}

  1. Formação do B_2O(s): 2B(s)+0,5O2(g)→B2O(s)2 B(s) + 0,5 O_2(g) \rightarrow B_2O(s)

    • ΔHform=−40,0−(2⋅0+0,5⋅0)=−40,0 kcal/mol\Delta H_{form} = -40,0 - (2 \cdot 0 + 0,5 \cdot 0) = -40,0 \text{ kcal/mol}

    • ΔSform=24,0−(2⋅8,0+0,5⋅50,0)=24,0−41,0=−17,0 kcal/mol K\Delta S_{form} = 24,0 - (2 \cdot 8,0 + 0,5 \cdot 50,0) = 24,0 - 41,0 = -17,0 \text{ kcal/mol K}

    • ΔGB2O=−40,0−298⋅(−0,017)=−40,0+5,066=−34,934 kcal/mol\Delta G_{B_2O} = -40,0 - 298 \cdot (-0,017) = -40,0 + 5,066 = -34,934 \text{ kcal/mol}

Como ΔGB2O<ΔGBO<0\Delta G_{B_2O} < \Delta G_{BO} < 0, ambos são espontâneos, mas o B2O(s)B_2O(s) apresenta maior tendência de formação por possuir um valor de energia livre mais negativo.

Alternativa A — ❌ Incorreta

Ambos os óxidos apresentam valores de ΔG\Delta G negativos a 298 K, o que indica que ambos são termodinamicamente favoráveis e, portanto, podem se formar.

Alternativa B — ❌ Incorreta

O valor de ΔG\Delta G para a formação do BO(s)BO(s) (-31,146 kcal/mol) é menos negativo que o do B2O(s)B_2O(s) (-34,934 kcal/mol), logo, o BO(s)BO(s) possui menor tendência de formação.

Alternativa C — ✅ Correta ⟵ GABARITO

Conforme demonstrado pelos cálculos, o B2O(s)B_2O(s) possui um ΔG\Delta G de formação mais negativo que o BO(s)BO(s), indicando maior espontaneidade e, consequentemente, maior tendência de formação.

Alternativa D — ❌ Incorreta

Ambos os óxidos possuem ΔG\Delta G menor que zero, o que caracteriza a espontaneidade de ambos os processos de formação nas condições dadas.

Alternativa E — ❌ Incorreta

Inverte a análise de espontaneidade. Ambos os óxidos possuem ΔG\Delta G negativo, não havendo óxido com ΔG\Delta G positivo (não espontâneo) nestas condições.

PEGA ESSA DICA!

Em termodinâmica, sempre que comparar a estabilidade ou tendência de formação de substâncias, utilize a energia livre de Gibbs (ΔG\Delta G). Lembre-se de converter as unidades de entropia se necessário (aqui mantivemos em kcal/mol K para consistência com a entalpia em kcal/mol) e de multiplicar corretamente os coeficientes estequiométricos das substâncias reagentes.

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