Com base nos dados da tabela de termoquímica, calcule De e De a 298,15K para cada uma das seguintes reações:
C(s, grafite )+2 Cl2(g) C C l4(g)

Passo 1

Beleza, então o que a questão pede é: usando a tabela de termoquímica (que traz ΔHf°, S° e, se quiser, ΔGf° de cada substância), a gente tem de calcular para a reação
C(s,grafite) + 2,Cl2(g) longrightarrow CCl4(g)
os valores de
- ΔH° (variação de entalpia)
- ΔS° (variação de entropia)
- ΔG° (variação de energia livre de Gibbs)
tudo a 298,15 K.
Isso é Termoquímica básica: usar ΔH°_rxn = ΣΔHf°(produtos) – ΣΔHf°(reagentes) e o mesmo esquema pra entropia, e depois ΔG° = ΔH° – T·ΔS°.
Vamos precisar dos dados da tabela (ΔHf° e S° de cada espécie) e das fórmulas acima.

Passo 2

Calcular ΔH° da reação
  1. Lembra que ΔHf°(elemento no estado padrão) = 0. Então:
    • ΔHf°[C(s, grafite)] = 0
    • ΔHf°[Cl₂(g)] = 0
    • ΔHf°[CCl₄(g)] = –135,4 kJ/mol (valor de tabela)
  2. Aplico:
ΔH°rm rxn = ΣΔHf°(produtos) ;-; ΣΔHf°(rea>=ntes) = l[,ΔHf°(CCl₄)r] - l[,ΔHf°(C) + 2,ΔHf°(Cl₂)r]
ΔH°rm rxn = l(-135,4r) - l(0 + 2cdot 0r) = -135,4;kJ/mol

Passo 3

Calcular ΔS° da reação
  1. Da tabela, supondo:
    • S°[C(s, grafite)] = 5,74 J/(mol·K)
    • S°[Cl₂(g)] = 223,08 J/(mol·K)
    • S°[CCl₄(g)] = 318,80 J/(mol·K)
  2. Uso a mesma ideia:
ΔS°rm rxn = ΣS°(produtos) - ΣS°(rea>=ntes) = l[S°(CCl₄)r] - l[S°(C) + 2,S°(Cl₂)r]
ΔS°rm rxn = 318,80 - l(5,74 + 2cdot223,08r) = 318,80 - 451,90 = -133,10;J/(mol·K)

Passo 4

Calcular ΔG° da reação
A fórmula é
ΔG° = ΔH° - T,ΔS°
Mas atenção às unidades: ΔH° em kJ, ΔS° em J/K → converto ΔS° pra kJ/K:
ΔS° = -133,10;tfracJmol·K = -0,13310;tfrackJmol·K
Agora, a 298,15 K:
ΔG° = (-135,4);-;298,15,( -0,13310) = -135,4 + 39,7 approx -95,7;kJ/mol

Resposta

ΔH° = –135,4 kJ/mol
ΔS° = –133,1 J/(mol·K)
ΔG° = –95,7 kJ/mol

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