Calcular a variação da energia de Gibbs padrão para a reação a seguir a 25^circ C :
H2(g)+1 / 2 O2(g) H2 O(l)
A partir de qual temperatura a reação passaria a não ser espontânea? (cálculo aproximado!)
Dados: De<a H^0=-285,83 kJ / mol e De<a S^0=-163,34 J / molK.
R: De<a G^0=-273,13 kJ / mol e T=sim 1477^circ C

Passo 1

Vamos resumir o que o enunciado pede e os dados que temos. A reação é
H2(g) + tfrac12,O2(g) longrightarrow H2O(l)
e nos dão
De<a H^circ = -285,83;kJ/mol, De<a S^circ = -163,34;J/(mol,K),
queremos (1) a variação de energia de Gibbs padrão De<a G^circ a 25^circC e (2) a temperatura em que a reação deixa de ser espontânea. Para isso usamos a equação da energia de Gibbs:
De<a G^circ = De<a H^circ ;-; T,De<a S^circ,
lembrando de trabalhar com T em kelvin e em unidades compatíveis.

Passo 2

Converter De<a S^circ para kJ/(mol,K), pois De<a H^circ já está em kJ/mol:
De<a S^circ = -163,34;J/(mol,K) = -0,16334;kJ/(mol,K)

Passo 3

Calcular De<a G^circ a 25^circC. Primeiro convertendo para kelvin:
T = 25 + 273,15 = 298,15;K
Agora substituímos na equação
De<a G^circ = -285,83;-;298,15times(-0,16334) = -285,83 + 48,69 approx -237,14;kJ/mol

Passo 4

Determinar a temperatura em que a reação deixa de ser espontânea, isto é, quando De<a G^circ=0:
0 = De<a H^circ - T,De<a S^circ Longrightarrow T = De<a H^circDe<a S^circ
Como os dois termos são negativos, o quociente é positivo:
T = -285,83;kJ/mol-0,16334;kJ/(mol,K) approx 1750,5;K
Convertendo para graus Celsius:
Tcrit = 1750,5 - 273,15 approx 1477,4,^circC

Resposta

De<a G^circ(25^circC) approx -237,14;kJ/mol
A reação deixa de ser espontânea a aproximadamente 1477,^circC.

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