Calcular a variação da energia livre padrão (De para a reação:
C(s)+O2(g) CO2(g)
Para as temperaturas de 25^circ C e 700^circ C e verificar a espontaneidade.
Resposta: De

Passo 1

Resumo da questão: calcular a variação da energia livre padrão ΔG° para a reação
C( s) + O2( g) ;to; CO2( g)
nas temperaturas de 25 °C (298 K) e 700 °C (973 K), e determinar se a reação é espontânea.
Conteúdo: Termodinâmica – energia livre de Gibbs.
O que precisamos:
  1. Valor da entalpia padrão de reação ΔH° (formação).
  2. Valor da entropia padrão de reação ΔS°.
  3. Equação ΔG° = ΔH° – T ΔS°.

Passo 2

Calcular ΔH° da reação usando entalpias padrão de formação (ΔHf°):
Tabelas nos dão
ΔHf°(CO₂, g) = –393,5 kJ/mol
ΔHf°(C, s) = 0
ΔHf°(O₂, g) = 0
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De

Passo 3

Calcular ΔS° da reação usando entropias padrão S°:
Tabelas nos dão (a 298 K):
S°(CO₂, g)=213,7 J/K·mol
S°(C, s)=5,7 J/K·mol
S°(O₂, g)=205,1 J/K·mol
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De

Passo 4

Converter unidades para cal e calcular ΔG° a 298 K.
1 J = 0,239 cal, então
De
De
Aplicando ΔG° = ΔH° – T ΔS° em T=298 K:
De

Passo 5

Calcular ΔG° a 973 K (700 °C):
De

Passo 6

Verificar espontaneidade: em ambos os casos ΔG° é negativo (ΔG°<0), então a reação é espontânea tanto a 298 K quanto a 973 K.

Resposta

ΔG°₍₂₉₈K₎ = –94 140,42 cal/mol
ΔG°₍₉₇₃K₎ = –94 336,17 cal/mol
Em ambas as temperaturas a reação é espontânea (ΔG°<0).

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