Calcule De para a reação abaixo a 25.0^circ C
Mg(s)+O2(g) MgO
dado De, e De.
a) -2076 kJ
b) -1421 kJ
c) -1139 kJ
d) +2888 kJ
e) +63390 kJ

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício de Termodinâmica! A questão pede para calcular a variação da energia livre de Gibbs padrão ( De) para a reação:
Mg(s) + O2(g) MgO
Estamos trabalhando com valores de De e De a uma temperatura de 25.0^circ C. Vamos usar a fórmula da energia livre de Gibbs para calcular isso.

Passo 2

Primeiro, precisamos lembrar a fórmula da energia livre de Gibbs:
De
Aqui, De nos diz se a reação é espontânea (se for negativa) ou não. Vamos calcular isso passo a passo.

Passo 3

Vamos identificar cada parte da fórmula:
  • De: É a variação de entalpia da reação, que é dada como -1203.4 kJ. Um valor negativo indica que a reação libera calor (é exotérmica).
  • De: É a variação de entropia da reação, dada como -216.6 J / K. Um valor negativo sugere que a desordem do sistema diminui.
  • T: É a temperatura em Kelvin. A temperatura dada é 25.0^circ C. Precisamos converter para Kelvin:
T = 25 + 273.15 = 298.15 K
Vamos arredondar para 298 K para simplificar.

Passo 4

Antes de substituir na fórmula, é importante que todas as unidades estejam compatíveis. Note que De está em kilojoules (kJ) e De está em joules por Kelvin (J/K). Vamos converter De para kilojoules por Kelvin (kJ/K):
De

Passo 5

Agora, substituímos os valores na fórmula da energia livre de Gibbs:
De
Calculando o segundo termo:
298 times -0.2166 = -64.4628 kJ
Então:
De

Resposta

A variação da energia livre de Gibbs padrão para a reação é boxed-1139 kJ, correspondente à opção c).

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