Calcule o valor de energia livre, a
, para a reação:
Dados:
Subst.
-510,9
-426,8
-286,0
94,60
64,18
69,69
205,0
Subst.
-510,9
-426,8
-286,0
94,60
64,18
69,69
205,0
Passo 1
Tranquilo, o enunciado pede pra calcular a energia livre de Gibbs (ΔG°) a 25 °C da reação
O assunto é termodinâmica: energia livre de Gibbs. Vamos precisar dos dados de entalpia padrão de formação (ΔHf°) e entropia padrão (S°) de cada substância, além da fórmula
$$\begin{cases}
\Delta H^\circ_{rxn} = \sum\Delta H_f^\circ(prod.) - \sum\Delta H_f^\circ(reag.)\
\Delta S^\circ_{rxn} = \sum S^\circ(prod.) - \sum S^\circ(reag.)\
\Delta G^\circ = \Delta H^\circ_{rxn} - T,\Delta S^\circ_{rxn}
\Delta S^\circ_{rxn} = \sum S^\circ(prod.) - \sum S^\circ(reag.)\
\Delta G^\circ = \Delta H^\circ_{rxn} - T,\Delta S^\circ_{rxn}
\end{cases}$$
Passo 2
Vamos achar primeiro ΔH° da reação:
Usando
Usando
1) Produtos:
– 4 mol NaOH(s) →
– 1 mol O₂(g) →
Total produtos = –1707,2 kJ
- Reagentes:
– 2 mol Na₂O₂(s) →
– 2 mol H₂O(l) →
Total reagentes = –1593,8 kJ
Então
Passo 3
Agora ΔS° da reação:
1) Produtos:
– 4 mol NaOH(s) →
– 1 mol O₂(g) →
Total produtos = 256,72 + 205,0 = 461,72 J/K
- Reagentes:
– 2 mol Na₂O₂(s) →
– 2 mol H₂O(l) →
Total reagentes = 189,20 + 139,38 = 328,58 J/K
Então
$$\Delta S^\circ_{rxn} = 461,72 - 328,58 = 133,14;\mathrm{J/K}
= 0{,}13314;\mathrm{kJ/K}$$
Passo 4
Por fim, calcular ΔG° a T = 25 °C = 298,15 K:
$$\Delta G^\circ = \Delta H^\circ_{rxn} - T,\Delta S^\circ_{rxn}
= -113{,}4;\mathrm{kJ} - (298{,}15;\mathrm{K})(0{,}13314;\mathrm{kJ/K})$$
Resposta
ΔG° = –153,1 kJ