A decomposição da amônia em nitrogênio e hidrogênio pela equação:
2 NH3(g) 3 H2(g)+N2(g)
a) Calcule a entalpia da reação.
b) Calcule a energia livre de Gibbs da reação da reação a 25^circ C e determine se a reação é espontânea.
c) Calcule a entropia total e veja se é concordante com a energia livre de Gibbs.
d) Determine a temperatura mínima em que a reação se torna espontânea.

Passo 1

Beleza, olha só o que a questão pede: a decomposição da amônia
2,NH3(g);longrightarrow;3,H2(g);+;N2(g)
a) Calcular a entalpia da reação (ΔH).
b) Calcular a energia livre de Gibbs (ΔG) a 25 °C e dizer se é espontânea.
c) Calcular a variação de entropia (ΔS) e ver se isso “conversa” com o que deu de ΔG.
d) Achar a temperatura mínima pra reação ficar espontânea (isto é, ΔG passar a ser ≤ 0).
Isso tudo é Termoquímica básica: a gente vai usar valores de formação padrão de entalpia (ΔH_f°), entropia padrão (S°) e, no caso do ΔG, usar ΔG_f° ou então a relação ΔG=ΔH–TΔS. Você vai precisar de dados de tabela:
– ΔH_f°(NH₃,g) = –46,11 kJ/mol, ΔH_f°(H₂,g)=0, ΔH_f°(N₂,g)=0
– S°(NH₃,g)=192,5 J/mol·K, S°(H₂,g)=130,7 J/mol·K, S°(N₂,g)=191,5 J/mol·K
– ΔG_f°(NH₃,g)=–16,45 kJ/mol, ΔG_f°(H₂,g)=0, ΔG_f°(N₂,g)=0

Passo 2

Calcular ΔH_rxn pela lei de Hess:
Substituindo:
De
Ou seja, a reação é endotérmica (+92,22 kJ).

Passo 3

Calcular ΔG° a 25 °C usando os ΔG_f°:
Como ΔG° é positivo, a reação não é espontânea a 25 °C.

Passo 4

Calcular ΔS_rxn pela soma das entropias:
ΔS positivo significa que a desordem aumenta – combina: o ΔG deu + (não espontâneo) porque o ΔH é bem positivo e T·ΔS ainda não “compensa” a 298 K.

Passo 5

Pra achar a temperatura em que ΔG passa a zero, usamos
0 = De
Convertendo tudo pra J e K:
Tmin = 92,22times10^3;J198,6;J/K approx 464,4;K
Ou seja, acima de ~464 K (aprox. 191 °C) a reação fica espontânea (ΔG≤0).

Resposta

ΔH = +92,22 kJ;
ΔG a 25 °C = +32,90 kJ (não espontânea);
ΔS = +198,6 J/K (aumenta desordem);
Temperatura mínima para espontaneidade ≈ 464 K (191 °C).

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