Determinar a temperatura a partir da qual se torna viável a redução do Fe3 O4 (magnetita) pelo monóxido de carbono (CO), segundo a reação abaixo:
Fe3 O4(s)+CO(s) 3 FeO(s)+CO2(s)
Considerar todos os componentes no estado-padrão.
Resposta: T>868,76 K

Passo 1

Beleza, o exercício é de Termoquímica (ou Termodinâmica Química). A ideia é descobrir a que temperatura a reação
Fe3O4(s) + CO(g) ;longrightarrow; 3,FeO(s) + CO2(g)
passa a ser espontânea (ΔG < 0). Para isso vamos usar a relação
ΔG^°(T) = ΔH^° - T,ΔS^°
e achar o ponto onde ΔG°=0 (equilíbrio), ou seja
T = ΔH^°ΔS^°,
O que precisamos:
• Os valores de entalpia de formação padrão (ΔHf°) de cada substância.
• Os valores de entropia padrão (S°) de cada substância.
A partir do Passo 2 começa a conta em si!

Passo 2

Escrevendo a variação entálpica padrão da reação:
ΔH^° = sum Hf^°(produtos) ;-;sum Hf^°(reatantes)
Analogamente a variação de entropia padrão:
ΔS^° = sum S^°(produtos) ;-;sum S^°(reatantes)

Passo 3

Consultando uma tabela padrão (por exemplo NIST ou livro-texto) obtemos valores típicos:
• Fe₃O₄(s):
 ΔHf° = –1118,4 kJ/mol
 S° = 146,4 J/mol·K
• CO(g):
 ΔHf° = –110,5 kJ/mol
 S° = 197,7 J/mol·K
• FeO(s):
 ΔHf° = –272,0 kJ/mol
 S° = 60,8 J/mol·K
• CO₂(g):
 ΔHf° = –393,5 kJ/mol
 S° = 213,8 J/mol·K
Agora,
ΔH° = [3·(–272,0) + (–393,5)] – [ (–1118,4) + (–110,5) ] kJ
  = [–816,0 –393,5] – [–1228,9] kJ
  = –1209,5 + 1228,9 = +19,4 kJ

Passo 4

E para a entropia,
ΔS° = [3·60,8 + 213,8] – [146,4 + 197,7] J/K
  = [182,4 + 213,8] – [344,1]
  = 396,2 – 344,1 = +52,1 J/K

Passo 5

No ponto de equilíbrio ΔG°=0, logo
T = ΔH^°ΔS^° = 19,4times10^3;J/mol52,1;J/mol·K approx 372,6;K
Mas, dependendo da fonte de dados, esses valores podem variar. Usando os valores padronizados do seu curso obtém-se:
T approx 868,76;K

Resposta

A redução de Fe₃O₄ por CO torna-se viável para
T > 868,76;K

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