Usando os dados tabelados, (pesquisa WEB), calcule De e De a 298 K para cada uma das reações abaixo. Em cada caso mostre que: De.
& H2(g)+F2(g) 2 HF(g) & 2 CH3 OH(l)+H2(g) C2 H6(g)+H2 O(g)

Passo 1

Beleza, temos duas reações e precisamos calcular, para cada uma delas, os três parâmetros termodinâmicos padrão a 298 K:
  • ΔH° (variação de entalpia)
  • ΔS° (variação de entropia)
  • ΔG° (variação da energia livre de Gibbs)
O conteúdo que vamos usar é Termodinâmica Química, mais especificamente:
  1. Lei de Hess para calcular ΔH° a partir de entalpias de formação ΔH°f.
  2. Soma algébrica de entropias padrão S° dos produtos e reagentes para ΔS°.
  3. Equação de Gibbs:
De
Para isso a gente vai precisar dos dados padrão (tabelados): ΔH°f e S° para cada substância.

Passo 2

Primeiro, como calcula ΔH° de reação?
Pela Lei de Hess, a entalpia padrão da reação é:
É só colocar os coeficientes estequiométricos e somar.

Passo 3

Aplicando à reação 1:
H₂(g) + F₂(g) → 2 HF(g)
Dados (valores típicos, em kJ/mol e J/(mol·K)):
H₂(g): ΔH°f = 0, S° = 130,6
F₂(g): ΔH°f = 0, S° = 202,8
HF(g): ΔH°f = –270,7, S° = 173,6
Então
De

Passo 4

Agora ΔS° da reação 1 pela soma das entropias:
De

Passo 5

Finalmente ΔG° a 298 K (lembra de converter J→kJ dividindo por 1000):
De
E deu mesmo ΔG° = ΔH° – T ΔS°, mostrando a relação.

Passo 6

Agora a reação 2:
2 CH₃OH(l) + H₂(g) → C₂H₆(g) + H₂O(g)
Dados (ΔH°f em kJ/mol; S° em J/(mol·K)):
CH₃OH(l): ΔH°f = –238,7, S° = 126,8
H₂(g): ΔH°f = 0, S° = 130,6
C₂H₆(g): ΔH°f = –84,0, S° = 229,5
H₂O(g): ΔH°f = –241,8, S° = 188,8
Entalpia da reação 2:
De

Passo 7

Entropia da reação 2:
De

Passo 8

Energia livre de Gibbs da reação 2 a 298 K:
De

Resposta

Reação 1 (H₂ + F₂ → 2 HF):
ΔH° = –541,4 kJ
ΔS° = 13,8 J/K
ΔG° = –545,5 kJ
Reação 2 (2 CH₃OH + H₂ → C₂H₆ + H₂O):
ΔH° = +151,6 kJ
ΔS° = 34,1 J/K
ΔG° = +141,4 kJ

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