Considere a reação: 2 NO(g)+OX2(g)⇌2 NOX2(g) \ce{ 2 NO(g) + O2(g) <=> 2 NO2(g) } Assinale a alternativa que mais se aproxima da constante de equilíbrio para a reação em 25 °C\pu{25 \degree C}.

DadosNO(g)\ce{NO(g)}NOX2(g)\ce{NO2(g)}
ΔGf∘/kJmol\Delta G^\circ_\mathsf{f}/\pu{kJ//mol}86,6\pu{86,6}51,3\pu{51,3}
Gabarito
Gabarito

A constante de equilíbrio é obtida a partir da energia livre de Gibbs padrão de reação, usando ΔGr∘=−RTln⁡K\Delta G_\mathrm{r}^\circ = -RT\ln K.

Etapa 1.Calcule a energia livre de Gibbs padrão de reação.

De ΔGr∘=∑produtosnΔGf∘−∑reagentesnΔGf∘\Delta G_\mathrm{r}^\circ = \sum_\text{produtos} n \Delta G^\circ_\mathrm{f} - \sum_\text{reagentes} n \Delta G^\circ_\mathrm{f}

ΔGr∘=2 ΔGf,NOX2(g)∘−2 ΔGf,NO(g)∘={2(51,3)−2(86,6)} kJmol=−70,6 kJmol \Delta G_\mathrm{r}^\circ = 2\,\Delta G^\circ_{\mathrm{f},\ce{NO2(g)}} - 2\,\Delta G^\circ_{\mathrm{f},\ce{NO(g)}} = \big\{ 2(\pu{51,3}) - 2(\pu{86,6}) \big\}\,\pu{kJ//mol} = \pu{-70,6 kJ//mol}

Etapa 2.Calcule a constante de equilíbrio.

De ln⁡K=−ΔGr∘/RT\ln K = -\Delta G_\mathrm{r}^\circ / RT

ln⁡K=−−70600 Jmol(8,3 JK ⋅ mol)(298 K)=28,5 \ln K = -\dfrac{\pu{-70600 J//mol}}{(\pu{8,3 J//K.mol})(\pu{298 K})} = \pu{28,5}

Logo, K=e28,5=2,5⋅1012 K = e^{\pu{28,5}} = \boxed{ \pu{2,5e12} }