Considere a reação: NX2OX4(g)⇌2 NOX2(g) \ce{ N2O4(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}.

Dados

  • ΔHf∘(NX2OX4,  g)=9,16 kJmol\Delta H_\mathrm{f}^{\circ}(\ce{N2O4,\,\text{g}}) = \pu{9,16 kJ//mol}
  • ΔHf∘(NOX2,  g)=33,2 kJmol\Delta H_\mathrm{f}^{\circ}(\ce{NO2,\,\text{g}}) = \pu{33,2 kJ//mol}
  • Sm∘(NX2OX4,  g)=304 JK ⋅ molS_\mathrm{m}^{\circ}(\ce{N2O4,\,\text{g}}) = \pu{304 J//K.mol}
  • Sm∘(NOX2,  g)=240 JK ⋅ molS_\mathrm{m}^{\circ}(\ce{NO2,\,\text{g}}) = \pu{240 J//K.mol}
Gabarito 3F.12

Cálculo da variação de entalpia: ΔHr∘=∑ΔHf,produtos−∑ΔHf,reagentes\Delta H^{\circ}_{r}=\sum\Delta H _\text{f,produtos} - \sum\Delta H _\text{f,reagentes} ΔHr∘=2⋅ΔHNOX2, g−ΔHNX2OX4, g\Delta H_{r}^{\circ}=2\cdot \Delta H_{\ce{NO2,g}}- \Delta H_{\ce{N2O4,g}} ΔHr∘=2⋅33,2−9,16\Delta H_{r}^{\circ}=2\cdot33,2- 9,16 ΔHr∘=57,24 kJ mol−1\Delta H_{r}^{\circ}=\pu{57,24 kJ mol-1} Cálculo da variação de entropia: ΔSr∘=∑Sm,produtos−∑Sm,reagentes\Delta S^{\circ}_{r}=\sum S _\text{m,produtos} - \sum S _\text{m,reagentes} ΔSr∘=2⋅SNOX2−SNX2OX4\Delta S_{r}^{\circ}=2\cdot S_{\ce{NO2}}-S_{\ce{N2O4}} ΔSr∘=2⋅240−304\Delta S_{r}^{\circ}=2\cdot240-304 ΔSr∘=176 J mol−1 K−1\Delta S_{r}^{\circ}=\pu{176 J mol-1 K-1} Cálculo da energia livre de gibbs: ΔGr∘=ΔHr∘−TΔSr∘\Delta G_{r}^{\circ}=\Delta H_{r}^{\circ}-T\Delta S_{r}^{\circ} ΔGr∘=57,24 kJ mol−1−298 K⋅176⋅10−3 kJ mol−1 K−1\Delta G_{r}^{\circ}=\pu{57,24kJ mol-1}-\pu{298K} \cdot\pu{176e-3 kJ mol-1 K-1} ΔGr∘=4,792 kJ mol−1\Delta G_{r}^{\circ}=\pu{4,792 kJ mol-1} Cálculo da constante de equilíbrio:

ΔGr∘=−RTln⁡K\Delta G_{r}^{\circ}=-RT\ln K 4792 J mol−1=−8,3 J mol−1 K−1 ⋅ 298 K ⋅ ln K\pu{4792 J mol-1}=\pu{-8,3 J mol-1 K-1 *298 K*ln K} K=0,144K=0,144