Considere a reação em 400 K\pu{400 K}: NX2(g)+HX2(g)⇌2 NHX3(g)K=40 \ce{ N2(g) + H2(g) <=> 2 NH3(g) } \quad K = \pu{40} Em um experimento as pressões parciais dos gases são PNX2=4,2 barP_{\ce{N2}} = \pu{4,2 bar}, PHX2=1,8 barP_{\ce{H2}} = \pu{1,8 bar} e PNHX3=20 barP_{\ce{NH3}} = \pu{20 bar}.

Assinale a alternativa que mais se aproxima da energia livre de reação.

Gabarito 3F.14

Obs: A reação no enunciado está errada, era para ser: NX2(g)+3 HX2(g)→2 NHX3(g)      K=40\ce{N2(g) + 3H2(g)-> 2NH3 (g) \;\; K=40} Cálculo do quociente reacional: Q=(PXNHX3)X2(PXNX2)(PXHX2)3Q=\frac{\ce{(P_{\ce{NH3}})^{2}}}{(\ce{P_{\ce{N2}}})(\ce{P_{\ce{H2}}})^{3}} Obs: 1 bar ≈1 atm\pu{1 bar \approx 1 atm} Q=(20)24,2⋅(1,8)3Q=\frac{(20)^{2}}{4,2\cdot(1,8)^3} Q=16,3Q=16,3 Cálculo da energia livre de Gibbs: ΔG=ΔGr∘+RTln⁡Q\Delta G= \Delta G_{r}^{\circ}+RT\ln Q Usando que ΔGr∘=−RTln⁡K:\Delta G_{r}^{\circ}=-RT\ln K: ΔG=RTln⁡QK\Delta G=RT\ln\frac{Q}{K} ΔG=8,3⋅10−3 kJ ⋅ mol−1 ⋅ K−1⋅400 K⋅ln⁡16,340\Delta G=\pu{8,3e-3 kJ.mol-1.K-1} \cdot \pu{400 K} \cdot \ln \frac{16,3}{40} ΔG=−2,98 kJ mol−1\Delta G=\pu{-2,98 kJ mol-1}