2 H2 O2(l) 2 H2 O(l)+O2(g)
dado De
kJ / mol.

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! A gente tem uma reação química onde o peróxido de hidrogênio (H₂O₂) se decompõe em água (H₂O) e oxigênio (O₂). O conteúdo que vamos usar aqui é energia de Gibbs (ΔG) e a calculação da energia livre padrão da reação. Vamos precisar das energias livres de formação (ΔG_f°) dos reagentes e produtos para achar a resposta.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar a fórmula para calcular a variação da energia livre padrão da reação (ΔG°_reação). Ela é dada por:
De=ntes çã
Isso significa que a gente soma as energias livres de formação dos produtos e subtrai a soma das energias livres de formação dos reagentes.

Passo 3

Vamos identificar os coeficientes estequiométricos na reação:
2 , H2O2(l) 2 , H2O(l) + O2(g)
  • Para H₂O₂: 2 mols
  • Para H₂O: 2 mols
  • Para O₂: 1 mol

Passo 4

Agora, vamos listar as energias livres de formação dadas:
  • ΔG_f°[H₂O₂(l)] = -120,35 kJ/mol
  • ΔG_f°[H₂O(l)] = -237,13 kJ/mol
  • ΔG_f°[O₂(g)] = 0 kJ/mol (porque é um elemento na forma padrão)

Passo 5

Vamos calcular a soma das energias livres de formação dos produtos:
sum De
Substituindo os valores:
= 2 times (-237,13) + 1 times 0 = -474,26 + 0 = -474,26 , kJ/mol

Passo 6

Agora, vamos calcular a soma das energias livres de formação dos reagentes:
Substituindo o valor:
= 2 times (-120,35) = -240,70 , kJ/mol

Passo 7

Aplicando a fórmula da ΔG°_reação:

Resposta

A variação da energia livre padrão da reação é de -233,56 kJ/mol.

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