A energia liberada na formação da rede cristalina do KCl , chamada de energia de rede (De, é calculada utilizando-se o ciclo de Born-Haber.
Dados:
Entalpia de sublimação do potássio =76 kJ mol^-1
Primeira energia de ionização do potássio =376 kJ mol^-1
Afinidade eletrônica do átomo de cloro =-339 kJ mol^-1
Energia de dissociação da ligação Cl2=158 kJ mol^-1
Energia de formação do KCl(s)=-720 kJ mol^-1
A entalpia de hidratação do KCl(Deçã é -685 kJ mol^-1 e a variação de entropia ( De de dissolução do KCl é 43 kJ mol^-1. Qual o valor de Deçã para esse sal à 25^circ C ? Esse valor indica que a dissolução do KCl é espontânea ou não?

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! A gente precisa calcular a variação da energia livre de Gibbs ( Deçã) para a dissolução do cloreto de potássio (KCl) à 25^circ C. Para isso, vamos usar a relação entre entalpia, entropia e temperatura. Vamos precisar entender um pouquinho de termodinâmica básica pra isso.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar da fórmula que relaciona essas grandezas:
De
Onde:
  • De é a variação da energia livre de Gibbs.
  • De é a variação de entalpia.
  • T é a temperatura absoluta em Kelvin.
  • De é a variação de entropia.

Passo 3

Agora, vamos converter a temperatura de Celsius para Kelvin, porque a fórmula precisa da temperatura nesse formato:
25^circ C + 273 = 298 K

Passo 4

Vamos verificar as unidades para que tudo fique consistente. A entalpia ( Deçã) está em kJ/mol e a entropia ( De) está em kJ/mol.K. Precisamos garantir que ambas estejam na mesma unidade para fazer a conta certinho.

Passo 5

Agora, vamos calcular o termo T De:
T De

Passo 6

Com isso, podemos substituir na fórmula da variação da energia livre de Gibbs:
De

Resposta

A variação da energia livre de Gibbs para a dissolução do KCl é aproximadamente Deçã. Como esse valor é negativo, isso indica que a dissolução do KCl é um processo espontâneo.

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