A energia livre de Gibbs padrão da reação H2(g)+I2(g) <=ftarrows 2 HI(g) é De kJ mol^-1 a 500 K (em que RT=4,16 kJ mol^-1 ). Qual é o valor de De a 500 K , quando as pressões parciais dos gases são PH 2=1,5 bar, P12=0,88 bar e PH 11=0,065 bar? Qual é a direção espontânea da reação?

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! A questão fala sobre a reação química:
H2(g) + I2(g) <=ftarrows 2 HI(g)
Estamos trabalhando com a Energia Livre de Gibbs ( ) padrão da reação, que é a . Precisamos encontrar o valor de nessa mesma temperatura, considerando as pressões parciais dos gases fornecidas:
Além disso, vamos determinar a direção espontânea da reação. Para isso, vamos usar conceitos de termodinâmica, especificamente a relação entre padrão, a temperatura e as pressões parciais dos gases envolvidos.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar a fórmula que relaciona a variação da energia livre de Gibbs da reação ( De) com a energia livre padrão ( ) e o Quociente de Reação ( ):
Onde:
  • é a constante dos gases ( , mas já nos foi dado a )
  • é a temperatura em Kelvin
  • é o quociente de reação, que depende das pressões parciais dos reagentes e produtos

Passo 3

Vamos calcular o Quociente de Reação ( H2(g) + I2(g) <=ftarrows 2 HI(g) ). Para a reação:
Q = PHI^2PH2 times PI2
O quociente de reação é dado por:
Q = (0,065)^21,5 times 0,88 = 0,0042251,32 approx 0,003205
Substituindo os valores fornecidos:

Passo 4

Agora que temos o valor de De, vamos substituir na fórmula da ln(0,003205) approx -5,738 :
4,16 , kJ/mol times (-5,738) approx -23,86 , kJ/mol
Primeiro, calculamos :
Agora, multiplicamos por :

Passo 5

Subtraindo esse valor da De:

Resposta

O valor de a é aproximadamente . Como é positivo, a reação não é espontânea na direção direta nas condições dadas. Isso significa que, espontaneamente, a reação tende a ir no sentido inverso, ou seja, a formação de e a partir de .

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