Para o equilíbrio: H2 S(g) rightarrow H2(g)+S(g) K p=1,18 X 10^-2 a 1065 ^circ C e 5,09 X 10^-2 a 1200 ^circ C. Calcular De para a reação. ^36 Obs: R=8,314 J / mol K

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! O que temos aqui é uma reação de equilíbrio envolvendo gás sulfídrico (H₂S) que se decompõe em hidrogênio (H₂) e enxofre (S). A gente precisa calcular a variação de entalpia padrão ( De) dessa reação. Para isso, vamos usar o conceito de constante de equilíbrio ( Kp) em duas temperaturas diferentes: 1065°C e 1200°C. Vamos precisar também da constante dos gases ideais, que é R = 8,314 , J/mol cdot K.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar que a constante de equilíbrio ( Kp) muda com a temperatura, e a relação entre essas mudanças é dada pela equação de Van’t Hoff:
ln(K2K1) = -De
Essa equação nos ajuda a encontrar De sabendo como Kp varia com a temperatura.

Passo 3

Antes de mais nada, precisamos converter as temperaturas de Celsius para Kelvin, já que as equações de termodinâmica usam Kelvin.
T(K) = T(°C) + 273,15
Então:
  • Para 1065°C: T1 = 1065 + 273,15 = 1338,15 , K
  • Para 1200°C: T2 = 1200 + 273,15 = 1473,15 , K

Passo 4

Agora, vamos identificar os valores de Kp nas duas temperaturas:
  • Kp1 = 1,18 times 10^-2 a T1 = 1338,15 , K
  • Kp2 = 5,09 times 10^-2 a T2 = 1473,15 , K

Passo 5

Vamos aplicar a equação de Van’t Hoff para encontrar De. Primeiro, calculamos a razão K2/K1:
K2K1 = 5,09 times 10^-21,18 times 10^-2 approx 4,31
Agora, tiramos o logaritmo natural dessa razão:
ln(K2K1) = ln(4,31) approx 1,46

Passo 6

Em seguida, calculamos a diferença dos inversos das temperaturas:
1T2 - 1T1 = 11473,15 - 11338,15 approx 0,000679 - 0,000748 approx -0,000069 , K^-1

Passo 7

Agora, substituímos os valores na equação de Van’t Hoff:
1,46 = -De
Simplificando os sinais:
1,46 = De

Passo 8

Vamos isolar De:
De
Calculando passo a passo:
1,460,000069 approx 21159,42
Então:
De
Convertendo para kJ/mol:
175,8 times 10^3 , J/mol = 175,8 , kJ/mol

Resposta

A variação de entalpia padrão para a reação é aproximadamente De.

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