Óxido nítrico gasoso reage diretamente com formando , um gás marrom avermelhado:
Desprezando-se a reação de dimerização do , considere exclusivamente o equilíbrio em fase gasosa representado pela equação acima e a seguinte tabela de dados:
Gás
NO 86,57 90,25
51,30 33,18
b) Calcule a constante de equilíbrio a 25 e a , admitindo-se que e não dependam da temperatura neste intervalo. Faça uma comparação dos valores obtidos sob o ponto de vista do Princípio de Le Châtelier, incluindo na comparação a entalpia de reação.

Passo 1

Beleza, vamos lá! Temos uma reação química onde o óxido nítrico gasoso ( ) reage com oxigênio ( ) para formar dióxido de nitrogênio ( ), que é um gás marrom avermelhado. A equação da reação é:
Nos foi dada uma tabela com os valores da energia livre de formação ( ) e da entalpia de formação ( ) para e . O que precisamos fazer é calcular a constante de equilíbrio ( ) dessa reação a duas temperaturas diferentes: 25°C e 325°C. Além disso, vamos comparar esses valores usando o Princípio de Le Châtelier, considerando também a entalpia da reação.
Para resolver isso, vamos precisar usar conceitos de termodinâmica, especificamente a relação entre a energia livre de Gibbs, a entalpia, a entropia e a constante de equilíbrio.

Passo 2

Primeiro, precisamos entender como a constante de equilíbrio ( ) está relacionada com a energia livre de Gibbs ( ). A relação básica é:
Onde:
  • �� a constante dos gases (8,314 J/mol·K),
  • é a temperatura em Kelvin,
  • é a constante de equilíbrio.
Mas antes de usar essa fórmula, precisamos calcular a variação da energia livre de Gibbs ( ) para a reação.

Passo 3

A variação da energia livre de Gibbs para a reação pode ser calculada usando as energias livres de formação dos reagentes e produtos. A fórmula é:
çã
Da tabela, temos:
Então,
çã
Sabemos que a energia livre de formação do gasoso é zero, pois é o estado padrão do elemento. Portanto,
çã

Passo 4

Agora que temos çã, podemos calcular a constante de equilíbrio usando a fórmula mencionada:
Vamos calcular a 25°C e a 325°C. Primeiro, precisamos converter as temperaturas para Kelvin:
  • 25°C = 298 K
  • 325°C = 598 K

Passo 5

Vamos calcular a 298 K:
Agora, a 598 K:

Passo 6

Finalmente, vamos comparar os valores obtidos com o Princípio de Le Châtelier. Observamos que a constante de equilíbrio diminui quando aumentamos a temperatura de 25°C para 325°C (de para ).
De acordo com Le Châtelier, se aumentarmos a temperatura de uma reação exotérmica (que libera calor), o equilíbrio se desloca para reagentes, diminuindo a quantidade de produtos formados. Como a constante de equilíbrio diminuiu com o aumento da temperatura, isso confirma que a reação é exotérmica. Isso está de acordo com a entalpia da reação, que podemos calcular:
çãçã
O valor negativo indica que a reação libera calor, confirmando que é exotérmica.

Resposta

A constante de equilíbrio ( ) para a reação a 25°C é aproximadamente e a 325°C é aproximadamente . Isso indica que, conforme a temperatura aumenta, o equilíbrio se desloca para os reagentes, o que está de acordo com o Princípio de Le Châtelier, já que a reação é exotérmica.

Exercícios relacionados

a) Com os dados apresentados no quadro, calcule a entalpia da ligação oxigênio-oxigênio na molécula de peróxido de hidrogênio .
b) Considerando que , o que pode dizer sobre a ordem da ligação oxigênio-oxigênio nesta molécula?
)
Energia de ligação O-H 464
de atomização de 1070
A hidrazina e a 1,1-dimetil-hidrazina reagem espontaneamente com o oxigênio, equações 1 e 2 respectivamente, e podem ser usadas como combustíveis de foguetes.
Equação 1:
Equação 2:
a) Com os dados apresentados no quadro a seguir, determine o valor da entalpia para as duas reações.
Composto
- 241,8
- 393,5
b) Suponha que você seja responsável pela escolha de uma das substâncias para ser usada como combustível por um foguete da NASA. A partir dos valores encontrados no item (a), indique qual substância você escolheria como combustível. Justifique sua resposta ao item anterior.
a) Com os dados apresentados no quadro, calcule a entalpia de combustão do metanol, em que reagentes e produtos estão no estado gasoso.
b) Sob o ponto de vista do calor liberado por grama, qual combustível é mais eficiente, metanol ou hidrogênio gasosos?
Composto )
,
Um método sugerido para a remoção de dióxido de enxofre gasoso de chaminés de usinas de energia é o seguinte: reação entre o e sulfeto de hidrogênio gasoso, gerando enxofre (S) sólido e água no estado gasoso.
a) Escreva uma equação química balanceada que represente a reação descrita.
b) Com os dados apresentados no quadro abaixo, calcule a variação de entalpia para essa reação, considerando que ela aconteça a 298,15 K. Pode-se afirmar que essa reação é espontânea? Justifique sua resposta.
Composto
- 296,83
0