Óxido nítrico gasoso reage diretamente com O2 formando NO2, um gás marrom avermelhado:
N O(g)+12 O2(g) rightarrow N O2(g)
Desprezando-se a reação de dimerização do NO2, considere exclusivamente o equilíbrio em fase gasosa representado pela equação acima e a seguinte tabela de dados:
Gás De De
NO 86,57 90,25
N O2 51,30 33,18
b) Calcule a constante de equilíbrio a 25 e a 325^circ C, admitindo-se que De e De 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 ( NO) reage com oxigênio ( O2) para formar dióxido de nitrogênio ( NO2), que é um gás marrom avermelhado. A equação da reação é:
NO(g) + 12 O2(g) rightarrow NO2(g)
Nos foi dada uma tabela com os valores da energia livre de formação ( De) e da entalpia de formação ( De) para NO e NO2. O que precisamos fazer é calcular a constante de equilíbrio ( K) 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 ( K) está relacionada com a energia livre de Gibbs ( De). A relação básica é:
De
Onde:
  • R �� a constante dos gases (8,314 J/mol·K),
  • T é a temperatura em Kelvin,
  • K é a constante de equilíbrio.
Mas antes de usar essa fórmula, precisamos calcular a variação da energia livre de Gibbs ( De) 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:
De=ntes çã
Da tabela, temos:
  • De
  • De
Então,
Deçã
Sabemos que a energia livre de formação do O2 gasoso é zero, pois é o estado padrão do elemento. Portanto,
Deçã

Passo 4

Agora que temos Deçã, podemos calcular a constante de equilíbrio usando a fórmula mencionada:
De
Vamos calcular K 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 K a 298 K:
K = e^--35,27 times 10^3 , J/mol8,314 , J/mol·K times 298 , K K = e^35,27 times 10^32477,572 K = e^14,235 K approx 1,53 times 10^6
Agora, a 598 K:
K = e^--35,27 times 10^3 , J/mol8,314 , J/mol·K times 598 , K K = e^35,27 times 10^34970,772 K = e^7,106 K approx 1,21 times 10^3

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 1,53 times 10^6 para 1,21 times 10^3).
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:
De=ntes Deçãçã
O valor negativo indica que a reação libera calor, confirmando que é exotérmica.

Resposta

A constante de equilíbrio ( K) para a reação a 25°C é aproximadamente 1,53 times 10^6 e a 325°C é aproximadamente 1,21 times 10^3. 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.

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