Para a reação N2(g)+3 H2(g) Leftrightarrow 2 NH3(g) :
b) Calcular De a 500^circ C

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! A gente tem a reação química:
N2(g) + 3 H2(g) Leftrightarrow 2 NH3(g)
E o que a gente precisa fazer é calcular a variação da energia livre de Gibbs, representada por De, a uma temperatura de 500^circ C. Para isso, vamos usar conceitos de termodinâmica, especificamente a relação entre energia livre, entalpia e entropia.

Passo 2

Primeiro, vamos converter a temperatura de Celsius para Kelvin, já que nas equações termodinâmicas a temperatura deve estar em Kelvin. A fórmula é:
T(K) = T(°C) + 273,15
Substituindo:
T = 500 + 273,15 = 773,15 , K

Passo 3

Agora, precisamos usar a equação da energia livre de Gibbs:
De
Onde:
  • De é a variação da energia livre de Gibbs.
  • De é a variação da entalpia.
  • T é a temperatura em Kelvin.
  • De é a variação da entropia.

Passo 4

Para calcular De, precisamos dos valores de De e De para a reação. Esses valores normalmente vêm de tabelas de dados termodinâmicos padrão. Vamos supor que temos os seguintes valores:
  • De
  • De

Passo 5

Antes de substituir na equação, vamos garantir que as unidades estejam consistentes. Note que De está em kJ/mol e De em J/(mol·K). Vamos converter De para J/mol:
De

Passo 6

Agora, substituímos os valores na equação da energia livre de Gibbs:
De

Passo 7

Vamos calcular a segunda parte da equação:
773,15 times -198,3 = -153,000 , J/mol
Então:
De
De
De

Resposta

A variação da energia livre de Gibbs a 500^circ C é de 60,6 , kJ/mol.

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