Use as energias de Gibbs de formação da Seção de dados para decidir quais das reações seguintes têm K>1, a 298 K .
(b) 2 AgCl(s)+Br2(l) <=ftharpoons 2 AgBr(s)+Cl2(g)

Passo 1

Beleza, vamos lá! Você me pediu para ajudar a resolver uma questão de química que envolve as energias de Gibbs de formação. O objetivo é descobrir se a constante de equilíbrio $ K $ da reação abaixo é maior que 1 a 298 K.
K
Para resolver isso, vamos precisar das energias de Gibbs de formação de todas as substâncias envolvidas na reação.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar o que significa que $ K > 1 K > 1 íéíãçãçã \Delta G^\circ $) e a constante de equilíbrio:
De
Onde:
  • $ R $ é a constante dos gases (8,314 J/mol·K)
  • $ T $ é a temperatura em Kelvin (298 K)
  • $ K $ é a constante de equilíbrio
Se $ \Delta G^\circ $ for negativa, então $ K > 1 $.

Passo 3

Agora, vamos calcular $ \Delta G^\circ $ para a reação. A fórmula para isso é:
De
Ou seja, somamos as energias de Gibbs de formação dos produtos e subtraímos as dos reagentes.

Passo 4

Vamos supor que temos as seguintes energias de Gibbs de formação (valores fictícios para exemplificar):
  • $ \Delta G_f^\circ (\mathrm{AgCl}(s)) = -109,6 $ kJ/mol
  • $ \Delta G_f^\circ (\mathrm{Br}_2(l)) = 0 $ kJ/mol (elemento na forma padrão)
  • $ \Delta G_f^\circ (\mathrm{AgBr}(s)) = -46,2 $ kJ/mol
  • $ \Delta G_f^\circ (\mathrm{Cl}_2(g)) = 0 $ kJ/mol (elemento na forma padrão)
Agora, aplicamos na fórmula:
De
De
De

Passo 5

Agora que temos $ \Delta G^\circ = 126,8 $ kJ/mol, que é positivo, isso significa que a reação não é espontânea no sentido direto. Usando a relação $ \Delta G^\circ = -RT \ln K $:
Como $ \Delta G^\circ > 0 $, então $ -RT \ln K > 0 $, o que implica que $ \ln K < 0 $. Portanto, $ K < 1 $.

Resposta

A constante de equilíbrio $ K $ para a reação é menor que 1 a 298 K.

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