energia de Gibbs

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01 – Calcule a variação da energia de Gibbs quando 1,0 mol de gelo se funde a: a) 0 ⁰C; b) 10 ⁰C e c) -10 ⁰C. Comente seus resultados. (ΔfusH⁰ H2O) = +6,01 kj mol-1 e (ΔfusS⁰ H2O) = +22,0 kj mol-1.
A energia livre de Gibbs (∆G), é uma grandeza termodinâmica definida como a diferença entre variação de entalpia (∆H) e a temperatura (T) vezes a variação de entropia (∆S) em uma reação. De acordo com a equação:
∆G=∆H - T∆S
Considerando os dados para água (ΔfusH⁰ H2O) = +6,01 kj mol-1 e (ΔfusS⁰ H2O) = +22,0 kj mol-1 que possui a mesma unidade de energia. Utilizando a fórmula: 
∆G°=(∆fusH°) – T(fus∆S°)
Determinando a variação de energia Gibbs quando 1,0 mol de gelo se funde quando ocorre o processo na seguinte condição de temperaturas distintas. Entretanto deve-se converter a temperatura de Celsius para Kelvin.
a) 0°C 
∆G= (6,01) - (0+273,15) x (22,0) = -6003,3
b) 10°C
∆G= (6,01) - (10+273,15) x (22,0) = -6223,3
c) -10°C
∆G= (6,01) - (-10+273,15) x (22,0) =-5783,3
A energia disponível para realizar trabalho é negativa, ou seja, ∆G<0, a reação é espontânea no sentido direto. O sinal de ∆G, que nos diz se um processo é espontâneo, dependerá dos sinais e das ordens de grandeza de ∆H e - T∆S. Quando tanto ∆H quanto - T∆S forem negativos, ∆G será sempre negativo e o processo será espontâneo a todas as temperaturas.
02 – Para a fusão do cloreto de sódio (NaCl), ΔfusH⁰= + 30,2 kj mol-1 e ΔfusS⁰= + 28,1 kj mol-1. Estime o ponto de fusão do NaCl. Dados, na temperatura de Fusão (Tfus), ΔfusG⁰= 0.
∆G°=(∆fusH°) – T(fus∆S°)
A entalpia de fusão e a entropia de fusão do NaCl apresenta os seguintes valores:
ΔfusH⁰= + 30,2 kj mol-1
ΔfusS⁰= + 28,1 kj mol-1.
A variação de energia de Gibbs do NaCl é ΔfusG⁰= 0, já a Tfus não se sabe o valor, portanto encontraremos o ponto de fusão do NaCl aplicando a seguinte fórmula:
 ∆G°=(∆fusH°) – T(∆fusS°)
Pois a fusão é acompanhada por uma variação na entalpia (H) a uma dada T.
Substituindo o valor de ∆G° na fórmula, rearranjando a equação temos:
 0=(∆fusH°) – T(∆fusS°)
 
Para encontrar o valor em Kelvin precisa-se converter as unidades por análise dimensional, sendo assim:
 
 T= 1074,733 K
03 – (Mestrado UFC – adaptado) A produção de gás cloro é realizada industrialmente a partir da eletrólise de cloreto de sódio fundido representada abaixo pela equação química não balanceada:
 NaCl(l) → Na(l) + Cl2(g)
Considerando ∆H⁰ e ∆S⁰ para esta reação como sendo iguais a 820 kJ e 0,180 kJ K-1, respectivamente:
a) Calcule a energia de Gibbs para esta reação a 600 ⁰C. 
 O potencial ou tensão gerada por uma célula eletroquímica associada a uma reação de oxi-redução dá uma ideia da espontaneidade das reações, também as grandezas termodinâmica: entropia (S) e energia livre de Gibbs (G) darão ideia de espontaneidade das reações. Define-se em termodinâmica, a entropia, S, como o aumento da desordem do sistema e a energia livre de Gibbs, G, como a quantificação da perda de energia quando um sistema realiza trabalho (W). A relação entre S e G é dada pela relação
 
 ∆G=∆H - T∆S
Considerando ∆H⁰ e ∆S⁰ obtem-se: 
Balanceia-se a equação: 2NaCl(l) →2 Na(l) + Cl2(g), para obedecer a estequiometria da reação.
∆H= 820kJ x 2= 1640 KJ
∆S=0,180 KJ K-1 x 2=0,360 KJ.K-1
T= 600°C converte para K (600+273,15=873,15k)
Substituindo os valores na fórmula:
∆G=1640- (873,15 x 0,360) 
∆G= 1640-314,33
∆G=1325, 67 KJ 
 O ∆G permite verificar se uma reação é espontânea e também quanto trabalho de não expansão podemos obter de um sistema. Relacionando o sinal de ∆G=1325, 67 KJ e a espontaneidade de uma reação, como via de regra se o ∆G>0, então a reação direta não é espontânea. Se o ∆G>0, trabalho deve ser fornecido dos arredores para guiar a reação.
b) Qual seria a temperatura adequada para que está reação seja espontânea?
 A espontaneidade de uma reação dá pra ser relacionada com o sinal de ∆G. Portanto ∆G<0 a reação direta é espontânea. Então para achar uma temperatura adequada para que a reação seja espontânea o valor do ∆G será negativo, com isso a um aumento na entropia devido a temperatura.
 
 ∆G=∆H - T∆S ∆G=1640- (4558,3 x 0,360) 
 -1= 1640- (T x 0,360) ∆G=1640- 1640,9
 0,360T=1640+1 ∆G=-0,9 KJ
 T=1641/0,360
 T=4558,3K
04 – A redução do óxido de ferro (III) pelo carbono não é espontânea a 298 k, mas torna-se espontânea mediante aquecimento.
2 Fe2O3(s) + 3 C(s) → 4 Fe(s) + 3 CO2(g)
a) Use os dados fornecidos na tabela vista a seguir para calcular a variação da energia de Gibbs padrão, ΔG⁰, para a reação a 298 k.
Reescrevendo os valores da tabela para obedecer a estequiometria da reação.
	
	2 Fe2O3(s)
	3 C(s)
	4 Fe(s)
	3 CO2(g)
	ΔfH⁰298 /kJmol-1
	-1648
	0
	0
	-1180,5
	S⁰298 /J K-1mol-1
	174,8
	17,1
	109,2
	641,1
Para aplicar na fórmula da variação de energia de Gibbs, encontra-se as variações de entalpia e entropia, ambas através da relação: [(Somatório das energias dos produtos) - (Somatório das energias dos reagentes)]
∆HTotal = ∆H(produtos) - ∆H(reagentes) ∆STotal= ∆S(produtos) – ∆S(reagentes) 
∆HTotal = -1180,5 – (- 1648) ∆STotal= ( 641,1 + 109,2) – (174,8 + 17,1)
∆HTotal = -1180,5 + 1648 ∆STotal= 750,3 – 191,9
∆HTotal = +467,5 KJ ∆STotal= +558,4 J/K
 
 ∆G=∆H - T∆S
 ∆G= 467,5 – (298 x 558,4)
 ∆G= 467,5 – 166403,2
 ∆G= -165935,7
 A energia de Gibbs de uma fase estequiométrica apenas pode ser obtida através de dados calorimétricos. De acordo com a definição de G, entalpia e entropia devem ser conhecidas para uma dada condição de temperatura e pressão. 
 
b) Estime a temperatura na qual a reação se torna espontânea a 1 bar de pressão.
Fixando-se a pressão em 1 bar (pressão padrão), a energia de Gibbs padrão (Go) pode ser descrita como: 
Energias de Gibbs molares padrão de formação a 1 bar a 298 K, tornou a redução do óxido de ferro (III ) com energia de Gibbs negativa, ou seja, ΔG < 0, a reação direta é espontânea; exoérgica. 
05 – Escreva expressões para as constantes de equilíbrio termodinâmicas para as reações seguintes: 
Para uma reação geral: aA + bB ⇄ cC + dD
A expressão da constante de equilíbrio para tudo em solução é: Keq= [C]c [D]d
 [A]a [B]b 
O equilíbrio químico é um estado de máxima estabilidade termodinâmica para qual um sistema químico tende espontaneamente, à temperatura e pressão fixas. O conceito Energia livre de Gibbs (ΔG) permitirá correlacionar a constante deequilíbrio (k) com o balanço energético ( ΔH e ΔS) da reação.
As equações devem ser balanceadas:
a) 3N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) Keq= [NH3]2
 [N2]3 [H2]3 
b) CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g) Keq= [CO2]
 
 
C) CH3CO2 (aq) + H2O (l) ⇌ CH3CO2 – (aq) + H3O+ (aq) Keq= [CH3CO2 -] [H3O+]
 [CH3CO2] 
 
06 – Em uma síntese de amônia, a reação chega ao equilíbrio com pressões parciais pH2 = 0,810 bar, pNH3 + 0,150 bar e pN2 = 1,20 bar. Calcule a constante de equilíbrio termodinâmica, K, nestas condições.
O cálculo da constante de equilíbrio Kp é realizado quando temos um equilíbrio químico em que pelo menos um dos participantesdo meio reacional (reação) está no estado gasoso.
 N₂(g) + 3 H₂(g) ⇄ 2 NH₃(g)
Como todos os participantes da equação química acima se encontram no estado gasoso, todos participam do cálculo da constante de equilíbrio Kp para esse sistema. Para realizar esse cálculo, levamos em consideração a pressão parcial de cada um dos componentes gasosos.
Os dados fornecidos pelo exercício foram:
PH2 = 0,810 bar
PNH3 = 0,150 bar
PN2 = 1,20 bar
Kp = ?
Para realizar o cálculo da constante de equilíbrio Kp para a equação acima, basta seguir os seguintes passos:
Primeiro passo: montagem da expressão da constante de equilíbrio Kp.
Como temos o produto NH₃ com coeficiente 2, o reagente N₂ com coeficiente 3 e o reagente H₂ com coeficiente 3, logo a expressão para o Kp será:
 
 Kp= [PNH3]2
 [PN2]3 [PH2]3 
Segundo Passo: substituir pelo valor das pressões. 
 Kp= [0,150]2
 [1,20]3 [0,810]3 
 Kp= 0,0225 
 1,728 x 0,531441 
Kp= 0,0225 bar 
 0,9183 bar
Kp= 0,024
07 – Para a reação do hidrogênio e iodo a seguir, K = 46 a 510 ⁰C.
H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g)
Se o gás hidrogênio, o vapor de iodo e o iodeto de hidrogênio, cada qual a uma pressão parcial de 0,55 bar, são misturados em um recipiente, preveja o que vai acontecer.
O quociente de reação Q é uma medida das quantidades relativas de produtos e reagentes presentes na reação em um dado momento.
A partir do princípio de Le Châtelier, nós sabemos que quando uma perturbação capaz de deslocar o equilíbrio de uma reação é aplicada, esta tentará se ajustar para voltar para o equilíbrio. Comparando Q e K, nós podemos ver como a nossa reação está se ajustando
 Q = [HI]2
 [H2] [I2] 
Q = [0,55]2
 [0,55] [0,55] 
Q = 0,3025
 0,3025 
Q = 1
 K = [HI]2
 [H2] [I2] 
K = [0,55]2
 [0,55] [0,55] 
K = 0,3025
 0,3025 
K = 1
A reação já está em equilíbrio! As concentrações não mudarão, uma vez que as taxas das reações direta e inversa são iguais.
http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico04 
http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico04