energia libera di formazione

ciao a tutti, grazie per avermi accolto nel forum. 

Ho un problema con il seguente esercizio. 

La costante di equilibrio termodinamica della reazione di HBr(g)+ ½ Cl2(g) ⇄ HCl(g)+ ½ Br2(g)

a 25°C e 1 bar è 1.2X10^7 . 

Determinare l’energia libera standard di formazione di HBr sapendo che quelle di HCl e Br2(g) sono rispettivamente -95.29kJ/mol e +3.14 kJ/mol.

Dopo essermi riuscito a calcolare l'energia libera dell'intero processo che mi risulta essere 39,40 kJ, non riesco a determinare l'energia libera di formazione di HBr. Ho provato a usare una riformulazione della formula delta G = sommatoria deltag prodotti - deltag reagenti ma poi sarei costretto ad impostare un sistema perchè nella sommatoria ci va anche Cl2.

Poi un altro dubbio che ho è il seguente: quando una traccia mi da già il deltag di un prodotto, devo necessariamente moltiplicarlo per il coeff. stechiometrico o si sottintende già calcolato per quel coefficiente? 

Il risultato che dovrebbe uscire è [-53.3]

Ringrazio in anticipo

HBr(g) + 1/2 Cl2(g) --> HCl(g) + 1/2 Br2(l)

A 25°C il bromo è liquido (ovvero non è nel suo stato standard), mentre tutti gli altri componenti sono gassosi e si trovano nel loro stato standard. Per convenzione il ΔG° degli elementi nel loro stato standard è assunto uguale a zero.

ΔG° HBr(g) = ???

ΔG° Cl2(g) = 0 kJ/mol

ΔG° HCl(g) = -95,29 kJ/mol

ΔG° Br2(l) = 3,14 kJ/mol

ΔG° = -RT ln K = -8,314 J/K·mol · 298 K · ln 1,2·10^7 = -40385 J/mol = -40,39 kJ/mol

ΔG° = (ΔG° HCl(g) + ΔG° Br2(l)) - (ΔG° HBr(g) + ΔG° Cl2(g))

-40,39 = (-95,29 + 0,5·3,14) - (ΔG° HBr(g) + 0)

ΔG° HBr(g) = -53,3 kJ/mol

I dati termodinamici che si trovano nelle tabelle sono sempre riferiti a 1 mole, quindi ogni volta devono essere moltiplicati per il coefficiente stechiometrico della reazione.

Preziossisima Prof! auguri di buona pasqua e grazie