De acordo com os valores da Tabela nos livros de Físico-Química, \Delta \mathrm{H}^{\circ} \mathrm{f} à 25^{\circ} \mathrm{C}, calcule \Delta \mathrm{H}^{\circ} da reação.
\mathrm{NH}_{3}(\mathrm{~g})+\mathrm{HCl}(\mathrm{~g}) \quad------>\quad \mathrm{NH}_{4} \mathrm{Cl}(\mathrm{~s})

Passo 1

O enunciado pede o cálculo de \Delta H^\circ para a reação
\mathrm{NH}_{3}(g) + \mathrm{HCl}(g) \longrightarrow \mathrm{NH}_{4}\mathrm{Cl}(s)
usando valores de entalpia padrão de formação \Delta H^\circ_{f} a 25^\circ\mathrm{C}. O conteúdo aqui é termodinâmica de reações, mais especificamente o uso de entalpias de formação para obter \Delta H^\circ_{\mathrm{rxn}}.

Passo 2

A relação geral para a entalpia padrão de reação é
\Delta H^\circ_{\mathrm{rxn}} = \sum_{i}\Delta H^\circ_{f,i}(\text{produtos}) - \sum_{j}\Delta H^\circ_{f,j}(\text{reagentes})

Passo 3

Dos valores tabelados (em \mathrm{kJ\,mol^{-1}}): \Delta H^\circ_{f}[\mathrm{NH_{3}}(g)]=-45,9, \Delta H^\circ_{f}[\mathrm{HCl}(g)]=-92,3, \Delta H^\circ_{f}[\mathrm{NH_{4}Cl}(s)]=-314,4.

Passo 4

Somamos as entalpias dos reagentes:
\Delta H^\circ_{f,\text{reagentes}} = (-45,9)+(-92,3) = -138,2\\ \mathrm{kJ}

Passo 5

Aplicando a fórmula:
\Delta H^\circ_{\mathrm{rxn}} = \Delta H^\circ_{f}[\mathrm{NH_{4}Cl}(s)] - \Delta H^\circ_{f,\text{reagentes}} = -314,4 - (-138,2) = -176,2\\ \mathrm{kJ}

Resposta

\displaystyle \Delta H^\circ = -176{,}2\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

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