Admitindo capacidades caloríficas constantes para produtos e reagentes, determine De<a H(500^circ C) para 2 H2 (g)+O2(g) 2 H2 O(g). Compare esse valor com a entalpia-padrão de formação deste produto. ( De<a H=-492,9 kJ)

Passo 1

O enunciado pede a entalpia da reação
2,H2(g) + O2(g) longrightarrow 2,H2O(g)
a T2 = 500^circC (ou 773 K), sabendo-se que a entalpia padrão da reação a T1=25^circC (ou 298 K) é De<a H^circ(298 K) = -492,9 kJ. O conteúdo envolvido é o uso da Lei de Kirchhoff, que relaciona De<a H a temperaturas diferentes assumindo capacidades caloríficas constantes.

Passo 2

A Lei de Kirchhoff para capacidades caloríficas constantes diz
De<a H(T2) ;=;De<a H(T1);+;De<a Cp,(T2 - T1)
onde
De<a Cp = sumi nui,Cp,i(produtos) ;-;sumj nuj,Cp,j(rea>=ntes).

Passo 3

Escolhendo valores médios de Cp em gás ideal (à pressão constante):
Cp(H2)=28,8 J,mol^-1K^-1,
Cp(O2)=29,4 J,mol^-1K^-1,
Cp(H2O)=33,6 J,mol^-1K^-1.
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De<a Cp = 2cdot 33,6 - l(2cdot 28,8 + 1cdot 29,4r) = 67,2 - 87 = -19,8 J,K^-1
Convertendo para kJ,K^-1:
De<a Cp = -0,0198 kJ,K^-1.

Passo 4

A diferença de temperatura é
De<a T = T2 - T1 = 773 - 298 = 475 K
Aplicando Kirchhoff:
De<a H(773 K) = -492,9 kJ + (-0,0198 kJ/K)times 475 K = -492,9 kJ - 9,40 kJ = -502,3 kJ

Passo 5

Comparação com De<a H^circ(298 K)=-492,9 kJ: a 500^circC o valor é mais negativo em cerca de 9,4 kJ. Isso ocorre porque De<a Cp<0, ou seja, os reagentes absorvem menos calor ao aumentar a temperatura do que os produtos, tornando a reação mais exotérmica a 773 K.

Resposta

De<a Hl(500^circ Cr)approx -502,3 kJ
Comparando com -492,9 kJ a 25^circ C, a entalpia fica cerca de 9,4 kJ mais negativa.

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