(2,0) Com base na tabela de entalpia de ligação calcule \mathrm{o} \Delta \mathrm{H} da reação de da amônia \left(\mathrm{NH}_{3}\right) e oxigênio \left(\mathrm{O}_{2}\right) produzindo o óxido de nitrogênio (\mathrm{NO}) e água \left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right).

Passo 1

O enunciado pede para calcular o valor de \Delta H da reação entre amônia e oxigênio que produz óxido de nitrogênio e água, usando uma tabela de entalpia de ligação. As espécies químicas dadas são: \mathrm{NH_3}, \mathrm{O_2}, \mathrm{NO} e \mathrm{H_2O}. O enunciado também diz explicitamente para usar a tabela de entalpia de ligação (ou seja, energias de ligação).
Importante: a tabela de entalpia de ligação (os valores numéricos das energias de ligação) não foi enviada junto com o enunciado. Como esses valores são essenciais para obter um resultado numérico, não é possível fornecer um cálculo numérico definitivo baseado na sua tabela específica sem que ela seja informada. A seguir eu vou explicar detalhadamente o método passo a passo (como você deve aplicar na prova) e mostrar um exemplo numérico usando valores típicos de livro só para ilustrar — mas lembre-se: o resultado numérico final depende dos números da tabela que o seu professor forneceu.

Passo 2

Primeiro equilibramos a equação química. Escrevemos a reação geral com coeficientes:
a\,\mathrm{NH_3} + b\,\mathrm{O_2} \to c\,\mathrm{NO} + d\,\mathrm{H_2O}.
Balanceando átomos:
  • Nitrogênio: a = c.
  • Hidrogênio: 3a = 2d \Rightarrow d = \dfrac{3a}{2}.
  • Oxigênio: 2b = c + d = a + \dfrac{3a}{2} = \dfrac{5a}{2} \Rightarrow b = \dfrac{5a}{4}.
Para evitar frações, escolhemos a=4. Assim:
a=4,\quad b=5,\quad c=4,\quad d=6.
Equação balanceada:
4\,\mathrm{NH_3} + 5\,\mathrm{O_2} \to 4\,\mathrm{NO} + 6\,\mathrm{H_2O}.

Passo 3

Agora explico o método de entalpia de ligação — isso é o que você deve saber para aplicar na prova. A ideia:
  • Cada ligação química tem uma energia (entalpia de ligação) que é a energia necessária para quebrá-la em espécies gasosas.
  • Aproximação por energias médias: \Delta H_{rxn} é estimado como a energia absorvida para quebrar todas as ligações dos reagentes menos a energia liberada quando são formadas as ligações dos produtos.
Fórmula prática:
\Delta H_{rxn} \approx \sum (\text{energias das ligações quebradas}) - \sum (\text{energias das ligações formadas}).çõçõ
Explicando termos: cada termo é n \cdot D(\text{tipo de ligação})çã, onde n é o número de ligações desse tipo e D(\text{tipo}) é a energia de ligação (normalmente em \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}). O resultado também fica em \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} e refere-se à reação conforme escrita com os coeficientes estequiométricos.

Passo 4

Identificar e contar as ligações que são quebradas (nos reagentes) — vamos detalhar por espécie:
  • \mathrm{NH_3}: cada molécula tem três ligações \mathrm{N\!-\!H}. Com 4 moléculas de \mathrm{NH_3} temos 4\times 3 = 12 ligações \mathrm{N\!-\!H} a serem quebradas.
  • \mathrm{O_2}: cada molécula tem uma ligação \mathrm{O=O} (ligação dupla). Com 5 moléculas de \mathrm{O_2} temos 5 ligações \mathrm{O=O} a serem quebradas.
Observação didática: quando eu digo “quebrar” as ligações dos reagentes estou supondo que estamos separando as moléculas do estado dos reagentes nas espécies gasosas livres — esse é o raciocínio padrão ao usar entalpias de ligação.

Passo 5

Identificar e contar as ligações que são formadas (nos produtos):
  • \mathrm{NO}: cada molécula tem uma ligação entre N e O. Para a estimativa por energias de ligação usa-se a energia de ligação correspondente a N–O para a espécie NO (mesmo que, teoricamente, o NO tenha caráter radical e ordem de ligação fracionária; na prática usa-se o valor tabelado para a ligação N–O em NO). Com 4 moléculas de \mathrm{NO} formam-se 4 ligações N–O.
  • \mathrm{H_2O}: cada molécula tem duas ligações \mathrm{O\!-\!H}. Com 6 moléculas formam-se 6\times 2 = 12 ligações \mathrm{O\!-\!H}.

Passo 6

Montamos a expressão para \Delta H usando os contadores de ligações:
\Delta H_{rxn} \approx \big[12\cdot D(\mathrm{N\!-\!H}) + 5\cdot D(\mathrm{O=O})\big] - \big[4\cdot D(\mathrm{N\!-\!O}) + 12\cdot D(\mathrm{O\!-\!H})\big].
Explicação de cada símbolo:
  • D(\mathrm{N\!-\!H}) é a energia de ligação média de uma ligação N–H (em \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}).
  • D(\mathrm{O=O}) é a energia da ligação dupla O=O.
  • D(\mathrm{N\!-\!O}) é a energia da ligação N–O na molécula NO.
  • D(\mathrm{O\!-\!H}) é a energia da ligação O–H na água.
    A unidade do resultado será \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} para a reação conforme escrita (ou seja, para 4 mol de \mathrm{NH_3} reagindo com 5 mol de \mathrm{O_2}).

Passo 7

Como usar a tabela na prova (passo a passo prático):
  1. Localize na tabela os valores numéricos para cada D pedido: D(\mathrm{N\!-\!H}), D(\mathrm{O=O}), D(\mathrm{N\!-\!O}) (para NO) e D(\mathrm{O\!-\!H}).
  2. Substitua na expressão do Passo 6, multiplicando pelo número de ligações correspondente.
  3. Some os termos do colchete das ligações quebradas e some os termos do colchete das ligações formadas.
  4. Faça a subtração: (quebradas) − (formadas). O sinal negativo indica reação exotérmica (libera energia); positivo indica endotérmica (absorve energia).
  5. Se quiser \Delta H por mol de \mathrm{NH_3} consumido, divida o resultado pelo coeficiente estequiométrico de \mathrm{NH_3} (aqui 4).

Passo 8

Exemplo numérico ilustrativo (ATENÇÃO: valores típicos de livro, só para você entender como fazer as contas; seu resultado real deve usar a tabela que o professor deu):
Valores típicos de tabela (apenas exemplo):
D(\mathrm{N\!-\!H}) = 391\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}},\quad D(\mathrm{O=O}) = 498\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}},
D(\mathrm{N\!-\!O}) \\ (\text{para NO}) = 630\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}},\quad D(\mathrm{O\!-\!H}) = 467\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
Substituindo na expressão:
  • Energia para quebrar:
12\cdot 391 + 5\cdot 498 = 12\times 391 + 5\times 498.
Detalhando os produtos:
12\times 391 = 4692\\ \mathrm{kJ},
5\times 498 = 2490\\ \mathrm{kJ},
\text{Total (quebradas)} = 4692 + 2490 = 7182\\ \mathrm{kJ}.
  • Energia liberada ao formar:
4\cdot 630 + 12\cdot 467 = 4\times 630 + 12\times 467.
Detalhando:
4\times 630 = 2520\\ \mathrm{kJ},
12\times 467 = 5604\\ \mathrm{kJ},
\text{Total (formadas)} = 2520 + 5604 = 8124\\ \mathrm{kJ}.
  • Subtraindo:
\Delta H_{rxn} \approx 7182 - 8124 = -942\\ \mathrm{kJ}
(para a reação balanceada: 4\,\mathrm{NH_3} + 5\,\mathrm{O_2} \to 4\,\mathrm{NO} + 6\,\mathrm{H_2O}).
Interpretação: com esses valores de exemplo a reação seria exotérmica e liberaria aproximadamente 942\\ \mathrm{kJ} por lote estequiométrico acima. Por mol de \mathrm{NH_3} consumido isso corresponde a -942/4 = -235,5\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} (novamente, usando os valores de exemplo).

Passo 9

Resumo do que você deve fazer na prova — checklist rápido:
  • Equilibre a reação (feito no Passo 2).
  • Conte todas as ligações quebradas e formadas (Passos 4 e 5).
  • Use a fórmula \Delta H = \sum D(\text{quebradas}) - \sum D(\text{formadas}) (Passo 3).
  • Pegue os valores da tabela (é essencial usar os números que o professor/tabela forneceu).
  • Calcule cada termo separadamente, some e subtraia. Mostre as multiplicações e somas (o examinador gosta de ver trabalho organizado).
  • Interprete o sinal final (negativo = exotérmica, positivo = endotérmica).
    E respira — você consegue! Faça cuidadosamente as multiplicações e confira unidades ( \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}).

Resposta

Não é possível calcular numericamente o valor de \Delta H porque a tabela de entalpia de ligação (os valores numéricos de D para as ligações) não foi fornecida.

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