Com base em valores de entalpia padrão de formação, calcule a variação de entalpia padrão de cada uma das seguintes reações:
\mathrm{N}_{2} \mathrm{O}_{4}(g)+4 \mathrm{H}_{2}(g) \rightarrow \mathrm{N}_{2}(g)+4 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(g)

Passo 1

O enunciado pede para calcular a variação de entalpia padrão da reação
\mathrm{N}_{2}\mathrm{O}_{4}(g)+4\mathrm{H}_{2}(g)\rightarrow \mathrm{N}_{2}(g)+4\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(g).
Informações dadas explicitamente:
  • A reação química está escrita acima (estados físicos indicados).
  • Deve-se usar valores de entalpia padrão de formação para calcular a variação de entalpia padrão da reação.

Passo 2

O que é a entalpia padrão de formação e por que usamos ela aqui.
  • A entalpia padrão de formação, denotada por \Delta H_f^\circ, é a variação de entalpia quando 1 mol de uma substância é formado a partir de seus elementos no estado padrão (temperatura usualmente 25^\circ\mathrm{C}, pressão 1\\ \text{bar}).
  • Para um elemento no seu estado padrão (por exemplo \mathrm{H}_2(g), \mathrm{N}_2(g)), vale
\Delta H_f^\circ = 0.
  • A razão de usarmos \Delta H_f^\circ é que a entalpia de reação padrão pode ser obtida somando as entalpias de formação dos produtos e subtraindo as dos reagentes (lei da soma das entalpias de formação).

Passo 3

Fórmula que usaremos (expliquei o que cada símbolo significa).
A variação de entalpia padrão da reação, \Delta H_{rxn}^\circ, é dada por
\Delta H_{rxn}^\circ = \sum_{\text{produtos}} \nu_i\,\Delta H_{f,i}^\circ \;-\; \sum_{\text{reagentes}} \nu_j\,\Delta H_{f,j}^\circ,
onde:
  • \nu_i e \nu_j são os coeficientes estequiométricos (números de mols) dos produtos e reagentes, respectivamente;
  • \Delta H_{f,i}^\circ e \Delta H_{f,j}^\circ são as entalpias padrão de formação (em \text{kJ mol}^{-1}) das substâncias envolvidas.

Passo 4

Escolha e apresentação dos valores de entalpia padrão de formação (valores típicos de tabela; aqui são os que vou usar).
Os valores padrão (retirados de tabelas termodinâmicas usuais) que usarei são:
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{N}_2\mathrm{O}_4(g)\big)=9,16\\ \text{kJ mol}^{-1},
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{H}_2(g)\big)=0\\ \text{kJ mol}^{-1},
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{N}_2(g)\big)=0\\ \text{kJ mol}^{-1},
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{H}_2\mathrm{O}(g)\big)=-241,8\\ \text{kJ mol}^{-1}.
Observação importante para a prova: sempre verifique o estado físico ( g ou l), pois \Delta H_f^\circ depende do estado (por exemplo \Delta H_f^\circ de \mathrm{H}_2\mathrm{O}(l) é diferente de \mathrm{H}_2\mathrm{O}(g)).

Passo 5

Calcular a soma das entalpias de formação dos produtos (mostrando cada operação).
Produtos: \mathrm{N}_2(g) e 4\\ \mathrm{H}_2\mathrm{O}(g).
  • Para \mathrm{N}_2(g): coeficiente 1, \Delta H_f^\circ=0. Contribuição: 1\times 0 = 0\\ \text{kJ}.
  • Para 4\\ \mathrm{H}_2\mathrm{O}(g): coeficiente 4, \Delta H_f^\circ=-241,8\\ \text{kJ mol}^{-1}. Contribuição:
4\times(-241,8) = -967,2\\ \text{kJ}.
Somando as contribuições dos produtos:
\sum_{\text{produtos}} \nu_i\,\Delta H_{f,i}^\circ = 0 + (-967,2) = -967,2\\ \text{kJ}.

Passo 6

Calcular a soma das entalpias de formação dos reagentes (mostrando cada operação).
Reagentes: \mathrm{N}_2\mathrm{O}_4(g) e 4\\ \mathrm{H}_2(g).
  • Para \mathrm{N}_2\mathrm{O}_4(g): coeficiente 1, \Delta H_f^\circ=9,16\\ \text{kJ mol}^{-1}. Contribuição: 1\times 9,16 = 9,16\\ \text{kJ}.
  • Para 4\\ \mathrm{H}_2(g): coeficiente 4, \Delta H_f^\circ=0. Contribuição: 4\times 0 = 0\\ \text{kJ}.
Somando as contribuições dos reagentes:
\sum_{\text{reagentes}} \nu_j\,\Delta H_{f,j}^\circ = 9,16 + 0 = 9,16\\ \text{kJ}.

Passo 7

Aplicar a fórmula e efetuar a subtração final (mostrando a aritmética).
Usando
\Delta H_{rxn}^\circ = \sum_{\text{produtos}} \nu_i\,\Delta H_{f,i}^\circ - \sum_{\text{reagentes}} \nu_j\,\Delta H_{f,j}^\circ,
temos
\Delta H_{rxn}^\circ = (-967,2)\\\ -\\ (9,16).
Calcule:
-967,2 - 9,16 = -(967,2 + 9,16) = -976,36\\ \text{kJ}.

Passo 8

Interpretação e dica de prova.
  • O resultado \Delta H_{rxn}^\circ = -976,36\\ \text{kJ} é negativo, portanto a reação é exotérmica: libera calor na condição padrão, na quantidade de 976,36\\ \text{kJ} por mol da reação escrita.
  • Dica prática para prova: sempre anote os estados físicos, transforme todos os valores para as mesmas unidades (aqui usamos \text{kJ mol}^{-1}), e faça a soma produtos menos reagentes. Se a prova der água líquida em vez de vapor, substitua o valor de \Delta H_f^\circ(\mathrm{H}_2\mathrm{O}) correspondente e recalcule.

Resposta

-976,36\\ \text{kJ}

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