1. Calcule a entalpia de decomposição do \mathrm{CaCO}_{3} usando valores tabelados (o professor pode fornecer).

Passo 1

O enunciado pede a entalpia de decomposição do \mathrm{CaCO_3}. Isso geralmente se refere à reação padrão
\mathrm{CaCO_3(s)} \longrightarrow \mathrm{CaO(s)} + \mathrm{CO_2(g)}.
Informações relevantes que o enunciado dá implicitamente:
  • A reação de decomposição acima é a que vamos considerar.
  • Precisa-se usar valores tabelados (entalpias padrão de formação \Delta H_f^\circ) para calcular a variação de entalpia da reação.
  • Não foi fornecida uma tabela específica, então vou usar valores tabelados padrão comumente usados (o professor pode fornecer outros valores; se ele der valores diferentes, basta substituir e refazer a conta).

Passo 2

Conceito e fórmula que vamos usar (a tal “aula rápida” bem mastigada):
  • A entalpia padrão de formação \Delta H_f^\circ de uma substância é a variação de entalpia para formar 1 mol dessa substância a partir de seus elementos no estado padrão.
  • A Lei de Hess diz que a entalpia de uma reação é a soma algébrica das entalpias das etapas; na prática, com entalpias de formação, temos a fórmula direta:
\Delta H_\text{rxn}^\circ = \sum_{\text{produtos}} \nu_p \Delta H_f^\circ(\text{produto}) \;-\; \sum_{\text{reagentes}} \nu_r \Delta H_f^\circ(\text{reagente}),
onde \nu_p e \nu_r são os coeficientes estequiométricos (positivos) dos produtos e reagentes, respectivamente.
  • Aqui os coeficientes são todos 1, então a fórmula simplifica para:
\Delta H_\text{rxn}^\circ = \Delta H_f^\circ(\mathrm{CaO(s)}) + \Delta H_f^\circ(\mathrm{CO_2(g)}) - \Delta H_f^\circ(\mathrm{CaCO_3(s)}).
Explicando as variáveis:
  • \Delta H_\text{rxn}^\circ é a entalpia padrão da reação que queremos.
  • Cada \Delta H_f^\circ(\cdot) é a entalpia padrão de formação do composto indicado (em \mathrm{kJ\,mol^{-1}}).

Passo 3

Escolha dos valores tabelados (peguei estes valores em tabelas padrão de termodinâmica; se o professor fornecer outros, substitua-os):
  • \Delta H_f^\circ\big(\mathrm{CaCO_3(s)}\big) = -1206{,}9\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • \Delta H_f^\circ\big(\mathrm{CaO(s)}\big) = -635{,}5\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • \Delta H_f^\circ\big(\mathrm{CO_2(g)}\big) = -393{,}5\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

Passo 4

Calculemos passo a passo a soma das entalpias dos produtos e a diferença:
  • Soma das entalpias dos produtos:
\Delta H^\circ_{\text{prod}} = \Delta H_f^\circ(\mathrm{CaO}) + \Delta H_f^\circ(\mathrm{CO_2}) = (-635{,}5) + (-393{,}5)\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • Fazer a soma (cada passo aritmético bem claro):
(-635{,}5) + (-393{,}5) = -(635{,}5 + 393{,}5) = -1029{,}0\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • Agora aplicar a fórmula da reação:
\Delta H_\text{rxn}^\circ = \Delta H^\circ_{\text{prod}} - \Delta H_f^\circ(\mathrm{CaCO_3}) = (-1029{,}0) - (-1206{,}9)\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • Subtração (cuide dos sinais):
(-1029{,}0) - (-1206{,}9) = -1029{,}0 + 1206{,}9 = 177{,}9\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

Passo 5

Interpretação física e dica de prova:
  • O resultado positivo \Delta H_\text{rxn}^\circ = +177{,}9\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} significa que a decomposição é endotérmica: é preciso fornecer cerca de 177{,}9\\ \mathrm{kJ} para decompor 1 mol de \mathrm{CaCO_3} nas condições padrão.
  • Dica prática para prova: sempre verifique as fases (s, g) porque \Delta H_f^\circ depende do estado físico; confira sinais e os coeficientes estequiométricos; se o professor der tabelas diferentes, repita a mesma fórmula com os valores dados.
  • Arredondamento e casas significativas: use o mesmo número de casas decimais dos dados tabelados ou justifique o arredondamento; um resultado normalmente apresentado é \approx 178\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

Resposta

\Delta H_\text{decomposição}^\circ = +177{,}9\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}çã

Exercícios relacionados