Calcule a variação de entalpia para a reação de formação da amônia:
\mathrm{N}_{2}(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{~g})
Sabendo que:
  • \Delta \mathrm{H}^{\circ} \mathrm{f}\left[\mathrm{NH}_{3}(\mathrm{~g})\right]=-46,1 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}

Passo 1

O enunciado pede que eu calcule a variação de entalpia para a reação abaixo:
\mathrm{N}_{2}(\mathrm{~g})+3 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{~g})
Informações dadas:
  • \Delta H^{\circ}_{\mathrm{f}}\!\left[\mathrm{NH}_{3}(\mathrm{~g})\right]=-46{,}1\\ \mathrm{kJ/mol}.
Pergunta a responder:
  • Qual é a variação de entalpia \Delta H^{\circ}_{\text{reação}}çã para a reação tal como escrita (isto é, formando 2 mol de \mathrm{NH}_{3})?

Passo 2

O que é \Delta H^{\circ}_{\mathrm{f}} (entalpia padrão de formação) e a convenção útil:
  • A entalpia padrão de formação \Delta H^{\circ}_{\mathrm{f}} de uma substância é a variação de entalpia quando 1 mol da substância é formado a partir dos seus elementos em suas formas mais estáveis, sob condições padrão.
  • Por convenção, para um elemento em sua forma mais estável no estado padrão (por exemplo \mathrm{N}_{2}(\mathrm{g}) e \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})), vale
\Delta H^{\circ}_{\mathrm{f}}(\text{elemento})=0.
  • No enunciado foi dada \Delta H^{\circ}_{\mathrm{f}} de \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{g}), que é o valor por mol de \mathrm{NH}_{3} formado: -46{,}1\\ \mathrm{kJ/mol}.

Passo 3

Como calcular a entalpia da reação: lei de Hess (método das entalpias de formação)
  • A variação de entalpia padrão da reação é dada por:
\Delta H^{\circ}_{\text{reação}}=\sum_{\text{produtos}} \nu_i\,\Delta H^{\circ}_{\mathrm{f},i}-\sum_{\text{reagentes}} \nu_j\,\Delta H^{\circ}_{\mathrm{f},j},çã
onde \nu são os coeficientes estequiométricos (número de mols) na reação balanceada.
  • Explicando: soma-se (com seus coeficientes) as entalpias de formação dos produtos e subtrai-se a soma (com coeficientes) das entalpias de formação dos reagentes.

Passo 4

Aplicando a fórmula à reação dada:
  • Produtos: 2 mol de \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{g}) com \Delta H^{\circ}_{\mathrm{f}}=-46{,}1\\ \mathrm{kJ/mol}.
  • Reagentes: 1 mol de \mathrm{N}_{2}(\mathrm{g}) e 3 mol de \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}), ambos elementos na forma padrão, logo \Delta H^{\circ}_{\mathrm{f}}=0.
Usando a expressão:
\Delta H^{\circ}_{\text{reação}}=2\cdot\left(-46{,}1\\ \mathrm{kJ/mol}\right)-\big(1\cdot 0+3\cdot 0\big)çã

Passo 5

Fazendo a conta (mostrando passo a passo):
2\cdot\left(-46{,}1\\ \mathrm{kJ/mol}\right)=-92{,}2\\ \mathrm{kJ}
Como as entalpias dos reagentes são zero, não há subtração adicional. Interpretação: o valor é negativo, logo a reação é exotérmica — libera 92{,}2\\ \mathrm{kJ} quando a reação ocorre na quantidade estequiométrica dada (formando 2 mol de \mathrm{NH}_{3}).

Resposta

-92{,}2\\ \mathrm{kJ}

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