Considere a reação a seguir:
$ 3 \mathrm{MnO}{4}^{-2}+2 \mathrm{H}{2} \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{MnO}{4}^{-}+4 \mathrm{OH}^{-}+\mathrm{MnO}{2} \Delta \mathrm{H}=54,5 \mathrm{~kJ} $
Calcule o valor de
quando são colocados para reagir 4,5 mols de
com quantidade suficiente de água.
$ 3 \mathrm{MnO}{4}^{-2}+2 \mathrm{H}{2} \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{MnO}{4}^{-}+4 \mathrm{OH}^{-}+\mathrm{MnO}{2} \Delta \mathrm{H}=54,5 \mathrm{~kJ} $
Calcule o valor de
Passo 1
Beleza, o enunciado fala de uma reação onde 3 mols de MnO₄²⁻ reagem com água e liberam (ou absorvem) ΔH = +54,5 kJ. O conteúdo aqui é Estequiometria de entalpia de reação: a ideia é que a variação de entalpia é proporcional às quantidades de reagente. Para resolver, vamos usar regra de três simples: primeiro achamos quanto de energia corresponde a 1 mol de MnO₄²⁻ e depois multiplicamos pelos 4,5 mols que o exercício pede.
Passo 2
Teoria rápida: a entalpia de reação ΔH dada (54,5 kJ) vale para 3 mols de MnO₄²⁻. Se eu quiser saber quanto vale para 1 mol, faco uma divisão:
Isso é porque energia e quantidade de matéria são proporcionais, assumindo condições padrão.
Passo 3
Agora calcula:
Isso significa que cada mol de MnO₄²⁻ exige (absorve) 18,17 kJ.
Passo 4
Com esse valor por mol, multiplica pelos 4,5 mols do enunciado:
Resposta
ΔH ≃ +81,75 kJ (a reação absorve 81,75 kJ quando 4,5 mol de MnO₄²⁻ reagem).