Considere as seguintes entalpias de formação:
\mathrm{Al}_{2} \mathrm{O}_{3}(\mathrm{~s})=-1670 \mathrm{KJ} / \mathrm{mol}
\mathrm{MgO}(\mathrm{s})=-604 \mathrm{KJ} / \mathrm{mol}
Com esses dados calcule a variação de entalpia da reação abaixo em \mathrm{Kcal} / \mathrm{mol}.
\mathrm{MgO}(\mathrm{~s})+\mathrm{Al}(\mathrm{~s}) \rightarrow \mathrm{Mg}(\mathrm{~s})+\mathrm{Al}_{2} \mathrm{O}_{3}(\mathrm{~s})

Passo 1

O enunciado fornece as entalpias padrão de formação de \mathrm{Al}_{2}\mathrm{O}_{3}(\mathrm{s}) e \mathrm{MgO}(\mathrm{s}), e pede a variação de entalpia da reação
\mathrm{MgO}(\mathrm{s}) + \mathrm{Al}(\mathrm{s}) \;\longrightarrow\; \mathrm{Mg}(\mathrm{s}) + \mathrm{Al}_{2}\mathrm{O}_{3}(\mathrm{s})
O conteúdo aqui é a aplicação da Lei de Hess, que diz que
\Delta H_{\text{reação}} = \sum \Delta H_f(\text{produtos}) - \sum \Delta H_f(\text{reagentes}),çã
e em seguida a conversão de \mathrm{kJ} para \mathrm{kcal} usando 1\;\mathrm{kcal}=4{,}184\;\mathrm{kJ}.

Passo 2

Escrevendo a expressão de \Delta H em \mathrm{kJ/mol}:
\Delta H = \bigl[\Delta H_f(\mathrm{Mg}) + \Delta H_f(\mathrm{Al}_{2}\mathrm{O}_{3})\bigr] - \bigl[\Delta H_f(\mathrm{MgO}) + \Delta H_f(\mathrm{Al})\bigr].
Como \Delta H_f de um elemento puro no seu estado padrão \mathrm{Mg} e \mathrm{Al} é zero, temos
\Delta H = \bigl[0 + (-1670)\bigr] - \bigl[(-604) + 0\bigr] = -1670 + 604 = -1066\;\mathrm{kJ/mol}.

Passo 3

Para converter para \mathrm{kcal/mol}, dividimos por 4{,}184:
\Delta H = \frac{-1066\;\mathrm{kJ/mol}}{4{,}184\;\mathrm{kJ/kcal}} \approx -255\;\mathrm{kcal/mol}.

Resposta

-255\;\mathrm{kcal/mol}

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