Com os dados abaixo, calcule o
, em KJ, da seguinte reação:
São dadas as seguintes energias de ligação:
Ligação
Energia (KJ. (mol de ligação formada)
)
Ligação | Energia (KJ. (mol de ligação formada)
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Passo 1
Beleza, o enunciado pede pra gente calcular a variação de entalpia ΔH (em kJ) da reação
Isso é Química Geral, mais especificamente entalpia de ligação. A ideia é usar as energias de ligação dadas pra somar o quanto custa quebrar ligações e o quanto a gente ganha formando outras. Vamos quebrar tudo em etapas pra ficar bem claro.
Passo 2
Primeiro identificamos quais ligações são quebradas (reagentes) e quais são formadas (produtos).
- Ligações quebradas:
• 2 ligações H–Cl
• 1 ligação F–F - Ligações formadas:
• 2 ligações H–F
• 1 ligação Cl–Cl
Passo 3
Agora calculamos a energia necessária pra quebrar as ligações. Quando a gente quebra uma ligação, precisa “dar” energia igual ao módulo da energia de ligação (que vem negativa pra formação). Então:
E_quebra = 2·(+431,8 kJ) + 1·(+153,1 kJ)
E_quebra = 863,6 kJ + 153,1 kJ
E_quebra = 1 016,7 kJ
E_quebra = 2·(+431,8 kJ) + 1·(+153,1 kJ)
E_quebra = 863,6 kJ + 153,1 kJ
E_quebra = 1 016,7 kJ
Passo 4
Depois, calculamos a energia liberada quando formamos as ligações (valores negativos porque soltam energia):
E_forma = 2·(–563,2 kJ) + 1·(–242,6 kJ)
E_forma = –1 126,4 kJ + (–242,6 kJ)
E_forma = –1 369,0 kJ
E_forma = 2·(–563,2 kJ) + 1·(–242,6 kJ)
E_forma = –1 126,4 kJ + (–242,6 kJ)
E_forma = –1 369,0 kJ
Passo 5
Por fim, ΔH da reação é:
Resposta
ΔH = –352,3 kJ