Com os dados abaixo, calcule o De, em KJ, da seguinte reação:
2 HCl(0)+F2(0) square 2 HF(0)+Cl2(0)
São dadas as seguintes energias de ligação:
Ligação Energia (KJ. (mol de ligação formada) |l|c| hline Ligação & Energia (KJ (mol de ligação formada) $ ^-1$ ) hline $H-C l$ & $-431,8$ hline $H-F$ & $-563,2$ $Cl-Cl$ & $-242,6$ hline $F-F$ & $-153,1$ hline )

Passo 1

Beleza, o enunciado pede pra gente calcular a variação de entalpia ΔH (em kJ) da reação
2,HCl(g) + F2,(g) longrightarrow 2,HF(g) + Cl2,(g)
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

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

Passo 5

Por fim, ΔH da reação é:
De
De
De

Resposta

ΔH = –352,3 kJ

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