Determine a variação de entalpia de ligação para a seguinte reação:
2 \mathrm{HCl}+\mathrm{F}_{2} \rightarrow 2 \mathrm{HF}+\mathrm{Cl}_{2}
Sendo: F - F = 153, 1 \mathrm{kcal} / \mathrm{mol}
\begin{aligned} & \mathrm{H}-\mathrm{F}=563,2 \mathrm{kcal} / \mathrm{mol} \\ & \mathrm{H}-\mathrm{Cl}=431,8 \mathrm{kcal} / \mathrm{mol} \\ & \mathrm{Cl}-\mathrm{Cl}=242,6 \mathrm{kcal} / \mathrm{mol} \end{aligned}

Passo 1

O enunciado pede para calcular a variação de entalpia de ligação \Delta H da reação
2\,\mathrm{HCl} + \mathrm{F}_{2} \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{HF} + \mathrm{Cl}_{2}
usando as energias médias de ligação fornecidas. O conteúdo é aplicação do conceito de entalpia aproximada por somatório de energias de ligação, em que
\Delta H = \sum (\text{ligações quebradas}) \;-\; \sum (\text{ligações formadas}).çõçõ

Passo 2

Identificamos primeiro as ligações quebradas na reação:
— duas ligações \mathrm{H}\!-\!\mathrm{Cl}, cada uma com energia 431{,}8\:\mathrm{kcal/mol}.
— uma ligação \mathrm{F}\!-\!\mathrm{F} com energia 153{,}1\:\mathrm{kcal/mol}.
Logo, a energia total para quebrar essas ligações é
E_{\text{quebradas}} = 2 \times 431{,}8 + 1 \times 153{,}1 = 863{,}6 + 153{,}1 = 1\,016{,}7\:\mathrm{kcal/mol}.

Passo 3

Em seguida contabilizamos as ligações formadas:
— duas ligações \mathrm{H}\!-\!\mathrm{F}, cada uma com energia 563{,}2\:\mathrm{kcal/mol}.
— uma ligação \mathrm{Cl}\!-\!\mathrm{Cl} com energia 242{,}6\:\mathrm{kcal/mol}.
Portanto, a energia liberada ao formar essas ligações é
E_{\text{formadas}} = 2 \times 563{,}2 + 1 \times 242{,}6 = 1\,126{,}4 + 242{,}6 = 1\,369{,}0\:\mathrm{kcal/mol}.

Passo 4

Aplicando a fórmula da entalpia aproximada por energia de ligação, temos
\Delta H = E_{\text{quebradas}} - E_{\text{formadas}} = 1\,016{,}7 - 1\,369{,}0 = -352{,}3\:\mathrm{kcal/mol}.
O resultado negativo indica que a reação é exotérmica.

Resposta

\displaystyle \Delta H = -352{,}3\:\mathrm{kcal/mol}

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