Durante um certo período, uma maneira comum de formar pequenas quantidades de gás oxigênio no laboratório era aquecer \mathrm{KClO}_{3}: 2 \mathrm{KClO}_{3(s)} \rightarrow 2 \mathrm{KCl}_{(s)}+3 \mathrm{O}_{2(g)} \quad \Delta \mathrm{H}=-89,4 \mathrm{~kJ}
Para essa reação, calcule o \Delta \mathrm{H} para a formação de:
200,8 \mathrm{~g} de KCl

Passo 1

O que o enunciado dá e o que pede (resumido, com os dados que vamos usar):
  • Reação e entalpia associada (peguei do enunciado):
2\,\mathrm{KClO_{3(s)}} \rightarrow 2\,\mathrm{KCl_{(s)}} + 3\,\mathrm{O_{2(g)}},\qquad \Delta H = -89,4\\ \mathrm{kJ}
  • O enunciado pede o valor de \Delta H correspondente à formação de 200,8\\ \mathrm{g} de \mathrm{KCl}.
  • Observações importantes para usar depois: a equação está balanceada e produz 2 mol de \mathrm{KCl} por vez; a entalpia \Delta H indicada refere-se exatamente à reação escrita (isto é, à transformação de 2 mol de \mathrm{KClO_3} que gera 2 mol de \mathrm{KCl}).

Passo 2

Entender como usar a estequiometria com \Delta H (a ideia de base):
  • A entalpia \Delta H é uma grandeza extensiva: se a reação escrita produz 2 mol de \mathrm{KCl} e libera -89,4\\ \mathrm{kJ}, então essa energia se relaciona diretamente com a quantidade de \mathrm{KCl} formada.
  • Portanto podemos calcular a energia associada à formação de 1 mol de \mathrm{KCl} dividindo \Delta H pelo número de mols de \mathrm{KCl} produzidos pela equação balanceada.

Passo 3

Calcular \Delta H por mol de \mathrm{KCl}:
\Delta H_{\text{por mol de KCl}}=\frac{-89,4\\ \mathrm{kJ}}{2}=-44,7\\ \mathrm{kJ/mol}
Explicação: a reação escrita forma 2 mol de \mathrm{KCl} e libera -89,4\\ \mathrm{kJ}; portanto cada mol de \mathrm{KCl} formado corresponde a -44,7\\ \mathrm{kJ}.

Passo 4

Converter a massa dada de \mathrm{KCl} para mols (como fazer e por quê):
  • Para transformar gramas em mols usamos a massa molar de \mathrm{KCl}, que é a soma das massas atômicas de K e Cl (valores da tabela periódica):
M_K = 39,10\\ \mathrm{g/mol},\qquad M_{Cl}=35,45\\ \mathrm{g/mol}
M_{\mathrm{KCl}} = M_K + M_{Cl} = 39,10 + 35,45 = 74,55\\ \mathrm{g/mol}
  • Convertendo a massa fornecida:
n(\mathrm{KCl})=\frac{200,8\\ \mathrm{g}}{74,55\\ \mathrm{g/mol}}=2,693\\ \mathrm{mol}
Observação didática: dividir massa pela massa molar dá o número de mols; sempre mantenha as unidades para checar consistência.

Passo 5

Calcular a variação de entalpia associada a essa quantidade de \mathrm{KCl}:
  • Usamos a proporcionalidade direta entre mols formados e energia:
\Delta H = n(\mathrm{KCl})\times \Delta H_{\text{por mol de KCl}}
\Delta H = 2,693\\ \mathrm{mol}\times (-44,7\\ \mathrm{kJ/mol}) = -120,4\\ \mathrm{kJ}
Passo a passo da conta: 44,7\times2,693 \approx 120,4, o sinal negativo vem de \Delta H_{\text{por mol}}.

Passo 6

Interpretação do resultado (o que o sinal significa e como relatar na prova):
  • O resultado é -120,4\\ \mathrm{kJ}. O sinal negativo indica que o processo é exotérmico: ao formar 200,8\\ \mathrm{g} de \mathrm{KCl} pela reação dada, são liberados 120,4\\ \mathrm{kJ} de calor para o ambiente.
  • Dica de prova: escreva sempre claramente a relação estequiométrica que você usou (aqui: 2 mol KCl ↔ -89,4\\ \mathrm{kJ}), calcule o valor por mol e depois escale para a massa dada.

Resposta

-120,4\\ \mathrm{kJ}

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