A entalpia de reação para a combustão de
, para produzir
é -393,5
, e a entalpia de combustão do
, para produzir
é de
. Sabendo disso, de acordo com a tabela de termoquímica, calcule a entalpia de combustão de
para produzir
, segundo a equação desbalanceada abaixo:
Passo 1
Beleza, o que o enunciado pede? A gente tem duas entalpias de combustão:
- C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = –393,5 kJ/mol
- CO(g) + ½ O₂(g) → CO₂(g), ΔH = –283,0 kJ/mol
E quer a entalpia de:
C(s) + O₂(g) → CO(g), ΔH = ?
Conteúdo: Termoquímica (entalpia de reação e Lei de Hess). Vamos usar que entalpia é função de estado, somando e invertendo reações pra achar essa ΔH.
Passo 2
Primeiro, escreve as reações que temos:
(1) C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH₁ = –393,5 kJ/mol
(2) CO(g) + ½ O₂(g) → CO₂(g) ΔH₂ = –283,0 kJ/mol
(1) C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH₁ = –393,5 kJ/mol
(2) CO(g) + ½ O₂(g) → CO₂(g) ΔH₂ = –283,0 kJ/mol
Passo 3
O que queremos é:
(3) C(s) + O₂(g) → CO(g) ΔH₃ = ?
(3) C(s) + O₂(g) → CO(g) ΔH₃ = ?
Pra conseguir (3), vamos usar a reação (2) mas ao contrário:
(2) invertida: CO₂(g) → CO(g) + ½ O₂(g) ΔH = +283,0 kJ/mol
(Inverter troca o sinal da ΔH.)
(2) invertida: CO₂(g) → CO(g) + ½ O₂(g) ΔH = +283,0 kJ/mol
(Inverter troca o sinal da ΔH.)
Passo 4
Agora somamos a reação (1) com a (2) invertida:
C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH₁ = –393,5 kJ/mol
CO₂(g) → CO(g) + ½ O₂(g) ΔH₂′ = +283,0 kJ/mol
—————————————————————————
C(s) + O₂(g) → CO(g) + ½ O₂(g) ΔH₁ + ΔH₂′ = –393,5 + 283,0
C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH₁ = –393,5 kJ/mol
CO₂(g) → CO(g) + ½ O₂(g) ΔH₂′ = +283,0 kJ/mol
—————————————————————————
C(s) + O₂(g) → CO(g) + ½ O₂(g) ΔH₁ + ΔH₂′ = –393,5 + 283,0
Repare que o CO₂ some, e sobra exatamente a reação que precisamos, exceto que ainda tem ½ O₂ no produto. Mas foi assim mesmo que a equação ficou e é consistente: a gente consumiu 1 mol de O₂ e gerou ½ mol, dando no total consumo de ½ mol, mas isso bate se você ajustar coeficientes; o importante é a ΔH.
Passo 5
Agora é só somar os valores:
ΔH₃ = –393,5 + 283,0 = –110,5 kJ/mol
ΔH₃ = –393,5 + 283,0 = –110,5 kJ/mol
Resposta
ΔH = –110,5 kJ·mol⁻¹