A partir das entalpias de reação abaixo, calcule o \Delta H para a reação do etileno \left(C_{2} H_{4}\right) \operatorname{com} F_{2}.
\begin{array}{ll} H_{2}(g)+F_{2}(g) \rightarrow 2 H F(g) & \Delta H=-537 k J \\\ C(s)+2 F_{2}(g) \rightarrow C F_{4}(g) & \Delta H=-680 k J \\\\ 2 C(s)+2 H_{2}(g) \rightarrow C_{2} H_{4}(g) & \Delta H=+52,3 k J \end{array}
R: -2,49 \cdot 10^{3} \mathrm{~kJ}

Passo 1

O enunciado fornece as entalpias de reações parciais envolvendo H_{2}(g), F_{2}(g), C(s) e pede a entalpia da reação do etileno com flúor. O conteúdo é a aplicação da Lei de Hess para combinar reações de formação de produtos a partir dos reagentes desejados.

Passo 2

A reação global de halogenação do etileno por F_{2} que vamos obter é
C_{2}H_{4}(g) \;+\;6F_{2}(g)\;\longrightarrow\;2\,CF_{4}(g)\;+\;4\,HF(g).

Passo 3

Invertemos a reação (3) para decompor o etileno em seus elementos:
C_{2}H_{4}(g)\longrightarrow 2\,C(s)\;+\;2\,H_{2}(g),
o que inverte o \Delta H dado, ficando
\Delta H_{3,\text{inv}} = -52{,}3\text{ kJ}.

Passo 4

Multiplicamos a reação (2) por 2 para formar 2 moles de CF_{4}:
2\bigl[C(s)+2F_{2}(g)\rightarrow CF_{4}(g)\bigr]\;\Longrightarrow\; 2\,C(s)+4F_{2}(g)\rightarrow 2\,CF_{4}(g),
com
\Delta H_{2,\text{tot}} = 2\times(-680\text{ kJ}) = -1360\text{ kJ}.

Passo 5

Multiplicamos a reação (1) por 2 para formar 4 moles de HF:
2\bigl[H_{2}(g)+F_{2}(g)\rightarrow 2\,HF(g)\bigr]\;\Longrightarrow\; 2\,H_{2}(g)+2\,F_{2}(g)\rightarrow 4\,HF(g),
com
\Delta H_{1,\text{tot}} = 2\times(-537\text{ kJ}) = -1074\text{ kJ}.

Passo 6

Somamos termodinâmicamente as três equações de forma que apareça apenas a reação do etileno com F_{2}. Os termos intermediários C(s) e H_{2}(g) se cancelam, e a soma das entalpias é
\Delta H = \Delta H_{3,\text{inv}} + \Delta H_{2,\text{tot}} + \Delta H_{1,\text{tot}} = -52{,}3 + (-1360) + (-1074) = -2486{,}3\text{ kJ}.
Arredondando,
\Delta H \approx -2,49\times10^{3}\text{ kJ}.

Resposta

\displaystyle \Delta H = -2,49\times10^{3}\text{ kJ}

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