A partir das equações a seguir, determine a entalpia de combustão da hidrazina (N2 H4).
cccc N2(g) & +2 H2(g) & longrightarrow N2 H4(g) & De<a H=95,0 kJ / mol H2(g) & +1 / 2 O2(g) & longrightarrow H2 O(g) & De<a H=-242,0 kJ / mol

Passo 1

O enunciado pede a entalpia de combustão da hidrazina gasosa, isto é, a reação
N2H4 (g) + O2 (g) longrightarrow N2 (g) + 2,H2O(g)
e seu De<a Hcomb. Temos dados de duas reações auxiliares com suas entalpias:
– formação da hidrazina a partir de N2 e H2;
– formação de água gasosa a partir de H2 e O2.
Vamos usar o princípio de Hess para combinar essas reações e obter a combustão.

Passo 2

Invertemos a reação de formação da hidrazina para obter a decomposição
N2H4 (g) longrightarrow N2 (g) + 2,H2 (g)
Como a reação original tem De<a H1=+95,0 kJ/mol, seu inverso tem
De<a Hrev1 = -95,0 kJ/mol

Passo 3

Duplicamos a reação de formação da água para gerar duas moléculas de H2O:
2l(H2 (g) + tfrac12,O2 (g) longrightarrow H2O(g)r)
Isso dá
2,H2 (g) + O2 (g) longrightarrow 2,H2O(g), De<a H2times = 2 times (-242,0) kJ/mol = -484,0 kJ/mol

Passo 4

Somando a decomposição da hidrazina ( De<a Hrev1=-95,0 kJ/mol) com a combustão do hidrogênio em água ( De<a H2times=-484,0 kJ/mol), obtemos diretamente a combustão da hidrazina:
N2H4 (g) + O2 (g) longrightarrow N2 (g) + 2,H2O(g),
De<a Hcomb = -95,0 + (-484,0) kJ/mol = -579,0 kJ/mol

Resposta

A entalpia de combustão da hidrazina é De<a Hcomb = -579,0 kJ/mol.

Exercícios relacionados