Das reações 1 e 2, determine a) \Delta H^{\circ} para a reação 3 e b) O calor de formação ( \Delta \mathrm{H}_{\mathrm{f}}{ }^{\circ}) do HCl . (Valor: \mathbf{2 , 0} pontos)
  1. \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{HCl}
  2. 2 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{~g})
\begin{aligned} & \Delta H_{f}=-184,62 \mathrm{kJmol}^{-1} \\\ & \Delta H_{f}=-483,64 \mathrm{kJmol}^{-1} \end{aligned}
  1. 4 \mathrm{HCl}(\mathrm{g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{~g})+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{~g}) \quad \Delta \mathrm{H}^{\circ}= ?
    O calor de formação ( \Delta \mathrm{H}_{\mathrm{f}}{ }^{\circ}) do HCl .

Passo 1

O enunciado dá duas reações e pede duas coisas:
  • Pergunta (a): determinar \Delta H^{\circ} da reação 3
  • Pergunta (b): determinar o calor de formação \Delta H_{f}^{\circ} do HCl (g)
As informações fornecidas (peguei os valores do enunciado) são:
  • Reação (1): \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})+\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g})\rightarrow 2\mathrm{HCl}(\mathrm{g}) com \Delta H_{1}^{\circ}=-184,62\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • Reação (2): 2\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{g})\rightarrow 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{g}) com \Delta H_{2}^{\circ}=-483,64\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • Reação (3) que queremos: 4\mathrm{HCl}(\mathrm{g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{g})\rightarrow 2\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g})+2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{g}), com \Delta H^{\circ}=?.

Passo 2

Conceito útil (aula rápida): Lei de Hess e manipulações de equações termoquímicas.
  • A entalpia \Delta H é uma função de estado: se uma reação pode ser obtida somando/manipulando outras reações, o \Delta H resultante é a soma/manipulação dos \Delta H correspondentes.
  • Regras práticas:
    1. Se uma equação química é multiplicada por um fator n, seu \Delta H também é multiplicado por n.
    2. Se uma equação é invertida (troca-se reagentes e produtos), o sinal de \Delta H inverte.
  • Definição de entalpia de formação padrão: \Delta H_{f}^{\circ} de uma substância é o \Delta H da reação em que 1 mol da substância é formado a partir dos seus elementos no estado padrão. Para elementos no estado padrão, \Delta H_{f}^{\circ}=0.

Passo 3

Planejar como obter a reação (3) a partir das reações (1) e (2) usando as regras acima.
  • Reação (1) cria HCl a partir de \mathrm{H}_2 e \mathrm{Cl}_2. Na reação (3) temos HCl como reagente, portanto convém inverter a reação (1) para obter HCl consumido.
  • Inverter (1) dá: 2\mathrm{HCl}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})+\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}),e o \Delta H desta equação é o oposto de \Delta H_{1}^{\circ}, isto é +\;184,62\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • Na reação (3) aparecem 4 mols de HCl, portanto multiplica-se a equação invertida por 2: 4\mathrm{HCl}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})+2\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}).O \Delta H para essa etapa será 2\times(+184,62)=+369,24\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

Passo 4

Agora somar a equação obtida no passo anterior com a reação (2) dada, para ver se obtemos a reação (3).
  • Escrever as duas equações com seus \Delta H: \begin{aligned} &\text{(A)}\quad 4\mathrm{HCl}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})+2\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}),\quad \Delta H_{\text{A}}=+369,24\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}},\\[4pt] &\text{(B)}\quad 2\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{g}),\quad \Delta H_{\text{B}}=-483,64\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}. \end{aligned}
  • Somando (A) + (B): à esquerda fica 4\mathrm{HCl}+2\mathrm{H}_{2}+\mathrm{O}_{2}; à direita fica 2\mathrm{H}_{2}+2\mathrm{Cl}_{2}+2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.
  • Cancelam 2\mathrm{H}_{2} que aparecem em ambos os lados, sobrando exatamente: 4\mathrm{HCl}(\mathrm{g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g})+2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{g}),que é a reação (3) desejada.]

Passo 5

Calcular o \Delta H^{\circ} da reação (3) somando os \Delta H das etapas A e B (pela Lei de Hess).
  • Soma energética: \Delta H^{\circ}=\Delta H_{\text{A}}+\Delta H_{\text{B}}=+369,24\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}+(-483,64\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}).
  • Fazer a conta: \Delta H^{\circ}=369,24-483,64=-114,40\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

Passo 6

Agora determinar o calor de formação padrão \Delta H_{f}^{\circ} do HCl (g).
  • Usar a reação (1) dada: \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})+\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g})\rightarrow 2\mathrm{HCl}(\mathrm{g}),\qquad \Delta H_{1}^{\circ}=-184,62\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • Pela definição de entalpia de formação padrão, \Delta H_{1}^{\circ} é a mudança de entalpia para formar 2 mols de HCl a partir dos elementos no estado padrão. Como \Delta H_{f}^{\circ}(\mathrm{H}_{2})=0 e \Delta H_{f}^{\circ}(\mathrm{Cl}_{2})=0, vale: \Delta H_{1}^{\circ}=2\Delta H_{f}^{\circ}(\mathrm{HCl}).
  • Portanto: \Delta H_{f}^{\circ}(\mathrm{HCl})=\frac{\Delta H_{1}^{\circ}}{2}=\frac{-184,62\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}}{2}=-92,31\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

Passo 7

Interpretação rápida e checagem:
  • O valor negativo de \Delta H^{\circ} da reação (3) indica que, sob as condições padrão, a reação libera calor (é exotérmica).
  • O valor encontrado para \Delta H_{f}^{\circ}(\mathrm{HCl}) está na faixa esperada para HCl(g) (valor por mol, negativo porque a formação é exotérmica).

Resposta

a) \Delta H^{\circ}=-114,40\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
b) \Delta H_{f}^{\circ}(\mathrm{HCl})=-92,31\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

Exercícios relacionados