• Ex.#4: Relação entre \Delta H e \Delta U.
  • O calor liberado na queima da glicina em uma bomba calorimétrica a volume constante é 969,6 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{~mol}^{-1}, a 298 K .
A equação química da queima da glicina é:
\mathrm{NH}_{2} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{COOH}_{(\mathrm{s})}+9 / 4 \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow 2 \mathrm{CO}_{2(\mathrm{~g})}+5 / 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\ell)}+1 / 2 \mathrm{~N}_{2(\mathrm{~g})} .
Calcule a entalpia da reação de combustão da glicina.

Passo 1

O enunciado nos dá o calor liberado na combustão da glicina medido a volume constante numa bomba calorimétrica, ou seja, q_v=\Delta U, valendo -969,6\\ \mathrm{kJ}\cdot\mathrm{mol}^{-1} a 298\\ \mathrm{K}. Queremos a entalpia de reação \Delta H. Usaremos a relação química entre \Delta H e \Delta U para reações gasosas:
\Delta H = \Delta U + \Delta n_{\mathrm{g}}\,R\,T.

Passo 2

Identificamos que, a volume constante, o calor medido é \Delta U. Assim,
\Delta U = -969{,}6\\ \mathrm{kJ}\cdot\mathrm{mol}^{-1}.

Passo 3

Calculamos \Delta n_{\mathrm{g}}, diferença entre moles de gases nos produtos e nos reagentes.
Reagentes gasosos: \tfrac{9}{4}\\ \mathrm{O}_{2(g)} 2{,}25 mols
Produtos gasosos: 2\\ \mathrm{CO}_{2(g)} + \tfrac12\\ \mathrm{N}_{2(g)} 2{,}5 mols
Logo,
\Delta n_{\mathrm{g}} = 2{,}5 - 2{,}25 = 0{,}25.

Passo 4

Aplicamos a relação
\Delta H = \Delta U + \Delta n_{\mathrm{g}}\,R\,T.
Usando R=8{,}314\\ \mathrm{J\,mol^{-1}K^{-1}}=0{,}008314\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}K^{-1}} e T=298\\ \mathrm{K},
\Delta H = -969{,}6\\ \mathrm{kJ} + 0{,}25\times0{,}008314\\ \mathrm{kJ\,K^{-1}}\times298\\ \mathrm{K}.
Calculando o termo de correção:
0{,}25\times0{,}008314\times298 \approx0{,}6196\\ \mathrm{kJ}.
Portanto,
\Delta H = -969{,}6 + 0{,}6196 = -968{,}9804\\ \mathrm{kJ}\cdot\mathrm{mol}^{-1}.

Resposta

\Delta H\approx -969{,}0\\ \mathrm{kJ}\cdot\mathrm{mol}^{-1}.

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