(IF-GO) O trifluormetano, \mathrm{CHF}_{3}, é produzido pela fluoração do gás metano, de acordo com a equação abaixo não balanceada.
\mathrm{CH}_{4}(\mathrm{~g})+\mathrm{F}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow \mathrm{CHF}_{3}(\mathrm{~g})+\mathrm{HF}(\mathrm{~g})
Dados:
Substância \Delta \mathrm{H} \mathrm{KJ.mol}^{-1}
\mathrm{CHF}_{3(\mathrm{~g})} -1437
\mathrm{CH}_{4(\mathrm{~g})} -75
\mathrm{HF}_{(\mathrm{g})} -271
A entalpia-padrão da reação de fluoração do gás metano, em kJ. \mathrm{mol}^{-1}, é igual a:

Passo 1

O enunciado pede a entalpia-padrão da reação de fluoração do metano, em \mathrm{kJ\,mol^{-1}}. A reação não balanceada fornecida é:
\mathrm{CH}_{4}(\mathrm{g})+\mathrm{F}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{CHF}_{3}(\mathrm{g})+\mathrm{HF}(\mathrm{g})
Dados fornecidos (entalpias-padrão de formação, em \mathrm{kJ\,mol^{-1}}):
\Delta H_f^\circ\!\big(\mathrm{CHF}_{3(\mathrm{g})}\big) = -1437
\Delta H_f^\circ\!\big(\mathrm{CH}_{4(\mathrm{g})}\big) = -75
\Delta H_f^\circ\!\big(\mathrm{HF}_{(\mathrm{g})}\big) = -271
Observação: o enunciado não deu \Delta H_f^\circ para \mathrm{F}_2(\mathrm{g}) (elemento no seu estado padrão).

Passo 2

Conceito que vamos usar (aulas rápidas): a entalpia-padrão de reação é calculada a partir das entalpias-padrão de formação usando a relação
\Delta H^\circ_{\text{rxn}}=\sum_{\text{produtos}} \nu_i\,\Delta H_f^\circ(i)\;-\;\sum_{\text{reagentes}} \nu_j\,\Delta H_f^\circ(j).
Explicando cada parte: \Delta H^\circ_{\text{rxn}} é a variação de entalpia da reação sob condições padrão; \Delta H_f^\circ(i) é a entalpia-padrão de formação da espécie i (entalpia para formar 1 mol da substância a partir dos elementos no estado padrão); \nu_i e \nu_j são os coeficientes estequiométricos (números estequiométricos) de produtos e reagentes, respectivamente. Importante: para um elemento no seu estado padrão (por exemplo \mathrm{F}_2(\mathrm{g})), temos
\Delta H_f^\circ(\mathrm{F}_2(\mathrm{g}))=0.

Passo 3

Primeiro passo prático: balancear a equação química. Conta de átomos iniciais (na forma não balanceada):
  • Carbono: 1 no reagente ( \mathrm{CH}_4), 1 no produto ( \mathrm{CHF}_3) — OK.
  • Hidrogênio: 4 no reagente, no produto \mathrm{CHF}_3 tem 1 e \mathrm{HF} tem 1. Precisamos de coeficiente tal que a soma dos H dos produtos seja 4.
  • Flúor: do reagente cada \mathrm{F}_2 tem 2 átomos de F.
Se colocarmos 3 moléculas de \mathrm{HF} no produto, então os hidrogênios no produto ficam 1 (em \mathrm{CHF}_3) +\;3 (em 3\mathrm{HF}) =4, batendo com o reagente. Contabilizando flúor: \mathrm{CHF}_3 tem 3 F e 3\mathrm{HF} tem 3 F, total 6 F no produto; daí precisamos de 3 \mathrm{F}_2 no reagente para fornecer 6 átomos de F. Logo a equação balanceada é:
\mathrm{CH}_{4}(\mathrm{g}) + 3\,\mathrm{F}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{CHF}_{3}(\mathrm{g}) + 3\,\mathrm{HF}(\mathrm{g})

Passo 4

Agora aplicamos a fórmula da entalpia da reação com os coeficientes obtidos. Escrevendo explicitamente:
\Delta H^\circ_{\text{rxn}}= \big[1\cdot\Delta H_f^\circ(\mathrm{CHF}_3)+3\cdot\Delta H_f^\circ(\mathrm{HF})\big] - \big[1\cdot\Delta H_f^\circ(\mathrm{CH}_4)+3\cdot\Delta H_f^\circ(\mathrm{F}_2)\big].
Substituindo os valores dados e lembrando que \Delta H_f^\circ(\mathrm{F}_2)=0:
\Delta H^\circ_{\text{rxn}}= \big[1\cdot(-1437)+3\cdot(-271)\big]-\big[1\cdot(-75)+3\cdot 0\big].

Passo 5

Fazendo as contas passo a passo (vou mastigar):
Produtos:
1\cdot(-1437)+3\cdot(-271) = -1437 + (-813) = -2250.
Reagentes:
1\cdot(-75)+3\cdot 0 = -75 + 0 = -75.
Subtraindo:
\Delta H^\circ_{\text{rxn}} = -2250 - (-75) = -2250 + 75 = -2175\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
Interpretação rápida: o valor é negativo, então a reação é exotérmica (libera calor). Você pode anotar este valor diretamente na folha da prova.

Resposta

-2175\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

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