Usando os valores do Apêndice C (Brown), calcule a variação de entalpia padrão para cada uma das reações seguintes:
\mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_{2}(\mathrm{~s}) \rightarrow \mathrm{MgO}(\mathrm{s})+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(l)

Passo 1

O enunciado pede a variação de entalpia padrão para a reação
\mathrm{Mg(OH)_2(s)} \rightarrow \mathrm{MgO(s)} + \mathrm{H_2O(l)}.
Informações relevantes (valores retirados do Apêndice C de Brown):
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{MgO(s)}\big) = -601,6\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{H_2O(l)}\big) = -285,83\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
\Delta H_f^\circ\big(\mathrm{Mg(OH)_2(s)}\big) = -924,6\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

Passo 2

Conceito e fórmula que vamos usar: a entalpia-padrão de reação é dada pela diferença entre a soma das entalpias-padrão de formação dos produtos e a soma das entalpias-padrão de formação dos reagentes, isto é
\Delta H^\circ_\text{rxn}=\sum \Delta H_f^\circ(\text{produtos})-\sum \Delta H_f^\circ(\text{reagentes}).
Explicando devagar: cada \Delta H_f^\circ é a entalpia necessária (ou liberada, se negativa) para formar 1 mol daquela substância a partir dos seus elementos no estado padrão. Para calcular a reação você soma os \Delta H_f^\circ de cada produto (multiplicados pelos coeficientes estequiométricos) e subtrai a soma dos \Delta H_f^\circ dos reagentes.

Passo 3

Agora aplicamos a fórmula substituindo os valores do Apêndice C. Primeiro somo as entalpias dos produtos:
\Delta H_f^\circ(\mathrm{MgO})+\Delta H_f^\circ(\mathrm{H_2O}) = -601,6 + (-285,83) = -887,43\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
Depois subtraio a entalpia do reagente:
\Delta H^\circ_\text{rxn} = -887,43 - \big(-924,6\big) = -887,43 + 924,6 = 37,17\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
Arredondando de forma consistente com os dados (duas casas decimais por segurança), obtemos
\Delta H^\circ_\text{rxn} \approx 37,17\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

Passo 4

Interpretação e dica de prova: como \Delta H^\circ_\text{rxn} é positivo, a reação é endotérmica — absorve calor (faz sentido: decompor hidróxido para óxido mais água requer aquecimento). Em prova: sempre copie a reação, anote as entalpias de formação da tabela (Apêndice C), use a fórmula \Delta H^\circ_\text{rxn}=\sum\Delta H_f^\circ(\text{produtos})-\sum\Delta H_f^\circ(\text{reagentes}) e faça a soma/subtração com atenção aos sinais; a parte mais propensa a erro é esquecer que somar um valor negativo é subtrair.

Resposta

\Delta H^\circ_\text{rxn} = 37,17\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

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