Enunciado

7.53 O ácido clorídrico oxida o metal zinco em uma reação que produz gás hidrogênio e íons cloreto. Uma peça de metal de massa 8,5   g   foi colocada em um aparelho que contém 800   m L de 0,500 M de H C l ( a q ) . Se a temperatura inicial da solução de ácido clorídrico é 25 ° C , qual é a temperatura final da solução? Suponha que a densidade e a capacidade calorífica molar da solução de ácido clorídrico são iguais às da água e que todo o calor é usado para aumentar a temperatura da solução.

Passo 1

(AHHH... provavelmente você chegou até aqui porque essa questão na versão em portugês do livro está faltando um dado que é a massa do metal. Bom, a massa é 8,5 g...)

Antes de mais nada devemos escrever a reação

H C l a q + Z n s → H 2 g + Z n C l 2 a q

Notamos que a reação não está balanceada, mas essa é bem fácil, ne

2   H C l a q + Z n s → H 2 g + Z n C l 2 a q

Agora, como temos inicialmente 8,5   g de metal (zinco) e 800   m L de uma solução

0,500   m o l / L de H C l , devemos investigar quem é o reagente limitante. Para isso, vamos calcular quantos mol temos inicialmente de zinco e de H C l .

Como a massa molar do zinco é 65,4 g/mol, temos, então

n Z n = 8,5   g 65,4 g m o l = 0,13   m o l

Como a concentração da solução é 0,500   m o l / L e o volume é 800   m L = 0,8   L , então

n H C l =   0,500 m o l L × 0,8   L = 0,4   m o l

Como 1 mol de HCl precisa de 2 mol de Zinco para reagir, então concluímos que o zinco é o reagente limitante, pois os 0,13 mol de zinco só precisam de 0,26 mol de HCl.

Passo 2

Agora precisamos calcular qual o calor que essa reação libera.

Vamos fazer isso calculando a entalpia de reação a partir das entalpias padrão de formação que encontramos no Apêndice 2A.

∆ H f o H C l , a q = - 167,16   k J / m o l

∆ H f o Z n , s = 0

∆ H f o H 2 , g = 0

Para a entalpia padrão de formação do Z n C l 2 devemos levar em consideração que ele é composto por dois tipos de íons, 1 íon de Z n 2 + ( a q ) e 2 íons de C l - a q

∆ H f o Z n C l 2 , a q = - 153,89 + 2 × - 167,16 =   - 488,21   k J / m o l

Vamos expressar a entalpia de reação a partir das entalpias de formação

∆ H ° = 1   m o l × ∆ H f o Z n C l 2 , a q - 2   m o l × ∆ H f o H C l , a q

ATENÇÃO, essa expressão achada é para 1 mol, mas nós temos menos (calculamos anteriormente que 0,13 mol de zinco vai reagir com 0,26 mol de H C l gerando 0,13 mol de Z n C l 2 ), então já vamos usar essas quantidades para calcular a entalpia de reação

∆ H ° = 0 , 1 3   m o l × ∆ H f o Z n C l 2 , a q - 0,26   m o l × ∆ H f o H C l , a q

∆ H ° = 0,13   m o l - 488,21 k J m o l - 0,26   m o l × - 167,16 k J m o l

∆ H ° = - 63,46   k J + 43,46   k J

∆ H ° = - 20   k J

Passo 3

Como ele pede pra considerar as propriedades da solução iguais às da água, temos que a densidade da água é 1000 g L e que a capacidade calorífica é C e = 1 c a l g   ° C = 4,18 J g   ° C .

Podemos calcular qual a massa de água que precisa ser aquecida

m = 1000 g L × 0,8   L = 800   g

Usando, então a equação

Q = m × C e × T f i n a l - T i n i c i a l

20000   J = 800   g × 4,18 J g   ° C × T f i n a l - 25 ° C

T f i n a l = 30,98   ° C

Resposta

T f i n a l = 30,98   ° C

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7.83 Use as entalpias de ligação das Tabelas 7.7 e 7.8 para estimar a entalpia de reação de(a) N 2 g + 3F 2 g → 2N F 3 g (b) C H 3 C H = C H 2 g + H 2 O g → C H 3 C H O H C H 3 g (c) C H 4 g + C l 2 g
7.82 Use as entalpias de ligação das Tabelas 7.7 e 7.8 para estimar a entalpia de reação de(a) H C l g + F 2 g → H F g + C l F g , dado que ∆ H L C l - F =- 256k J / m o l (b) C 2 H 4 g + H C l g → C