Enunciado

7.95- A capacidade calorífica do iodo líquido é 80,7 J K . m o l e a entalpia de vaporização do iodo é 41,96 k J / m o l no ponto de ebulição ( 184,3   ℃ ). Use esses dados e as informações do Apêndice 2ª para calcular a entalpia de fusão do iodo em 25 .

Passo 1

Gente, a primeira coisa a fazer é determinar a reação de vaporização:

I 2 ( l ) → I 2 ( g )

Agora, vamos calcular a entalpia da reação a 298,2   K .

Para descobrirmos a entalpia da reação temos que usar a seguinte fórmula:

∆ H =   ∆ H p r o d u t o -   ∆ H r e a g e n t e

Dessa forma, temos que:

∆ H =   62,44 - X

∆ H = 62,44 - X

Onde X é a entalpia padrão de formação do iodo líquido.

Passo 2

Bom, nós temos o ∆ H de vaporização, as capacidades caloríferas e as temperaturas.

Só nos resta usar a lei de Kirchhoff:

∆ H ° T 2 =   ∆ H ° T 1 +   T 2 -   T 1   ∆ C p

Bom, as temperaturas são 298,2   K e 184,3   ℃ . A variação de entalpia a 298,2   K nós já temos, agora só nos resta a variação das capacidades caloríficas molares, que nós iremos calcular utilizando a seguinte fórmula:

∆ C p = ∑ n   C p , m p r o d u t o s -   ∑ n   C p , m ( r e a g e n t e s )

Consultando o Apêndice e substituindo os dados fornecidos pelo enunciado, ficamos com:

∆ C p = 36,90 - 80,7

∆ C p = - 43,8   J . K - 1

Quiridosss é sempre válido lembrar que as temperaturas devem estar em Kelvin. Dessa forma, o ponto de ebulição do iodo é 457,3   K . Não se esqueçam !!!

Aplicando os dados na lei de de Kirchhoff:

∆ H ° 457,3 = 62,44 - X +   457,5 - 298,2 ×   - 43,8

41,96 = -   X + 62,44 - 6,97

X = 13,5   K j / m o l

Passo 3

Você pode estar se perguntando..... Mas pra que tudo isso, se a questão quer entalpia de fusão do iodo a 25 , ou seja, 298,2   K ?

Queridosss a reação de fusão do iodo é a seguinte:

I 2 s → I 2 l

Nós não sabíamos a entalpia padrão do iodo líquido, por isso, fizemos aquele esquema todo lá em cima, sacou ?!

Lembrando que a entalpia padrão do iodo no estado sólido é zero, pois é a sua forma mais estável.

Pra finalizar, vamos determinar a entalpia da reação:

∆ H = 13,5 - 0

∆ H = 13,5   K j / m o l

Resposta

13,5   K j / m o l

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