Question

01 - (UDESC SC)
O gás metano pode ser utilizado como combustível, como mostra a equação 1:

Equação 1: CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(g)

Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julgar necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de entalpia da equação 1.

C(s) + H2O(g) -> CO(g) + H2(g) deltaH = 131,3 kJ mol–1
CO(g) + ½ O2(g) -> CO2(g) deltaH = –283,0 kJ mol–1
H2(g) + ½ O2(g) -> H2O(g) deltaH = –241,8 kJ mol–1
C(s) + 2H2(g) -> CH4(g) deltaH = –74,8 kJ mol–1

O valor da entalpia da equação 1, em kJ, é:

a) – 704,6
b) – 725,4
c) – 802,3
d) – 524,8
e) – 110,5

Answer 1

Ele quer o valor da entalpia da equação 1, que representa a combustão do gás metano.
CH4 (g) + 2O2 (g) ⇒ CO2 (g) + 2H2O (g)

Então você tem que mexer nas equações intermediárias arrumando-as de um jeito que obtenha a combustão do metano.

C (s) + H2O (g) ⇒ CO (g) + H2 (g) ΔH = 131,3 kJ mol–1
CO (g) + ½ O2 (g) ⇒ CO2 (g) ΔH = – 283,0 kJ mol–1
H2 (g) + ½ O2 (g) ⇒ H2O (g) ΔH = – 241,8 kJ mol–1
C (s) + 2H2 (g) ⇒ CH4 (g) ΔH = – 74,8 kJ mol–1

1°- Mantém a primeira equação.
2°- Mantém a segunda equação.
3°- Multiplica a terceira equação por 3.
4°- Inverte a quarta equação para trazer o CH4 para cá.

C (s) + H2O (g) ⇒ CO (g) + H2 (g) ΔH = + 131,3 kJ mol–1
CO (g) + 1/2O2 (g) ⇒ CO2 (g) ΔH = – 283,0 kJ mol–1
3H2 (g) + 3/2O2 (g) ⇒ 3H2O (g) ΔH = – 725,4 kJ mol–1
CH4 (g) ⇒ C (s) + 2H2 (g) ΔH = + 74,8 kJ mol–1

Agora soma tudo e corta quem estiver se repetindo nos dois lados das setas.

CH4 (g) + 2O2 (g) ⇒ CO2 (g) + 2H2O (g) ΔH = – 802,3 kJ mol–1

Answer 2

Utilizando as equações termoquímicas e os conceitos da Lei de Hess, o valor de entalpia da equação 1 é igual a -802,3 kJ/mol.

A alternativa correta é a letra "c".

Para chegarmos a equação 1, através das demais equações termoquímicas, será necessário fazer as seguintes etapas em cada reação:

C(s) + H2O(g) -> CO(g) + H2(g) ΔH = 131,3 kJ mol–1 (não precisa mexer)

CO(g) + ½ O2(g) -> CO2(g) ΔH = –283,0 kJ mol–1 (não precisa mexer)

H2(g) + ½ O2(g) -> H2O(g) ΔH = –241,8 kJ mol–1 (multiplicar por 3 para que no final fique apenas 2 mol de H₂O)

C(s) + 2H2(g) -> CH4(g) ΔH = –74,8 kJ mol–1 (inverter a reação para que o CH₄ fique do lado dos reagentes).

Fazendo as alterações explicitadas anteriormente:

C(s) + H2O(g) -> CO(g) + H2(g) ΔH = 131,3 kJ mol–1

CO(g) + ½ O2(g) -> CO2(g) ΔH = –283,0 kJ mol–1

3 H2(g) + 3/2 O2(g) -> 3 H2O(g) ΔH = –725,4 kJ mol–1 (quando multiplica por 3, o valor da entalpia também é multiplicado por esse valor).

CH4(g) -> C(s) + 2H2(g)  ΔH = +74,8 kJ mol–1 (quando inverte a reação, o valor de deltaH que antes era "negativo" fica "positivo".

Cortando os reagentes e produtos que se repetem, chega-se a equação 1 (ver imagem em anexo):

CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(g)

O valor de ΔH será a soma de todas as entalpias das reações anteriores.

ΔH = 131,3 - 283 - 725,4 + 74,8 = - 802,3 kJ/mol

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