Question

A 25°C e 1 atm, as entalpias de formação de NO e NO2 a partir dos elementos em seu estado natural são: NO(g) ΔH = +21,5 Kcal/mol; NO2(g) ΔH = +8,1 kcal/mol. Utilizando esses dados, calcule o ΔH para a reação: NO2(g) → NO(g) + ½ O2(g).

Answer 1

Resposta:

O ΔH da reação é de +13,4 kcal.

Explicação:

Para a equação química dada, a 25 ºC e 1 atm, a entalpia de formação global é calculada através da diferença entre as entalpias padrão dos produtos e dos reagentes, ou:

ΔH = H(produtos) - H(reagentes)

Considerando a reação NO2(g) → NO(g) + ½ O2(g), a entalpia padrão do oxigênio é igual a zero (por convenção, substâncias simples, como o O2, tem entalpia igual a zero).

Dessa forma, temos que a diferença de entalpia é apenas a diferença entre os valores de entalpia fornecidos.

Importante ressaltar que, uma vez que tanto o NO2 como o NO possuem coeficiente estequiométrico igual a 1, as entalpias podem ser usadas como estão (isto é, não é necessário multiplicar ou dividir por nenhum valor).

Logo:

ΔH = [21,5 kcal/mol * 1 mol NO] - [8,1 kcal/mol * 1 mol NO2]

∴ ΔH = 13,4 kcal

Importante: o ΔH da reação é positivo, indicando uma reação ENDOTÉRMICA, isto é, que consome energia no seu decorrer. O que era esperado, pois a reação apresentada é de decomposição, produzindo O2.

Se a reação ocorresse no sentido oposto (NO reagindo com O2 formando NO2), o ΔH seria o mesmo, porém com sinal negativo, sendo uma reação exotérmica.

Reações que envolvem consumo de O2 costumam ser de combustão, e sempre são exotérmica, liberando energia – o que explicaria o sinal negativo do ΔH neste caso.