Question

Alex, jogando futebol, sofreu uma luxação no tornozelo, sendo obrigado a imobilizá-lo com bota de gesso. Durante a aplicação da bandagem ortopédica devidamente molhada, o estudante observou que, à medida que enxugava, o gesso se aquecia. Na convalescença, aproveitando o tempo livre, Alex resolveu consultar seus livros de química. Daí descobriu que a cristalização do gesso ocorre com aumento da água de hidratação e diminuição do conteúdo de energia, conforme a equação abaixo:[CaSO4 . 1/2 H2O](amorfo) + 3/2 H2O(g) → [CaSO4 . 2 H2O](cristal); ΔH¡ < 0Continuando sua pesquisa bibliográfica, numa tabela termoquímica, abaixo reproduzida, Alex encontrou os valores para os calores de formação padrão (ΔH¡ f) do gesso cristalizado (endurecido), do gesso amorfo (em pó) e da água líquida: Então, Alex calculou corretamente a quantidade de calor liberada pelo processo de hidratação do gesso como sendo igual a

a) 733 kJ/mol
b) 161 kJ/mol
c) 18 kJ/mol
d) 876 kJ/mol​

Answer 1

Resposta:

Alternativa c)

Explicação:

CaSO₄. 2 H₂O + calor --> (CaSO₄. ½ H₂O) + 1,5 H₂2O

Dados

Calores de Formação Padrão (25°C e 1atm)

∆Hf⁰  

[CaSO₄.2 H₂O]cristal        -2020 kJ/mol

[CaSO₄. ½ H₂O]amorfo   -1573 kJ/mol  

H₂Olíquida                       -286 kJ/mol

Lembre que a variação da entalpia é igual à soma das entalpias de formação dos produtos menos a dos reagentes, observada a estequiometria da reação.

ΔH= ΔH(produtos) – ΔH(reagentes)  

ΔH(produtos) = -1573 kJ/mol + 1,5*(-286 kJ/mol)

ΔH(produtos) = -1573 kJ/mol + (-429 kJ/mol)

ΔH(produtos) = - 2002 kJ/mol  

ΔH(reagentes) = -2020 kJ/mol  

ΔH = -2020 kJ/mol – (- 2002 kJ/mol)

ΔH = - 18 kJ/mol