Question

Considere as equações termoquímicas a seguir:
I – H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = –285,8 kJ/mol
II – ½ H2(g) + ½ Cℓ2(g) → HCℓ(g) ∆H = –92,5 kJ/mol
III – ½ H2(g) + ½ F2(g) → HF(g) ∆H = –268,6 kJ/mol
IV – H2(g) + 2 C(s) → C2H2(g) ∆H = +226,8 kJ/mol
V – 2 H2(g) + 2 C(s) → C2H4(g) ∆H = +52,3 kJ/mol
Em qual das reações há liberação de maior quantidade de calor por 1,0 mol dehidrogênio consumido?
a) I b) II c) III d) IV e) V

Answer 1

I ~> –285,8 kJ/mol

II ) 1/2 DE –92,5 kJ/mol  = - 46,25 Kj/mol


III) 1/2 DE –268,6  = - 134,3


IV ) E V )  Nem precisa fazer , pois observe o sinal é + , isso significa que não tá liberando e sim recebendo .


Logo , resposta e letra a)  libera mais energia por mol de H2

Answer 2

c) III

Sabemos que quando a variação de entalpia é positiva, quer dizer que houve absorção de calor.

Porém, a questão fala de liberação, então podemos entender que as equações IV e V não se aplicam. 

Para sabermos a quantidade de liberação de energia por mol consumido, precisamos notar quantos mols foram usados.

I. Apenas um mol de Hidrogênio foi usado, energia liberada = -285,8 kJ. 

II. Temos 1/2 H2, logo, em para um mol, seriam liberados: 92,5.2 = -185 kJ.

III. 1/2 de H2, logo, em para um mol, seriam liberados: 268,6.2 = -537,2 kJ.

Assim, podemos concluir que a liberação de maior quantidade de calor por 1,0 mol de hidrogênio consumido foi na reação III.

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