Question

Os romanos utilizavam CaO como argamassa nas construções rochosas. O CaO era
misturado com água, produzindo Ca(OH)2, que reagia lentamente com o CO2
atmosférico, dando calcário:
Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(g)
Substância
Entalpia de formação
Ca(OH)2(s
)
– 986,1 kj/mol
CaCO3(s) – 1206,9 kj/mol
CO2(g) – 393,5 kj/mol
H2O(g) – 241,8 kj/mol
A partir dos dados da tabela a variação de entalpia da reação, em kj/mol, será igual a:
a) + 138,2 kj/mol.
b) – 69,1 kj/mol.
c) – 2828,3 kj/mol.
d) + 69,1 kj/mol.
e) – 220,8 kj/mol.

Da pra responder explicando passo a passo?

Answer 1

Resposta: b) $-69,1kJ/mol$

Explicação:

A questão nos fornece a equação química que representa a reação já balanceada.

Agora, partiremos para a aplicação da fórmula do $ΔH$ na reação:

$ΔH=H_P-H_R$, em que:

ΔH é a variação de entalpia;

$H_P$ é a entalpia dos produtos;

[tex[H_R[/tex] é a entalpia dos reagentes.

Na equação, temos que os reagentes são $Ca(OH)_2$ e $CO_2$ e os produtos são $CaCO_3$ e $H_2O$.

Sendo assim, $H_R$ será dada pela soma das entalpias de formação dos reagentes (no caso, do $Ca(OH)_2$ e do $CO_2$).

Logo, temos:

$H_R=-986,1+(-393,5)=-986,1-393,5=-1379,6kJ/mol$

Já o $H_P$ será dado pela soma das entalpias de formação dos produtos (no caso, do $CaCO_3$ e da $H_2O$).

Portanto, temos:

$H_P=-1206,9+(-241,8)=-1206,9-241,8=-1448,7kJ/mol$

Aplicando esses dados na fórmula do $\Delta{H}$, temos:

$\Delta{H}=H_P-H_R\Rightarrow \Delta{H}=-1448,7-(-1379,6)=-1448,7+1379,6=-69,1kJ/mol$

Dessa forma, a variação de entalpia ($\Delta{H}$) da reação é igual a $-69,1kJ/mol$