ITA 2010
Sabe-se que a 25 °C as entalpias de combustão (em kJ mol−1 ) de grafita, gás hidrogênio e gás metano são, respectivamente: –393,5; –285,9 e –890,5. Assinale a alternativa que apresenta o valor CORRETO da entalpia da seguinte reação:
C(grafita) + 2H2(g) → CH4(g)
−211,1 kJ mol-1
-74,8 kJ mol-1
74,8 kJ mol-1
136,3 kJ mol-1
211,1 kJ mol-1
Resolução
Dados fornecidos (25 °C):
- ΔHc(C grafita) = –393,5 kJ mol−1
- ΔHc(H2) = –285,9 kJ mol−1
- ΔHc(CH4) = –890,5 kJ mol−1
Queremos ΔH para a reação de formação do metano:
C(grafita) + 2 H2(g) ⟶ CH4(g)
1. Construindo o ciclo de Hess
Tanto os reagentes quanto o produto podem ser totalmente queimados, formando o mesmo conjunto de substâncias finais (CO2 + H2O). Assim, segundo a lei de Hess:
ΔHreação = ΣΔHc(reagentes) – ΣΔHc(produtos)
2. Somatório das entalpias de combustão
Reagentes
- C(grafita): –393,5 kJ
- 2 H2(g): 2 × (–285,9) = –571,8 kJ
ΣΔHc(reagentes) = –393,5 + (–571,8) = –965,3 kJ
Produto
- CH4(g): –890,5 kJ
ΣΔHc(produtos) = –890,5 kJ
3. Calculando ΔH da reação
ΔH = (–965,3) – (–890,5) = –74,8 kJ mol−1
O sinal negativo indica que a síntese do metano é exotérmica.
Resposta:
–74,8 kJ mol−1 (alternativa B)
Dicas
Erros Comuns
Lei de Hess
O valor da variação de entalpia (ΔH) de uma transformação química depende apenas dos estados inicial e final, não do caminho percorrido. Assim, podemos montar ciclos que levem reagentes e produtos a um mesmo estado intermediário (por exemplo, CO2 + H2O) e igualar as rotas.
Entalpia de combustão (ΔHc)
É o calor liberado quando 1 mol de substância reage completamente com O2, formando CO2(g) e H2O(l). Valores são sempre negativos (processo exotérmico).
Formação do metano
Síntese padrão: C(grafita) + 2H2(g) ⟶ CH4(g). O ΔH dessa reação é a entalpia de formação do CH4.
