4) Dadas as equações termoquímicas: C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393 kJ/mol H2(g) + ½O2(g)

Olá!

A Lei de Hess diz que se uma reação for a soma de duas ou mais reações o valor da variação de entalpia para o processo global é a soma da variação de entalpia das reações individuais.

Reação de formação do ácido acético:

Equação x: CH₃COOH(l) + 2 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 2 H₂O(l)   ΔH = ?

Reações intermediárias:

Equação I: C(graf) + O₂(g) → CO₂(g)  ∆H = -393 kJ/mol

Equação II:  H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l)  ∆H = -286,0 kJ/mol

Equação III: 2 C(graf) + 2 H₂(g) + O₂(g) → CH₃COOH(l)  ∆H = -484,0 kJ

Como resolver este exercício?

Acompanhe:

Na equação x, temos o CH₃COOH(l) como reagente e ele aparece na equação III como produto. Devemos inverter a equação III para que ele fique do mesmo lado, e ao inverter muda o sinal do ∆H:

CH₃COOH(l) → 2 C(graf) + 2 H₂(g) + O₂(g)   ∆H = + 484,0 kJ

Na equação x, temos o CO₂ do mesmo lado que a equação I, porém na equação x tem 2 mols. Igualamos então o coeficiente ao multiplicar toda a equação I por 2:

2 C(graf) + 2 O₂(g) → 2 CO₂(g)  ∆H = - 786 kJ/mol

Por fim, na equação x, temos 2 mols de  H₂O e na equação II apenas 1, multiplicamos toda a equação por 2, assim como fizemos no passo anterior:

2 H₂(g) + 1 O₂(g) → 2 H₂O(l)  ∆H = - 572,0 kJ/mol

Qual o resultado?

ΔHf =  + 484 + (- 786) + (- 572)

ΔHf = - 874 Kj/mol

A entalpia-padrão de combustão de 1 mol de ácido acético é - 874 Kj/mol.

Aprenda mais em:

1. Entalpia-padrão de formação do etanol: