O besouro bombardeiro espanta seus predadores, expelindo uma solução quente. Quando ameaçado, em seu organismo ocorre a mistura de soluções aquosas de hidroquinona, peróxido de hidrogênio e enzimas, que promovem uma reação exotérmica, representada por: C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) -> C6H4O2(aq) + 2 H2O(I) O calor envolvido nessa transformação pode ser calculado, considerando-se os processos abaixo: C6H4(OH)2(aq) → C6H4O2(aq) + H2(g) ∆H0 = +177 kJ/mol H2O(ℓ) + 1/2 O2(g) → H2O2(aq) ∆H0 = +95 kJ/mol H2O(ℓ) → 1/2 O2(g) + H2(g) ∆H0 = +286 kJ/mol Qual a quantidade de energia envolvida na reação que ocorre na reação de 330g de C6H4O2?
Passo 1
Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! O enunciado fala sobre a reação que o besouro bombardeiro usa para se defender, envolvendo hidroquinona, peróxido de hidrogênio e enzimas. Nosso objetivo aqui é descobrir quanta energia está envolvida na reação quando são produzidos 330g de $ C_6H_4O_2
\Delta H $) das reações envolvidas.
Passo 2
Primeiro, vamos entender as informações fornecidas. Temos três processos com suas respectivas variações de entalpia:
-
$ C_6H_4(OH)_2(aq) \rightarrow C_6H_4O_2(aq) + H_2(g)
\Delta H^\circ = +177 , kJ/mol $ -
$ H_2O(\ell) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow H_2O_2(aq)
\Delta H^\circ = +95 , kJ/mol $ -
$ H_2O(\ell) \rightarrow \frac{1}{2} O_2(g) + H_2(g)
\Delta H^\circ = +286 , kJ/mol $
Vamos usar a Lei de Hess, que diz que a variação total de entalpia para uma reação é a soma das variações das etapas intermediárias.
Passo 3
Nossa reação principal é:
$ C_6H_4(OH)_2(aq) + H_2O_2(aq) \rightarrow C_6H_4O_2(aq) + 2 H_2O(l) $
Para aplicar a Lei de Hess, precisamos combinar os processos dados de forma que eles resultem na nossa reação principal.
Passo 4
Vamos rearranjar os processos:
-
$ C_6H_4(OH)_2 \rightarrow C_6H_4O_2 + H_2
\Delta H_1 = +177 , kJ/mol $ -
$ H_2O + \frac{1}{2} O_2 \rightarrow H_2O_2
\Delta H_2 = +95 , kJ/mol $ -
$ H_2O \rightarrow \frac{1}{2} O_2 + H_2
\Delta H_3 = +286 , kJ/mol $
Precisamos ajustar essas equações para que, ao somá-las, obtenhamos a reação principal.
Passo 5
Vamos somar as três equações:
$ C_6H_4(OH)_2 + H_2O + \frac{1}{2} O_2 + H_2O \rightarrow C_6H_4O_2 + H_2 + \frac{1}{2} O_2 + H_2 $
Observamos que $ \frac{1}{2} O_2 $ e $ H_2 $ são cancelados dos dois lados, restando:
$ C_6H_4(OH)_2 + H_2O_2 \rightarrow C_6H_4O_2 + 2 H_2O $
Que é exatamente a nossa reação principal.
Passo 6
Agora, somamos as variações de entalpia:
$ \Delta H_{total} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 $
Substituindo os valores:
$ \Delta H_{total} = 177 , kJ/mol + 95 , kJ/mol + 286 , kJ/mol $
$ \Delta H_{total} = 558 , kJ/mol $
Isso significa que para cada mol de $ C_6H_4O_2 $ produzido, são liberados 558 kJ de energia.
Passo 7
Agora, vamos calcular quantos mols de $ C_6H_4O_2 $ correspondem a 330 g.
Primeiro, precisamos da massa molar de $ C_6H_4O_2 $:
Carbono ©: 12 g/mol × 6 = 72 g/mol
Hidrogênio (H): 1 g/mol × 4 = 4 g/mol
Oxigênio (O): 16 g/mol × 2 = 32 g/mol
Total: 72 + 4 + 32 = 108 g/mol
Número de mols:
$ mols = \frac{massa}{massa molar} = \frac{330 , g}{108 , g/mol} \approx 3,06 , mol $
Passo 8
Agora, multiplicamos o número de mols pela variação de entalpia por mol:
$ \Delta H = 3,06 , mol \times 558 , kJ/mol \approx 1705,08 , kJ $
Resposta
A quantidade de energia envolvida na reação para 330g de $ C_6H_4O_2 $ é de aproximadamente 1705 kJ.